PARTE I - INTRODUÇÃO À BIOQUÍMICA 4 ESTRUTURA DA CÉLULA EUCARIÓTICA
1.1 VISÃO GERAL: Células e compartimentos celulares
5 1.2 COMPOSIÇÃO DE CÉLULAS EUCARIÓTICAS: Papéis funcionais de organelas subcelulares e membranas
5 1.3 ÁGUA, PH, SOLUTOS, TAMPÕES E TAMPONAMENTO: o ambiente aquoso das células 6
PARTE II – QUÍMICA DE BIOMOLÉCULAS 11
2.1. QUÍMICA DE AMINOÁCIDOS E PROTEÍNAS 11
2.1.1. Aminoácidos: estrutura e classificação 11
2.1.2. Proteínas e Peptídeos 17
2.1.3. Enzimas 24
2.2. QUÍMICA DE GLICÍDIOS 34
2.2.1. Monossacarídeos 34
2.2.2. Dissacarídeos 38
2.2.3. Polissacarídeos 40
2.3. QUÍMICA DE LIPÍDIOS 42
2.3.1. Ácidos Graxos 42
2.3.2. Triacilgliceróis 45
2.3.3. Glicerofosfolipídios 45
2.3.4. Esfingolipídios 46
2.3.5. Lipídios esteroides 48
2.3.6. Outros lipídios biologicamente importantes 49
2.4. QUÍMICA DE NUCLEOTÍDEOS E ÁCIDOS NUCLEICOS 51
2.4.1. Os nucleotídeos são os componentes básicos dos ácidos nucleicos 51
2.4.2. Estrutura molecular do DNA 55
2.4.3. Estrutura molecular do RNA 56
PARTE III – METABOLISMO 58
3.1. BIOENERGIA E METABOLISMO OXIDATIVO 61
3.1.1. Ciclo dos ácidos tricarboxílicos (Ciclo de Krebs) 61
3.1.2. Cadeia Mitocondrial Transportadora de elétrons (Cadeia Respiratória). 65
3.1.3. Radicais livres e o estresse oxidativo. 72
3.2. METABOLISMO DOS AMINOÁCIDOS, DAS PROTEÍNAS E OUTROS COMPOSTOS NITROGENADOS
76
3.2.2. Metabolismo dos aminoácidos e das proteínas 76
3.2.2. Metabolismo de nucleotídeos 86
3.2.3. Metabolismo do grupo heme 89
3.3. METABOLISMO DE CARBOIDRATOS 92
3.3.1. Digestão e absorção dos carboidratos 92
3.3.2. Glicólise 95
3.3.3. Gliconeogênese 100
3.3.4. Síntese do glicogênio 104
3.3.5. Glicogenólise 106
3.3.6. Via das pentoses ou via do fosfogliconato 109
3.4. METABOLISMO DOS LIPÍDIOS 110
3.4.1. Digestão e absorção dos lipídios 110
3.4.2. Mobilização dos triacilgliceróis (lipólise) 111
3.4.3. Degradação de ácidos graxos: β-oxidação dos ácidos graxos 112
3.4.4. Corpos Cetônicos 114
3.4.5. Biossíntese de Ácidos Graxos 116
3.4.6. Síntese de triacilgliceróis 118
3.4.7. Eicosanóides 119
3.4.8. Metabolismo do colesterol 121
3.4.9. Metabolismo das lipoproteínas 123
3.5. BIOQUÍMICA DA RESPIRAÇÃO E DO EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE.
128 3.5.1. Hemoglobina – a proteína das hemácias que liga o O2. 128
3.5.2. Respiração, equilíbrio ácido-base e suas alterações. 131
3.6. BIOQUÍMICA DA CONTRAÇÃO MUSCULAR 136
3.6.1. Estrutura do músculo esquelético 136
3.6.2. Mecanismo da contração muscular 138
3.6.3. Fontes de energia para o trabalho muscular: processos anaeróbios e aeróbios 139
3.7. REGULAÇÃO METABÓLICA –Inter-relações metabólicas. 143
3.7.1. Período absortivo 143
3.7.2. Período pós-absortivo 145
3.7.3. Jejum 146
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ADICIONAIS PARA ESTUDO: 149
O que é Bioquímica?
A palavra bioquímica
etimologicamente significa "química da vida"
ciência que lida com a base molecular da vida, portanto, trata do estudo da composição química da matéria viva, a relação estrutura função das moléculas características dos seres vivos, assim como as transformações químicas que ocorrem nos mesmos e também os mecanismos moleculares envolvidos na regulação de tais transformações.
A bioquímica estuda as estruturas moleculares, os mecanismos e os processos químicos responsáveis pela vida. Os organismos vivos continuamente efetuam atividades que permitem a sua sobrevivência, crescimento e reprodução. Para realizar as suas funções, os seres vivos dependem da capacidade de obter, transformar, armazenar e utilizar energia. Sem energia ocorre a perda da vitalidade e a morte celular. A maioria dos constituintes moleculares apresenta formas tridimensionais que executam inúmeras reações químicas entre si para manter e perpetuar a vida. Em bioquímica, a estrutura, a organização e as atividades potenciais dessas moléculas são examinadas na tentativa de elucidar que aspectos que promovem as indispensáveis contribuições à manutenção da vida.
Os organismos vivos são estruturalmente complexos e diversificados.
