Água - Capítulo 4

Fundamentos de Bioquímica   

Capítulo 04. Água

A água é a substância mais abundante nos seres vivos, perfazendo 70% ou mais da suas massas. As forças de atração entre as moléculas de água e a pequena tendência da água em ionizar-se são de importância crucial para a estrutura e função das biomoléculas. A molécula de água e seus produtos de ionização H+ e OH-, influenciam profundamente a estrutura, a automontagem e as propriedades de todos os componentes celulares, incluindo proteínas, lipídios e ácidos nucléicos. As propriedades solventes da água influenciam as interações não-covalentes, responsáveis pela força e especificidade do reconhecimento entre as biomoléculas.

INTERAÇÕES FRACAS EM SISTEMAS AQUOSOS

As pontes de hidrogênio entre as moléculas de água fornecem as forças coesivas que a mantém no estado líquido à temperatura ambiente e favorece o ordenamento das moléculas em gelo. As biomoléculas polares dissolvem-se facilmente na água porque podem substituir as interações água-água por interações água-soluto, mais favoráveis energeticamente. As biomoléculas apolares interferem nas interações água-água, mas são incapazes de formar interações água-soluto, sendo assim insolúveis, e com tendência de se agregar.

As pontes de hidrogênio, as interações iônicas, as interações hidrofóbicas e as interações de van der Waals são individualmente fracas, mas coletivamente têm uma influência muito significativa na estrutura tridimensional de proteínas, ácidos nucléicos, polissacarídeos e lipídios.

As pontes de hidrogênio conferem à água suas propriedades incomuns

As atrações entre moléculas de água conferem grande coesão interna e são responsáveis pelos seus altos pontos de fusão, ebulição e calor de vaporização.

A molécula de água apresenta um arranjo tetraédrico, com um átomo de hidrogênio em dois dos ângulos e elétrons desemparelhados nos outros dois ângulos. O oxigênio é mais eletronegativo do que o hidrogênio, assim a molécula de água apresenta dois dipolos elétricos – o oxigênio (2d-) e cada hidrogênio (d+). Como resultado, existe uma atração eletrostática entre oxigênio e hidrogênio de moléculas vizinhas – ponte de hidrogênio.

As pontes de hidrogênio são mais fracas que as ligações covalentes. Energia de dissociação de ligação é a energia necessária para romper a ligação. As pontes de hidrogênio na água líquida têm uma energia de dissociação de ligação muito menor que a de ligações covalentes entre dois átomos de carbono (20kJ/mol versus 348kJ/mol). As pontes de hidrogênio podem ser quebradas e refeitas muito rapidamente (1x10^-9s), assim as moléculas de água se comportam como aglomerados oscilantes.

No gelo, há 4 pontes de hidrogênio ao redor de cada molécula de água, enquanto da água líquida há 3,4 interações. Quando o gelo se funde ou a água se evapora, o calor é absorvido pelo sistema (DH é positivo, i.e. reação endotérmica) e, ainda, a entropia do sistema aumenta, sendo estes processos espontâneos (DG é negativo, i.e. reação exergônica), pois há um impulso energético em direção à desordem. Lembre-se DG=DH -TDS, onde DG representa a força propulsora; DH a mudança da entalpia para fazer e romper ligações; e DS o aumento da desordem. Nesta reações, portanto, apesar do DH positivo, é o DS que torna o DG negativo e propicia essas transformações.

A água forma pontes de hidrogênio com os solutos polares

Pontes de hidrogênio formam-se entre átomos eletronegativos e átomos de hidrogênio ligados covalentemente a átomos eletronegativos. Átomos de hidrogênio ligados a átomos de carbono (não eletronegativo) não formam pontes de hidrogênio. Biomoléculas (carboidratos, proteínas, ácidos nucléicos) dissolvem-se facilmente na água devido ao efeito estabilizados das pontes de hidrogênio. A energia de dissociação de uma ponte de hidrogênio é maior quando os átomos envolvidos estão alinhados entre si, o que acarreta em estruturas tridimensionais muito precisas às biomoléculas que apresentam um grande número de pontes de hidrogênio intramoleculares.

A água interage eletrostaticamente com os solutos que exibem carga elétrica

A água é um solvente polar. Compostos que se dissolvem na água são hidrofílicos, e aqueles que não se dissolvem são hidrofóbicos, os quais se dissolvem em solventes não-polares (clorofórmio, benzeno).