Todavia, muitas características são comuns a todos eles. Todos fazem uso das mesmas espécies de moléculas e extraem a energia do meio ambiente para as suas funções.
A Bioquímica estuda, basicamente, as reações químicas de processos biológicos que ocorrem nos organismos vivos. Para isso, a estrutura e a função das biomoléculas (aminoácidos, peptídeos, enzimas, proteínas, carboidratos, lipídeos, ácidos nucleicos, hormônios, vitaminas, dentre outros) são trabalhadas nessa disciplina. Também é destaque a importância biológica e propriedades físico-químicas da água, além dos sistemas-tampão e pH. Quanto ao metabolismo, o enfoque é dado no que se diz respeito à produção e utilização de energia pelos seres vivos: glicólise, ciclo de Krebs, metabolismo de lipídios, metabolismo de
compostos nitrogenados, cadeia transportadora de elétrons e fosforilação oxidativa.
A bioquímica tem contribuído de maneira significativa com o desenvolvimento científico de diversas áreas do conhecimento.
No progresso feito nos últimos anos nas ciências médicas, as contribuições da bioquímica têm desempenhado um papel de destaque e a compreensão das causas moleculares de muitas doenças, o desenvolvimento de várias técnicas de diagnóstico laboratorial, o uso de alguns medicamentos, o tratamento de determinadas condições são exemplos da aplicação direta desta ciência para a prática médica.
A microbiologia, a botânica, a agricultura, a indústria farmacêutica, a biologia celular, a imunologia, a genética, engenharia genética e biotecnologia, bem como a ciência médica, tanto humana como veterinária receberam significativos benefícios em suas aplicações específicas a partir de numerosos descobrimentos bioquímicos, o que levou a avanços importantes destas ciências afins.
Os capítulos a seguir representam a organização de informações básicas para o aprendizado de bioquímica, possuindo um caráter estritamente didático, não dispensando, de forma alguma, a consulta às referências bibliográficas sugeridas ao final desta apostila e outras, existentes na literatura especializada.
A compreensão dos mecanismos básicos de manutenção da vida no ambiente celular é indispensável para o profissional das áreas da saúde e das ciências biológicas para que possa se posicionar em assuntos vitais e, inclusive, éticos dentro do exercício de sua profissão.
Esta apostila destina-se somente como fonte de informação básica aos alunos que estejam cursando as disciplinas de Bioquímica ministradas pelo Prof. Sandro M. Tuerlinckx, não deve ser utilizada como fonte de pesquisa ou ser referenciada em trabalhos acadêmicos, para tal, favor consultar às referências bibliográficas sugeridas.
PARTE I - INTRODUÇÃO À BIOQUÍMICA
Classes de Biomoléculas - Macromoléculas Biológicas
Os organismos vivos são compostos por milhares de moléculas inorgânicas e orgânicas diferentes. A maioria dos constituintes moleculares dos sistemas vivos contém carbonos ligados covalentemente a outros carbonos e a átomos de hidrogênio, oxigênio e nitrogênio.
As quatro principais classes de moléculas biológicas são:
1. Proteínas ou polipeptídeos. São longos polímeros formados por vinte diferentes aminoácidos. Apresentam elevada massa molecular que variam de centenas a milhões de daltons.
Atuam como elementos estruturais, catalisadores (enzimas), anticorpos, transportadores, hormônios, reguladores gênicos, toxinas, etc.
2. Carboidratos. São polímeros de açúcares simples, como a glicose, com elevadas massas moleculares. Liberam e armazenam energia e também são elementos estruturais extracelulares.
3. Lipídeos. São formados por moléculas relativamente pequenas (ao redor de 300-1.500 D) que podem se associar para constituir grandes moléculas que servem, principalmente, como componentes estruturais das membranas, como forma de armazenamento de energia e outras funções (hormônios esteróides, vitaminas, proteção, material isolante).
4. Ácidos nucléicos (DNA e RNA). São polímeros formados por nucleotídeos.
Armazenam, transmitem e transcrevem a informação genética.
Elementos utilizados nos organismos vivos.
Poucos dos 112 elementos encontrados na tabela periódica são utilizados nos sistemas biológicos. Os bioelementos podem ser classificados em macroelementos e oligoelementos de acordo com sua abundância. Destes, C, H, O, N e P tem um papel destacado. C, H, O e N juntos somam mais de 99% da biomassa. Os microelementos, embora usados em pequena quantidade, são indispensáveis à vida.
Escala de tamanho das estruturas biológicas.
As estruturas biológicas como os tecidos que constituem os órgãos e as células que formam esses tecidos podem ser observados por microscopia ótica ou eletrônica (capacidade de observação em escala μm), entretanto, para que possamos estudar as principais biomoléculas (escala em nm) no âmbito da bioquímica, são necessários outros métodos como as cromatografias líquida (HPLC) e gasosa (CG), também métodos cromatográficos de purificação de proteínas, sequenciadores de aminoácidos e de nucleotídeos, difração de raios X, ressonância magnética nuclear (RMN), técnicas de eletroforese, assim como técnicas espectrofotométricas na região do visível (VIS) ou do ultravioleta (UV) e também de absorção atômica.
Bases Bioquímicas da Origem da Vida – A Origem das biomoléculas – ESTUDO DIRIGIDO – No site da disciplina.
ESTRUTURA DA CÉLULA EUCARIÓTICA
1.1 VISÃO GERAL: CÉLULAS E COMPARTIMENTOS CELULARES
As células são as unidades estruturais e funcionais de todos os organismos vivos. Elas diferem amplamente em suas estruturas e funções, mas todas são circundadas por uma membrana que controla a troca de substâncias para o interior e para o exterior da célula.
Todas as células contêm DNA. O DNA total de uma célula é denominado genoma. As unidades individuais de hereditariedade, controlando as características individuais, que codifica para uma proteína funcional, ou RNA, são genes.
As células são classificadas de acordo com seu tamanho e complexidade em uma das duas categorias:
Procarióticas (do grego pro, antes), nas quais, o material genético não está delimitado em um envelope nuclear. Não possuem núcleo ou estruturas internas delimitadas por membrana.
A sua estrutura é mantida por uma parede celular extremamente resistente formada de polissacarídeos. São organismos unicelulares que podem existir em associação, formando colônias de células independentes.
Eucarióticas (do grego eu, “verdadeiro”, e karyon, “núcleo”), contém o material genético organizado em cromossomos dentro de um envelope nuclear. São organismos complexos e podem ser unicelulares ou multicelulares. As células eucarióticas possuem várias organelas limitadas por membranas no seu citoplasma, tais como, lisossomos, peroxissomos, mitocôndrias, retículo endoplasmático e aparelho de Golgi.
A principal diferença entre células procarióticas e eucarióticas é a existência de organelas, especialmente o núcleo, em eucariotas. Uma organela é uma parte da célula que tem uma função específica, que é rodeada por sua própria membrana dentro da célula. Em contraste, a estrutura de uma célula procariótica é relativamente simples, sem organelas envoltas por membrana. Como uma
célula eucariótica, no entanto, uma célula procariótica tem uma membrana celular, ou membrana plasmática, separando-a do mundo exterior.
As células eucariotas possuem um núcleo organizado que regula as atividades de reprodução e síntese protéicas (através do DNA). Grande parte das reações bioquímicas ocorre no citosol, que mantém relação com o meio externo e com as organelas através de um sistema de membranas lipídico-protéico, idêntico à membrana plasmática.
Estas células também possuem estruturas como as mitocôndrias (em todos os seres vivos, com exceção dos procariotas) e glioxiomas (vegetais e uns poucos protistas) que são a sede da produção de energia da célula.
Nas células das folhas dos vegetais existem os cloroplastos, estruturas semelhantes às mitocôndrias responsáveis pela fotossíntese.
Os cloroplastos são importantes organelas encontados somente em plantas e algas verdes.
Existe uma semelhança estrutural muito grande entre mitocôndrias e cloroplastos, apesar das funções absolutamente opostas: produção de energia a partir de biomoléculas (mitocôndrias) e captação de energia para a produção de biomoléculas (cloroplastos).
1.2 COMPOSIÇÃO DE CÉLULAS
EUCARIÓTICAS: PAPÉIS FUNCIONAIS DE ORGANELAS SUBCELULARES E DE MEMBRANAS
Resumo das funções das organelas
Núcleo - Envolvido com uma membrana nuclear. Localização do DNA e proteínas (histonas); local da síntese da maior parte do DNA e do RNA.
Mitocôndrias - Corpos separados constituídos por membranas altamente convolutas. Sítio de reações de oxidação produtoras de energia;
possui o seu próprio DNA. Parte do sistema sintético: biossíntese e metabolismo energético.
Retículo endoplasmático - Membrana citoplasmática contínua com as membranas nuclear e plasmática; parte rugosa apresenta com ribossomos ligados.
Complexo de Golgi Série de membranas achatadas; envolvido na secreção de proteínas pela célula e em reações que ligam açúcares e outros componentes celulares.
Lisossomos - Vesículas envolvidas por membranas contendo vários tipos de enzimas hidrolíticas. Parte do sistema sintético (digestivo); hidrólise do material estranho, lise de células mortas.
Peroxissomos - Vesículas que contêm enzimas envolvidas no metabolismo do peróxido de hidrogênio.
Ribossomos - Compostos de partículas nucleoprotéicas (RNA e proteínas). Sítios da síntese protéica.
Membrana plasmática - É uma camada semipermeável contínua ao redor do citoplasma que separa o seu conteúdo da circunvizinhança. Contêm transportadores e receptores. Regula a troca com o meio.
Desenho esquemático de uma célula animal
O citosol foi por muito tempo considerado nada mais do que um líquido viscoso, mas estudos recentes por microscopia electrônica revelaram que esta parte da célula tem alguma organização interna. As organelas
são mantidas no lugar por uma estrutura de cordões finos que parecem consistir principalmente de proteínas. Este citoesqueleto, ou estrutura microtrabecular, está ligado a todos os organelos. Veja essa organização na figura a seguir:
1.3 ÁGUA, PH, SOLUTOS, TAMPÕES E
TAMPONAMENTO: O AMBIENTE
AQUOSO DAS CÉLULAS
Podemos dizer que a água é o meio solvente da vida. A água compõe a maior parte da massa dos seres vivos. É o solvente biológico ideal. A capacidade solvente inclui íons (ex.: Na+, K+ e Cl−), açúcares e muitos aminoácidos. Sua incapacidade para dissolver algumas substâncias como lipídeos e alguns aminoácidos, permite a formação de estruturas supramoleculares (ex.: membranas) e numerosos processos bioquímicos (ex.:
dobramento protéico). Nela estão dissolvidas ou suspensas as moléculas e partículas necessárias para o bom funcionamento celular.