A água dissolve sais (e.g. NaCl) enfraquecendo as interações eletrostáticas entre seus íons e assim contrapondo-se à tendência de se associarem em uma rede cristalina. A água dissolve biomoléculas carregadas eletricamente, compostos com grupos funcionais tais como ácidos carboxílicos ionizados, aminas protonadas, ésteres ou anidridos fosfóficos, substituindo as pontes de hidrogênio soluto-soluto por pontes de hidrogênio água-soluto, atenuando as interações eletrostáticas entre as moléculas do soluto.

A entropia aumenta quando substâncias cristalinas são dissolvidas

À medida que um sal se dissolve, seus íons adquirem maior grau de liberdade de movimento, e assim o aumento na entropia do sistema é o grande responsável pela facilidade de dissolução na água. Em termos termodinâmicos, a formação da solução ocorre com uma mudança favorável de energia livre: DG=DH - TDS, onde DH tem um valor positivo pequeno, e T DS, um grande valor positivo grande; assim, DG é negativo.

Os gases não-polares são pouco solúveis em água

As moléculas dos gases CO₂, O₂ e N₂ são não-polares, e, além disso, sua passagem para a solução aquosa restringe seus movimentos e o movimento das moléculas de água; portanto, representa uma diminuição na entropia. Assim, esses gases são pouco solúveis em água, e seu transporte no plasma sanguíneo depende da presença proteínas carregadoras solúveis em água (hemoglobina, mioglobina) ou de formação de sistemas solúveis (e.g. bicarbonato). Dois outros gases, NH₃ e H₂S são polares e se dissolvem facilmente na água.

Compostos não-polares forçam mudanças energeticamente desfavoráveis na estrutura da água

Todas as moléculas ou íons dissolvidos na água interferem com as pontes de hidrogênio entre as moléculas de água. Solutos polares ou carregados compensam isto formando novas interações água-soluto. Solutos hidrofóbicos, entretanto, não oferecem esta compensação e a sua adição à água requer adição de energia. Além disso, a dissolução de compostos hidrofóbicos na água resulta em uma diminuição mensurável na entropia, porque força as moléculas de água a assumirem um arranjo altamente organizado. Assim, a variação de energia livre para dissolver um soluto não-polar na água é desfavorável: DG = DH - TDS, onde DH tem um valor positivo, DS, um valor negativo, e DG é positivo, ou seja, termodinamicamente desfavorável.

Compostos anfipáticos têm regiões polares (ou carregadas) e regiões não-polares, e quando em solução aquosa, a região hidrofílica interage favoravelmente com o solvente, mas a região hidrofóbica tende a evitar o contato com a água, formando estruturas estáveis – micelas. As forças que mantêm juntas as regiões não-polares das moléculas são chamadas interações hidrofóbicas, e não constituem atrações intrínsecas entre as moléculas não-polares, mas resultam do fato de o sistema atingir a maior estabilidade termodinâmica, minimizando o número de moléculas de água ordenadas, requeridas para envolver as regiões hidrofóbicas das moléculas do soluto. Assim, há um aumento da entropia, e o arranjo é termodinamicamente favorável.

Muitas biomoléculas são anfipáticas – proteínas, pigmentos, vitaminas, esteróides e fosfolipídios de membrana. As interações hidrofóbicas ajudam a manter a estrutura destas moléculas. Parte da força de ligação de um substrato polar à superfície complementar polar de uma enzima provém do aumento da entropia, à medida que a enzima desloca a água organizada ao redor do substrato e da enzima.

As interações de van der Waals são atrações interatômicas fracas

Quando dois átomos não-carregados se aproximam, as nuvens eletrônicas que os rodeiam passam a influenciar umas às outras. Variações casuais nas posições dos elétrons ao redor de um dos núcleos podem criar um dipolo elétrico transiente, que induz no átomo próximo um outro dipolo elétrico oposto, também transiente. Os dois dipolos se atraem fracamente, aproximando os dois núcleos. Estas atrações fracas são chamadas interações de van der Waals. À medida que os dois núcleos se aproximam, as suas nuvens eletrônicas começa a se repelir. Na distância em que a atração de van der Waals contrabalança exatamente esta força repulsiva, os núcleos são considerados estar em contato de van der Waals.