Reagentes e produtos de reações metabólicas, nutrientes, assim como produtos de excreção, dependem da água para o transporte no interior das células e entre as células.
As interações fracas são os meios pelos quais as moléculas interagem entre si – enzimas com seus substratos, hormônios com seus receptores, anticorpos com seus antígenos. A força e a especificidade das interações fracas são grandemente dependentes
do meio onde ocorrem, sendo que a maioria das interações biológicas tem lugar na água.
Duas propriedades da água são especialmente importantes para a existência dos seres vivos:
• A água é uma molécula polar. A molécula de água é não-linear com distribuição da carga de forma assimétrica.
• A água é altamente coesiva. As moléculas de água interagem entre si por meio de pontes de hidrogênio. A natureza altamente coesiva da água afeta as interações entre as moléculas em solução aquosa.
Estrutura da água
A água é uma molécula dipolar formada por dois átomos de hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. Cada átomo de hidrogênio possui uma carga elétrica parcial positiva (δ+) e o átomo de oxigênio, carga elétrica parcial negativa (δ−).
Assim, o compartilhamento dos elétrons entre H e O é desigual, o que acarreta o surgimento de dois dipólos elétricos na molécula de água; um para cada ligação H−O.
O ângulo de ligação entre os hidrogênios e o oxigênio (H−O−H) é 104,3°, tornando a molécula eletricamente assimétrica e produzindo dipólos elétricos (Figura abaixo).
Ao se aproximarem, as moléculas de água interagem, pois a carga elétrica parcial positiva do hidrogênio de uma molécula atrai a carga elétrica parcial negativa do oxigênio de outra molécula de água adjacente, resultando em uma atração eletrostática denominada ponte de hidrogênio.
Quatro moléculas de água podem interagir produzindo uma estrutura quase tetraédrica estabilizada por pontes de hidrogênio (Figura abaixo).
Estrutura da molécula de água.
O ângulo de ligação H-O-H é 104,30 e tanto os hidrogênios como o oxigênio possuem cargas elétricas parciais criando um dipolo elétrico. A parte inferior da figura mostra quatro moléculas de água interagindo para formar uma estrutura estabilizada por pontes de hidrogênio.
Propriedades solventes da água
A natureza polar e a capacidade de formar pontes de hidrogênio torna a água uma molécula com grande poder de interação.
A água solvata facilmente as moléculas polares ou iônicas pelo enfraquecimento das interações eletrostáticas e das pontes de hidrogênio entre as moléculas competindo com elas por suas atrações (efeito hidrofílico, que possui afinidade pela água).
Solvatação de íons. A carga do íon orienta os dipolos das moléculas da água.
A água dissolve sais como o NaCl por hidratação e estabilização dos íons Na+ e Cl−, enfraquecendo as interações eletrostáticas, e assim impedindo a associação para formar uma rede cristalina.
Dissolução de sais cristalinos. A água dissolve o NaCl (e outros sais cristalinos) por meio da hidratação dos íons Na+ e Cl−. À medida que as moléculas de água se agrupam ao redor dos íons Cl− e Na+ a atração eletrostática necessária para a formação da rede cristalina de NaCl é rompida.
A água dissolve biomoléculas com grupos ionizáveis e muitas com grupos funcionais polares (hidrofílicos), por formar pontes de hidrogênio com os solutos. Essas associações são formadas entre a água e os grupos carbonila, aldeídico, cetônico e hidroxila dos álcoois.
As biomoléculas ou grupamentos não- polares (hidrofóbicos) são insolúveis em água, pois as interações entre as moléculas de água são mais fortes que as interações da água com compostos não−polares. Os compostos não−polares tendem a se aglomerar em água (efeito hidrofóbico, do grego “que teme a água”). As interações hidrofóbicas são as principais forças propulsoras no enovelamento de macromoléculas (exemplo, proteínas).
Ionização da água
Uma pequena proporção de moléculas de água se dissociam para formar íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH−):
Para cada mol de H+, um mol de OH−
é produzido. Devido a elevada reatividade do íon hidrogênio (ou próton) e o momento dipolar da molécula de água, o H+ não existe como tal em solução aquosa, mas reage com uma segunda molécula de H2O para formar o íon hidrônio (H3O+).
Sempre existe equilíbrio entre H2O, H+ e OH- em soluções diluídas, independentemente da presença de substâncias dissolvidas.
Ao adicionar qualquer substância, como ocorre na adição de um ácido ou uma base, alterações concomitantes devem ocorrer nas concentrações do H+ ou OH−, para satisfazer à relação de equilíbrio.
Escala de pH
Para as concentrações dos íons hidrogênio em soluções emprega-se a escala de pH, um modo conveniente para expressar a concentração real de íons hidrogênio de uma solução.
O pH de uma solução é definido como o logaritmo negativo base 10 da concentração de íons hidrogênio:
Em uma solução aquosa neutra a 25°C, a concentração do íon hidrogênio (como também a [OH−]) é 1,0 x 10−7 M ou pH = 7,0:
Soluções com pH menor do que 7 são ácidas, enquanto aquelas com pH maior que 7 são básicas. A tabela abaixo mostra a relação entre a [H+], [OH−], pH e pOH.
Tabela 1 – Relação entre [H+], [OH-], pH e pOH.