As interações fracas são cruciais para a estrutura e a função das macromoléculas

As interações não-covalentes são muito mais fracas que as ligações covalentes, e à temperatura de 25ºC, a energia térmica disponível em solução aquosa pode ser da mesma ordem de magnitude, e portanto, estas interações são continuamente formadas e rompidas.

Embora as interações não-covalentes sejam individualmente fracas, o seu efeito cumulativo em proteínas e ácidos nucléicos é muito significativo. A dissociação de duas biomoléculas associadas não-covaletemente por meio de múltiplas interações fracas requer que todas estas interações sejam rompidas ao mesmo tempo, o que é improvável. Assim, a estabilidade molecular conferida por várias interações fracas é muito maior que a esperada pela simples adição das pequenas energias de ligação. No caso de macromoléculas, a estrutura mais estável é usualmente aquela na qual as possibilidades de ligações fracas é máxima. A ligação de anticorpos a antígenos ou de um transmissor a seu receptor depende do efeito cumulativo de muitas interações fracas. Generalizando, em nível molecular, a complementaridade entre biomoléculas que interagem reflete a complementaridade e as interações fracas entre grupos polares, carregados e hidrofóbicos na superfície das moléculas.

Os solutos afetam as propriedades coligativas das soluções aquosas

Solutos de qualquer tipo afetam as propriedades coligativas da água (pressão de vapor, ponto de ebulição, ponto de fusão e pressão osmótica) porque a concentração da água é menor em soluções que em água pura. O efeito sobre as propriedades coligativas depende apenas do número de partículas do soluto em uma dada quantidade de água. Quando há diminuição da concentração de moléculas de água, diminui-se a tendência de as moléculas de água passarem para fase vapor (diminui a pressão de vapor), bem como se reduze a tendência de formação de cristais (diminui-se o ponto de congelamento).

As moléculas de água tendem a se movimentar de uma região de maior concentração de água para uma de menor concentração de água, gerando uma força chamada pressão osmótica. A osmose, movimento de água através de uma membrana semipermeável impelido por diferenças na pressão osmótica, é um importante fator na vida da maioria das células. As membranas celulares são mais permeáveis à água que a outras moléculas, devido a uma simples difusão da água através da bicamada lipídica e a canais de proteínas (aquaporinas) existentes na membrana. Soluções que apresentam a mesma osmolaridades são chamadas de isotônicas. Soluções hipertônicas e hipotônicas apresentam maior e menor osmolaridade que o citosol, respectivamente. As células geralmente contêm concentrações mais altas de biomoléculas e íons que os seus circunvizinhos, de maneira que a pressão osmótica faz com que a água flua para dentro das células, o que pode ocasionar lise osmótica se não for contrabalançado – parede celular, vacúolo contrátil e meio intersticial isotônico.

O efeito dos solutos na osmolaridade depende do número de partículas dissolvidas, e não de suas massas. Assim, macromoléculas representam formas de estocagem de monômeros sem a desvantagem de aumentar substancialmente a pressão osmótica dentro da célula.

IONIZAÇÃO DA ÁGUA, ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS

A água apresenta um pequeno grau de ionização em íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH-) em uma reação reversível que pode ser descrita por uma constante de equilíbrio. Quando ácidos ou bases são dissolvidos em água, eles produzem ou consomem H+ por ionização, respectivamente. A concentração total do íon hidrogênio é mensurável e expressa como o pH da solução.

A água pura é ligeiramente ionizada

As moléculas de água têm pequena tendência de ionização reversível produzindo íon hidrogênio e íon hidroxila. O íon hidrogênio é hidratado imediatamente formando íon hidrônio (hidroxônio – H₃O⁺). A ionização da água pode ser medida por meio da sua condutividade elétrica. A água pura transporta a corrente elétrica à medida que o H+ migra em direção ao cátodo e o OH- em direção ao ânodo. Estes movimentos são muito mais rápidos que os de outros íons, o que é explicado por um mecanismo de salto de próton. Neste, o movimento de um próton para a molécula de água vizinha promove um pulo do próton desta para a próxima molécula, de forma que nenhum próton individual se movimenta para muito longe, mas o movimento real de prótons se dá em uma longa distância. Assim, as reações ácido-base, em soluções aquosas, são extremamente rápidas.