É importante salientar que o pH varia na razão inversa da concentração de H+. Desse modo, o aumento de [H+] reduz o pH enquanto a diminuição, o eleva. Notar também, que o pH é uma função logarítmica, portanto, quando o pH de uma solução aumenta de 3 para 4, a concentração de H+ diminui 10 vezes de 10−3 M a 10−4 M. A concentração do íon hidrogênio, [H+], afeta a maioria dos processos nos sistemas biológicos.
As definições de ácidos e bases propostas por Bronsted e Lowry são as mais convenientes no estudo das reações dos seres vivos:
• Ácidos - são substâncias que podem doar prótons.
• Bases - são substâncias que podem aceitar prótons.
Por exemplo, a adição de ácido clorídrico (HCl) a uma amostra de água aumenta a concentração de íon hidrogênio ([H+] ou [H3O+]) pois o HCl doa um próton para a água:
HCl + H2O → H3O+ + Cl−
A H2O atua como uma base que aceita um próton do ácido adicionado. Do mesmo modo, a adição da base hidróxido de sódio
(NaOH) aumenta o pH (redução da [H+]) pela introdução de íons hidróxido que combinam com os íons hidrogênios existentes:
NaOH + H3O+ → Na+ + 2H2O
Na reação, o H3O+ é o ácido que doa um próton para a base adicionada. O pH final da solução depende o quanto de H+ (por exemplo, do HCl) foi adicionado ou quanto de H+ foi removido da solução por sua reação com uma base (por exemplo, íon OH- do NaOH).
Tampões e tamponamento (Sistema Tampão)
A estrutura de muitas moléculas presentes na composição celular e, por conseguinte, a maioria dos processos bioquímicos são extremamente sensíveis a variações de pH. Nos seres humanos, o pH plasmático deve ser mantido em uma faixa muito estreita em torno de 7,4 — decréscimos a valores próximos de 7,0 têm sérias consequências. Intracelularmente, a restrição se repete: um exemplo suficiente da importância do pH na fisiologia celular é dado pela sua interferência na atividade das enzimas, catalisadores de todas as reações quí- micas celulares. Muitas destas reações processam-se com liberação ou captação de prótons do meio aquoso em que estão dissolvidas as substâncias presentes na célula.
Entretanto, o valor do pH celular ou plasmático é mantido fixo. A manutenção do pH ideal é conseguida pelos seres vivos graças à existência dos sistemas-tampão. A tabela abaixo mostra o pH de alguns líquidos biológicos.
SISTEMAS-TAMPÃO: DEFINIÇÃO E PROPRIEDADES
Um sistema-tampão é constituído por um ácido fraco e sua base conjugada. Os ácidos fracos têm para a Bioquímica um interesse particular, pois, junto às suas bases conjugadas, constituem os sistemas-tampão, capazes de impedir grandes variações de pH quando da adição de outros ácidos ou álcalis.
A concentração do H+ é mantida relativamente constante por meio de soluções- tampões que resistem a alterações bruscas de pH quando adicionadas quantidades relativamente pequenas de ácido (H+) ou base (OH−). São formados por ácidos fracos e suas bases conjugadas.
Quando um ácido forte como o HCl é adicionado a água pura, todo o ácido adicionado contribui diretamente para a redução do pH. No entanto, quando o HCl é adicionado a uma solução contendo um ácido fraco em equilíbrio com sua base conjugada (A−), o pH não altera tão dramaticamente, pois parte dos prótons adicionados combinam com a base conjugada para amenizar o aumento da [H+].
HCl → H+ + Cl− grande aumento da [H+]
HCl + A− → HA + Cl− pequeno aumento da [H+] Quando uma base forte (como o NaOH) é adicionada a água pura ocorre grande redução da [H+]. Se a base for adicionada a uma ácido fraco em equilíbrio com sua base conjugada (A−), parte dos íons hidróxidos aceitam prótons do ácido para formar H2O e, portanto, não contribuem para a redução do [H+].
NaOH → Na+ + OH− grande redução da [H+] NaOH + HA → Na+ + A− + H2O pequena redução da [H+]
O sistema ácido fraco/base conjugada (HA/A−) atua como tampão para evitar mudanças bruscas do pH quando são adicionados ácidos ou bases a solução.
Na realidade, a capacidade tamponante é considerável mesmo dentro de uma faixa de
±1,0 unidade de pH do valor de seu pKa (50%
de ácido conjuga-
do e 50% de base conjugada). Fora destes limites a ação tamponante é mínima.
Em valores de pH inferiores ao pKa de um ácido fraco predomina a sua forma protonada (ácido conjugado) e, em valores de pH maiores do que o pKa, predomina a forma desprotonada (base conjugada).
A eficiência de um tampão também depende de sua concentração.
Quanto maior a concentração de um tampão, maior a disponibilidade das espécies capazes de doar ou receber prótons; assim,uma solução 0,1 M de um ácido que esteja 50%
dissociado será um tampão 10 vezes mais eficiente do que uma solução 0,01 M do mesmo ácido na mesma condição.
Em resumo, a eficiência de um tampão é proporcional à sua concentração e é máxima no pH igual ao pKa.
VER ADIANTE, EM QUÍMICA DOS AMINOÁCIDOS - A equação de Henderson-Hasselbach é importante para a compreensão da ação tamponante e do balanço ácido-base.
TAMPÕES FISIOLÓGICOS
Os fluídos do organismo mantêm constante seu pH pela ação de vários tipos de controle. Primeiro, pelos sistemas tampão e, complementarmente, por eventos equilibradores em nível pulmonar, mediante a troca gasosa de O2 e CO2, e em nível renal, através da excreção de H+ e reabsorção de HCO3-
.
Os principais tampões biológicos são o fosfato, as proteínas e o bicarbonato.
1.Tampão bicarbonato. Um caso especial de sistema tampão de grande importância nos mamíferos é o bicarbonato/ácido carbônico. O dióxido de carbono reage com a água para formar ácido carbônico:
CO2 + H2O ↔ H2CO3
O ácido carbônico rapidamente se dissocia para formar íons H+ e HCO+:
H2CO3 ↔ H+ + HCO3−
O H2CO3 é um ácido relativamente fraco (pKa = 6,37) e, consequentemente, um tampão ineficaz no sangue. A relação do HCO3−
/CO2 necessária para manter o pH = 7,4 (normal no sangue) é aproximadamente 11 para 1. Em outras palavras, o tampão bicarbonato atua no sangue quase no limite de seu poder tamponante. Além disso, as concentrações de CO2 e HCO3− não são excepcionalmente altas. Apesar dessas dificuldades, o sistema tamponante do bicarbonato é importante, pois os dois compontes podem ser regulados. O dióxido de carbono é ajustado por alterações na velocidade da respiração. Enquanto, o teor de bicarbonato é regulado pelos rins.
2. Tampão fosfato. Consiste de um ácido fraco/base conjugada H2PO4−/HPO42−
(diidrogeno fosfato/hidrogeno fosfato):
H2PO4−
↔ H+ + HPO42−
Com pKa 7,2, poderia parecer que o tampão fosfato é uma escolha excelente para o tamponamento sangüíneo. No entanto, as concentrações do H2PO4−
e HPO42−
no sangue são muito baixas para exercer atividade significante. Por outro lado, o sistema fosfato é fundamental para o tamponamento dos líquidos intracelulares.
3. Tampão de proteínas. As proteínas apresentam uma grande capacidade tamponante. Composta de aminoácidos ligados entre si por ligações peptídicas, as proteínas contêm vários grupos ionizáveis nas cadeias laterais que podem doar ou aceitar prótons.
Como as moléculas de proteínas estão presentes em significantes concentrações nos organismos vivos, elas são tampões poderosos.
Por exemplo, a hemoglobina é a mais abundante biomolécula nas células sangüíneas e exerce um importante papel na manutenção do pH no sangue. Também presentes em altas concentrações e auxiliares na manutenção do pH são a albumina e outras proteínas séricas.
PARTE II – QUÍMICA DE
BIOMOLÉCULAS
2.1. QUÍMICA DE AMINOÁCIDOS E PROTEÍNAS
2.1.1. Aminoácidos: estrutura e classificação
Embora mais de 300 diferentes aminoácidos tenham sido descritos a partir de fontes naturais, apenas 20 deles são normalmente encontrados como constituintes de proteínas em mamíferos.
Cada aminoácido (exceto a prolina) apresenta um grupo carboxila, um grupo amino, um hidrogênio e uma cadeia lateral distinta ("grupo R") ligados ao átomo de carbono alfa.
O carbono-α encontrado nos aminoácidos é tetraédrico ou assimétrico (exceto no caso da glicina onde o grupo-R é o hidrogênio). Um aminoácido difere de outro justamente pelo grupo-R (cadeia lateral).
Representação da estrutura geral dos aminoácidos.
A natureza das cadeias laterais é que determinará o papel de um aminoácido em uma proteína. Portanto, será útil classificarmos os aminoácidos de acordo com as propriedades de suas cadeias laterais - isto é, se elas são apolares ou polares.
Aminoácidos com cadeias laterias apolares Os aminoácidos apolares ou hidrofóbicos têm grupos R constituídos por cadeias orgânicas que não interagem com a água. Têm geralmente uma localização interna na molécula de proteína. Pertencem a este grupo: glicina, alanina, valina, leucina, isoleucina, metionina, prolina, fenilalanina e triptofano.
Cada um desses aminoácidos possui uma cadeia lateral, a qual não apresenta a capacidade de receber ou doar prótons, ou de participar em ligações iônicas ou formação de pontes de hidrogênio (veja a próxima figura).
As cadeias laterais desses aminoácidos podem ser pensadas como "oleosas", ou semelhantes a lipídeos, uma propriedade que promove interações hidrofóbicas.
Prolina - A cadeia lateral da prolina e seu grupo α-amino formam um anel, de modo que esse aminoácido difere dos demais pelo fato de conter um grupo imino, em vez de um grupo amino. A geometria única da molécula da prolina contribui para a formação da estrutura fibrosa do colágeno e, freqüentemente, interrompe as α-hélices encontradas em proteínas globulares.
Aminoácidos com cadeias laterias polares Os aminoácidos classificados como polares são os que têm, nas cadeias laterais, grupos com carga elétrica líquida ou grupos com cargas residuais, que os capacitam a interagir com a água. São geralmente encontrados na superfície da molécula proteica. Estes aminoácidos são subdivididos em três categorias:
a) Aminoácidos com cadeias laterais polares, desprovidas de carga elétrica.