A posição de equilíbrio da reação de ionização da água é dada por sua constante de equilíbrio (K_eq), que é fixa e característica a uma temperatura específica. Ela define a composição da mistura no equilíbrio, independentemente das quantidades iniciais dos reagentes e produtos.

A ionização da água é expressa por uma constante de equilíbrio

Apenas duas moléculas de água estão ionizadas a cada 10⁹ moléculas a 25°C. A água tem K_eq = [H⁺] [OH^-] / [H₂O]. Na água pura, a concentração da água corresponde ao valor em gramas de H₂O em um litro de água dividido pela sua massa molecular em gramas, ou seja, 55,5M. Assim, K_eq = [H⁺] [OH^-] / 55,5, que origina (55,5) (K_eq) = [H⁺] [OH^-].

K_w é o produto iônico da água a 25°C, ou seja, K_w = (55,5) (K_eq). K_eq pode ser determinado por medidas de condutividade elétrica da água pura (K_eq = 1,8 x 10^-16M).  Assim, Kw = (55,5M) (1,8 x 10^-16M) = 1,0 x 10^-14M². Como, K_w = (55,5) (K_eq), pode-se formular que K_w = [H⁺][OH^-]. Quando as concentrações de H⁺ e OH^- são exatamente iguais, como na água pura, a solução é considerada estar em pH neutro. Assim, K_w = [H⁺][OH^-], ou, K_w = [H⁺][H⁺] = [H⁺]². Portanto, [H⁺] = ÖKw, ou, [H⁺] = Ö1 x 10^-14M²_, e, assim, [H⁺] = 10^-7M.

O produto iônico da água é constante, portanto, sempre que [H+] for maior que 10^{-7, a [OH-] precisa ser menor que 10-7}.

A escala de pH designa as concentrações de H⁺ e OH^-

O produto iônico da água (Kw) é a base para a escala de pH. O termo pH é definido pela expressão pH = log 1 / [H⁺] = - log [H⁺].

Para uma solução precisamente neutra a 25°C, na qual a concentração de íons hidrogênio é 10^-7M, o pH = 7. Este valor não é arbitrário. Ele deriva do valor absoluto do produto iônico da água a 25°C. As soluções que têm pH maior que 7 são alcalinas, enquanto soluções com pH menor que 7 são ácidas. A escala de pH é logarítmica e não aritmética.

O pH de uma solução aquosa pode ser medido aproximadamente, usando-se vários corantes indicadores (litmus, fenolftaleína, fenol vermelho) que mudam de cor quando perdem prótons. O pH pode ser determinado precisamente com o uso de um pHmetro.

A medida de pH é muito importante. O pH afeta a estrutura e a atividade das biomoléculas. Alterações no pH dos fluidos corpóreos podem indicar alterações patológicas, tais como acidose (abaixamento do pH) ou alcalose (elevação do pH).

Ácidos fracos e bases fracas têm constantes de dissociação características

Ácidos e bases fortes estão completamente ionizados em soluções aquosas diluídas.  Ácidos e bases fracas não estão completamente ionizados quando dissolvidos em água, e são muito comuns nos sistemas biológicos, tendo importantes papéis no metabolismo e na sua regulação.

Cada ácido tem uma tendência característica de perder o seu próton em solução aquosa. Um ácido (doador de prótons) e sua base (aceptor de prótons) constituem um par ácido-base conjugado, e se relacionam por reação reversível (HA D H⁺ + A^-), que obedece à formula:

K_eq = [H⁺] [A^-] / [HA] = K_a

As constantes de equilíbrio (K_eq) para as reações de ionização são usualmente chamadas de constantes de dissociação (K_a). Ácidos mais fortes (ácido fosfórico, ácido carbônico) têm constante de dissociação maiores, enquanto ácidos mais fracos (monoidrogeniofosfato), menores. Pode-se determinar o pKa como o logarítmico negativo da constante de dissociação, assim, pK_a = log 1/K_a = - log K_a.

Quanto maior a tendência para dissociar um próton, mais forte é o ácido e menor é o seu pK_a.