Esses aminoácidos apresentam carga líquida igual a zero em pH neutro. Os aminoácidos serina, treonina e tirosina contêm, cada um, um grupo hidroxila, que pode participar da formação de pontes de hidrogênio. As cadeias laterais da asparagina e da glutamina contêm, cada qual, um grupo
carbonila e um grupo amida, os quais podem também participar de pontes de hidrogênio.
A cadeia lateral da cisteína contém um grupo sulfidrila (-SH), o qual é um componente importante do sítio ativo de muitas enzimas. Nas proteínas, os grupos - SH de duas cisteínas podem tornar-se oxidados e formar um dímero, a cistina, que contém um ligação cruzada denominada ponte dissulfeto (- S- S- ).
b) Aminoácidos com cadeias laterais ácidas.
Os aminoácidos ácido aspártico e ácido glutâmico são doadores de prótons. Em pH neutro, as cadeias laterais desses aminoácidos encontramse completamente ionizadas, contendo um grupo carboxilato carregado negativamente (COO-). Esses aminoácidos são, portanto, denominados aspartato e glutamato, para enfatizar o fato de estarem carregados negativamente em pH fisiológico.
c) Aminoácidos com cadeias laterais básicas.
As cadeias laterais dos aminoácidos básicos são aceptoras de prótons. Em pH fisiológico, as cadeias laterais da lisina e da arginina encontram-se completamente ionizadas, com carga positiva. Em contraste, a histidina é fracamente básica e o aminoácido livre, em geral, não apresenta carga elétrica em pH fisiológico. Entretanto, quando a histidina encontra-se incorporada em uma proteína, sua cadeia lateral pode apresentar-se com carga positiva ou neutra, dependendo do ambiente iônico fornecido pela cadeia polipeptídica da proteína.
A metade dos aminoácidos é sintetizada pelo organismo e vai suprir as necessidades celulares; aqueles que não são sintetizados precisam estar presentes na dieta e são chamados de aminoácidos essenciais e os aminoácidos não-essenciais aqueles que são sintetizados no organismo.
Estrutura e classificação dos aminoácidos.
Propriedades ópticas dos aminoácidos O carbono alfa de cada aminoácido está ligado a quatro grupos diferentes e é, portanto, um átomo de carbono quiral ou opticamente ativo, arranjado numa configuração tetraédrica e assimétrica. A glicina é a exceção, pois seu carbono alfa apresenta dois átomos de hidrogênio como substituintes e, assim sendo, é opticamente inativa.
Os α−aminoácidos que constituem as proteínas têm a configuração estereoquímica L. Por convenção, na forma L, o grupo α − NH3+ está projetado para a esquerda, enquanto na forma D, está direcionado para a direita. As duas formas, em cada par, são denominadas estereoisômeros, isômeros ópticos ou enantiômeros. Os D-aminoácidos são encontrados em alguns antibióticos e em paredes de algumas bactérias.
Funções dos Aminoácidos
Além de formarem proteínas, os aminoácidos são precursores de várias moléculas complexas contendo nitrogênio.
Exemplos incluem as bases nitrogenadas componentes dos nucleotídeos e ácidos nucléicos, o heme (grupo orgânico contendo ferro), a clorofila (pigmento de importância crítica na fotossíntese) e também atuam como intermediários metabólicos.
IONIZAÇÃO DOS AMINOÁCIDOS: A CARGA ELÉTRICA DOS AMINOÁCIDOS VARIA COM O PH
Os aminoácidos têm pelo menos dois grupos ionizáveis, que podem existir na forma protonada (COOH, NH3+
) ou desprotonada (COO-, NH2), dependendo do pH do meio em que se encontram. Substâncias como os aminoácidos, que podem atuar como ácidos ou bases, são definidas como anfotéricas e são chamadas anfólitos (eletrólitos anfotéricos).
Titulação de um aminoácido
1. Dissociação do grupo carboxila. A curva de titulação de um aminoácido pode ser analisada como descrito anteriormente para o
ácido acético. Consideraremos aqui, o aminoácido alanina. Esse aminoácido contém um grupo carboxila e um grupo amino. Em pHs baixos (ácidos), ambos os grupos encontram-se protonados (como mostrado na figura abaixo). À medida que o pH da solução é aumentado, o grupo COOH da forma I pode dissociar, doando um próton ao meio. A liberação de um próton resulta na forrmação do grupo carboxilato, COO-. Essa estrutura é mostrada como a forma II, que é a forma dipolar da molécula (veja a figura abaixo).
Essa forma, também denominada zwitterion, é a forma isoelétrica da alanina ou seja, possui uma carga líquida igual a zero. Em determinado pH (pH isoelétrico ou Ponto isoelétrico), haverá somente uma forma dipolar (ou seja, positiva e negativa ao mesmo tempo), onde será observada uma neutralidade elétrica na molécula.
As três formas carregadas dos aminoácidos. A forma dipolar corresponde àquela que contém um pólo positivo em NH3 + e outro negativo em COO- (carga neutra) e corresponde à única forma existente no pI. A forma catiônica (protonada) está presente em qualquer valor de pH abaixo do pI, enquanto que a aniônica (desprotonada) é típica do aumento do valor do pH acima do valor do pI.
2. Dissociação do grupo amino. O segundo grupo titulável da alanina é o grupo amino (NH3+), mostrado na figura acima. Ele é um ácido muito mais fraco que o grupo COOH e, portanto, apresenta uma constante de dissociação muito menor. (Nota: Seu pK, portanto, é maior.) A liberação de um próton pelo grupo amino da forma II resulta na forma completamente desprotonada da alanina, a forma III (veja na figura acima).