As curvas de titulação revelam o pK_a dos ácidos fracos

A curva de titulação é o gráfico dos valores de pH em função do volume de uma base forte (NaOH) adicionado a uma solução ácida. À medida que se adiciona a base, o pH da solução se eleva, descrevendo uma curva característica, até que a um dado valor de pH sobe abruptamente para o pH 14. O volume de base adicionado até este ponto corresponde a 1,0 equivalente. O pK_a do ácido é constante, e é determinado quando, no ponto médio da titulação, onde exatamente 0,5 equivalente de NaOH foi adicionado, o valor do pH se iguala ao pK_a.

O pK_a corresponde ao ponto em que metade do ácido original dissociou-se, de tal forma que a concentração do doador de prótons se iguala à do aceptor de prótons.

A curva de titulação de um ácido fraco apresenta uma ampla região em que mostra que o par ácido-base conjugado funciona como um tampão.

Ação tamponante contra as variações de pH nos sistemas biológicos

Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH; uma pequena variação no pH produz uma grande variação na velocidade do processo. O estado iônico dos grupos amino e carboxila protonados dos aminoácidos e dos grupos fosfatos dos nucleotídeos depende do pH do meio circunvizinho. As interações iônicas estão entre as forças que estabilizam a molécula de uma proteína e permitem que uma enzima reconheça e ligue-se a seu substrato. A constância do pH é conseguida primariamente pelos tampões biológicos.

Os tampos são misturas de ácidos fracos e suas bases conjugadas

Tampões são sistemas aquosos que resistem às variações do pH quando quantidades relativamente pequenas de ácido ou base são adicionadas à solução. Um sistema-tampão consiste de um ácido fraco e sua base conjugada.  Cada sistema-tampão tem uma zona característica de pH na qual ele atua como um tampão efetivo. O par H₂PO₄^- / HPO₄^2- tem um pK_a de 6,86 e, por isso, funciona como um sistema tampão eficiente no intervalo de pH compreendido entre 5,9 e 7,9.

Uma expressão simples relaciona o pH, o pK e a concentração do tampão

As curvas de titulação de ácidos fracos apresentam formas, aproximadamente, iguais. A forma da curva de titulação de qualquer ácido fraco é descrita pela equação de Henderson-Hasselbalch.

Ka = [H+][A-] / [HA]  ]  [H+] = Ka ([HA] / [A-]  ]  - log [H+] = - log Ka – log [HA] / [A-]  ]  pH = Pka – log [HA] / [A-]  ]  pH = pKa + log [A-] / [HA]

O pH será igual ao pKa quando a concentração de aceptores e doadores de prótons for igual, pois:

pH = pK_a + log [A^-] / [HA]  ]  pH = pK_a + log 1,0  ]  pH = pK_a + 0  ]  pH = pK_a

Os ácidos fracos ou as bases fracas tamponam as células e os tecidos contra variações de pH

Os fluidos intra e extracelulares dos organismos multicelulares apresentam um pH característico e praticamente constante, especialmente devido aos sistemas-tampão – grupos funcionais de aminoácidos, nucleotídeos, sistema fosfato e sistema bicarbonato.

O sistema bicarbonato é mais complexo porque o ácido carbônico (H₂CO₃) é formado a partir de dióxido de carbono dissolvido e água. Assim, o pH dos sistema-tampão bicarbonato depende da concentração de H₂CO₃, que, por sua vez, depende da concentração do CO₂ na fase gasosa, denominada pressão parcial do CO₂.

A água como reagente

A água, além de solvente, participa diretamente em muitas reações – reação de condensação (água é eliminada) e reação de hidrólise (água é adicionada). As reações de hidrólise são responsáveis pela despolimerização enzimática de proteínas, carboidratos e ácidos nucléicos ingeridos na alimentação, são catalizadas por hidrolases, e são endergônicas.  A formação de biopolímeros também são reações endergônicas. Como são desfavoráveis termodinamicamente, estas reações só ocorrem se acopladas a processos exergônicos, como a quebra de uma ligação anidrido no ATP.

A adequação do ambiente aquoso para os organismos vivos

A vida na Terra evoluiu em um ambiente rico em água, e, assim, as características peculiares desta influenciam fortemente os processos metabólicos. O alto calor específico da água é útil, por exemplo, em manter constante a temperatura deste mesmo quando a temperatura do ambiente flutua bastante e quando é gerado calor como produto colateral do metabolismo.