3. pKs dos aminoácidos. A dissociação seqüencial de prótons dos grupos carboxila e amino (utilizando a alanina como exemplo) está resumida na figura acima. Cada grupo titulável apresenta um pKa que é numericamente igual ao pH no qual exatamente metade dos prótons foram removidos daquele grupo. O pK para o grupo mais acídico (-COOH) é o pK1, enquanto o pK para o grupo amino (-NH3+) é o pK2.
Curva de titulação da alanina.
Pela aplicação da equação de Henderson- Hasselbalch a cada grupo acídico dissociável, é possível calcular a curva de titulação completa de um ácido fraco. A seguinte figura mostra a variação no pH que ocorre durante a adição de base à forma completamente protonada da alanina (I), até produzir a forma completamente desprotonada (III ). Observe o seguinte:
a. Pares tampões: o par COOH/COO- pode servir como um tampão na região de pH ao redor do pK1, e o par NH3+/NH2 pode tamponar na região ao redor do pK2 .
b. Quando pH = pK: quando o pH é igual ao pK1, (2,35), existem na solução quantidades iguais das formas I e II da alanina. Quando o pH é igual ao pK2 (9,87), estão presentes na solução quantidades iguais das formas II e III.
c. Ponto isoelétrico: em pH neutro, a alanina existe predominantemente como a forma dipolar II , na qual os grupos amino e carboxila estão ionizados, mas a carga líquida é zero. O ponto isoelétrico (pI) é o pH no qual um aminoácido é eletricamente neutro - ou seja, no qual a soma das cargas positivas é igual à soma das cargas negativas.
d. Podemos calcular o pI dos aminoácidos:
Para uma aminoácido, como a alanina, por exemplo, que apresenta apenas dois hidrogênios dissociáveis [um do grupo carboxila e um do grupo amino], o pI é a média entre pK1 e pK2
pi = ([2,35 + 9,87]/2 = 6,11). O pI está a meio caminho, entre o pK1 (2,35) e o pK2 (9,87 ).
Ele corresponde ao pH no qual predomina a estrutura II [com carga líquida igual a zero).
Figura 1-5 - A curva de titulação da alanina. O pI (somente formas dipolar isoelétricas) corresponde à média entre os valores de pK1 ([dipolar] = [catiônica]) e pK2 ([dipolar] = [aniônica]).
Os valores de pKs correspondem aos valores de pH onde os aminoácidos funcionam como um tampão durante uma curva de titulação. Veja tabela abaixo.
Aminoácido (pKa COOH) (pKa NH2) (pKa Grupo-R)
Glicina 2.35 9,78
Alanina 2,35 9,87
Valina 2,29 9,74
Leucina 2,33 9,74
Isoleucina 2,32 9,76
Metionina 2,13 9,28
Prolina 1,95 10,64
Fenilalanina 2,20 9,31
Triptofano 2,46 9,41
Serina 2,19 9,21
Treonina 2,09 9,10
Asparagina 2,14 8,72
Glutamina 2,17 9,13
Tirosina 2,20 9,21 10,46
Cisteína 1,92 10,70 8,37
Lisina 2,16 9,06 10,54
Arginina 1,82 8,99 12,48
Histidina 1,80 9,33 6,04
Aspartato 1,99 9,90 3,90
Glutamato 2,10 9,47 4,07
TRABALHO EM AULA - A equação de Henderson-Hasselbach é importante para a compreensão da ação tamponante e do balanço ácido-base.
[A-]
pH = pK + log
[HA]
Outras aplicações da equação de Henderson-Hasselbalch
A equação também é útil para calcular as quantidades das formas iônicas de grupos acídicos e básicos. Por exemplo, muitas drogas são ácidos fracos ou bases fracas.
Drogas ácidas (HA) liberam um próton (H+), determinando a formação de um ânion carregado (A-).
HA H+ + A-
Bases fracas (BH+) também podem liberar um H+. A forma protonada das drogas básicas, no entanto, normalmente possui carga elétrica, e a perda de um próton produz a base desprovida de carga (B).
BH+ B + H+
Uma droga passa através de membranas mais facilmente quando não estiver carregada. Assim sendo, para um ácido fraco, a forma desprovida de carga HA pode permear membranas e A- não pode fazê-lo.
Para uma base fraca, como a morfina, por exemplo, a forma desprovida de carga, B, atravessa membranas, enquanto BH+ não o faz.
Portanto, a concentração efetiva da forma permeável de cada droga em seu sítio de absorção é determinada pelas concentrações relativas das formas carregada e desprovida de carga.
A razão entre as duas formas é, por sua vez, determinada pelo pH no sítio de absorção e pela força do ácido fraco ou da base fraca, representada pelo pK do grupo ionizável. A equação de Henderson-Hasselbalch é útil para a determinação da quantidade de droga encontrada em cada lado de uma membrana
que separa dois compartimentos que diferem com relação ao pH, como por exemplo, o estômago (pH 1,0 - 1,5) e o plasma sangüíneo (pH 7,4). Veja a seguinte figura.
A equação de HendersonHasselbalch é utilizada para prever: variações no pH, à medida que as concentrações de substâncias são alteradas; ou as formas iônicas das substâncias.
