1. O documento apresenta um resumo sobre diversos conceitos fundamentais de bioquímica, incluindo água, soluções aquosas, tampões, aminoácidos, proteínas, enzimas, vitaminas, carboidratos, lipídeos e metabolismo.
2. Aborda tópicos como estrutura e propriedades da água, concentrações de soluções, tamponamento, estrutura e classificação de aminoácidos, níveis de organização e estabilização de proteínas, propriedades e cinética enzimática,
[1] O documento discute fórmulas de Lewis, estruturais e moleculares de compostos químicos.
[2] Apresenta exemplos de fórmulas estruturais de compostos como a ureia, ácido sulfúrico e ácido fosfórico.
[3] Discutem átomos que se estabilizam com menos ou mais de oito elétrons na camada de valência.
1) O documento introduz os conceitos básicos de química orgânica, que estuda os compostos de carbono encontrados nos seres vivos.
2) É explicado que o carbono possui propriedades únicas que permitem a formação de cadeias carbonadas e ligações com outros átomos.
3) Exemplos como álcoois, cetonas, éteres, ácidos carboxílicos e ésteres ilustram compostos orgânicos importantes e suas aplicações.
Plano de ensino quimica de alimentos 2012-2Dayana Soares
O documento apresenta o plano de ensino da disciplina de Química de Alimentos do curso de Tecnologia em Alimentos no Instituto Federal Goiano Campus Morrinhos para o ano letivo de 2012-2. O plano descreve a ementa, objetivos, unidades temáticas, metodologia, avaliação e referências bibliográficas da disciplina.
O documento discute as propriedades e classificações de ácidos, com ênfase nos ácidos importantes como o ácido sulfúrico. O ácido sulfúrico é descrito como um ácido forte com larga aplicação industrial e na produção de baterias de automóveis e outros produtos químicos. Classificações de ácidos incluem se são orgânicos ou inorgânicos e o número de hidrogênios ionizados.
1) O documento introduz conceitos sobre ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius e a classificação de ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis.
2) São descritas as principais diferenças entre ácidos hidrácidos e oxiácidos, assim como suas nomenclaturas e fórmulas estruturais.
3) Exemplos ilustram como o grau de ionização determina a força relativa de diferentes ácidos.
Resumo hidrocarbonetos - alcenos, ciclenos e alcinos, propriedades e nomenc...Profª Alda Ernestina
O documento descreve três classes de hidrocarbonetos - alcenos, ciclenos e alcinos - definindo suas propriedades e regras de nomenclatura. Alcenos possuem cadeia aberta com ligação dupla, ciclenos têm cadeia fechada com ligação dupla, e alcinos apresentam cadeia aberta com ligação tripla. Exemplos ilustram como nomear cada tipo de composto.
O documento apresenta uma introdução à bioquímica, descrevendo-a como a ciência que utiliza a química para explicar processos biológicos em nível molecular. Descreve os principais tipos de biomoléculas encontradas nas células, como carboidratos, lipídeos, proteínas e ácidos nucleicos, e suas funções no organismo. Também aborda as propriedades da água e seu papel como solvente nas reações bioquímicas.
O documento descreve as principais classes de compostos orgânicos: álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, éteres, fenóis, aminas, alcalóides e amidas. Fornece exemplos de cada classe, explica sua nomenclatura e apresenta algumas de suas aplicações mais comuns.
[1] O documento discute fórmulas de Lewis, estruturais e moleculares de compostos químicos.
[2] Apresenta exemplos de fórmulas estruturais de compostos como a ureia, ácido sulfúrico e ácido fosfórico.
[3] Discutem átomos que se estabilizam com menos ou mais de oito elétrons na camada de valência.
1) O documento introduz os conceitos básicos de química orgânica, que estuda os compostos de carbono encontrados nos seres vivos.
2) É explicado que o carbono possui propriedades únicas que permitem a formação de cadeias carbonadas e ligações com outros átomos.
3) Exemplos como álcoois, cetonas, éteres, ácidos carboxílicos e ésteres ilustram compostos orgânicos importantes e suas aplicações.
Plano de ensino quimica de alimentos 2012-2Dayana Soares
O documento apresenta o plano de ensino da disciplina de Química de Alimentos do curso de Tecnologia em Alimentos no Instituto Federal Goiano Campus Morrinhos para o ano letivo de 2012-2. O plano descreve a ementa, objetivos, unidades temáticas, metodologia, avaliação e referências bibliográficas da disciplina.
O documento discute as propriedades e classificações de ácidos, com ênfase nos ácidos importantes como o ácido sulfúrico. O ácido sulfúrico é descrito como um ácido forte com larga aplicação industrial e na produção de baterias de automóveis e outros produtos químicos. Classificações de ácidos incluem se são orgânicos ou inorgânicos e o número de hidrogênios ionizados.
1) O documento introduz conceitos sobre ácidos e bases, incluindo as definições de Arrhenius e a classificação de ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis.
2) São descritas as principais diferenças entre ácidos hidrácidos e oxiácidos, assim como suas nomenclaturas e fórmulas estruturais.
3) Exemplos ilustram como o grau de ionização determina a força relativa de diferentes ácidos.
Resumo hidrocarbonetos - alcenos, ciclenos e alcinos, propriedades e nomenc...Profª Alda Ernestina
O documento descreve três classes de hidrocarbonetos - alcenos, ciclenos e alcinos - definindo suas propriedades e regras de nomenclatura. Alcenos possuem cadeia aberta com ligação dupla, ciclenos têm cadeia fechada com ligação dupla, e alcinos apresentam cadeia aberta com ligação tripla. Exemplos ilustram como nomear cada tipo de composto.
O documento apresenta uma introdução à bioquímica, descrevendo-a como a ciência que utiliza a química para explicar processos biológicos em nível molecular. Descreve os principais tipos de biomoléculas encontradas nas células, como carboidratos, lipídeos, proteínas e ácidos nucleicos, e suas funções no organismo. Também aborda as propriedades da água e seu papel como solvente nas reações bioquímicas.
O documento descreve as principais classes de compostos orgânicos: álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, éteres, fenóis, aminas, alcalóides e amidas. Fornece exemplos de cada classe, explica sua nomenclatura e apresenta algumas de suas aplicações mais comuns.
O documento descreve o equilíbrio iônico da água, explicando que na água pura a 25°C as concentrações de íons H+ e OH- são iguais a 1,0 x 10-7 mol/L. Também define a constante de ionização da água (Kw) como sendo igual a 1,0 x 10-14 a 25°C.
1) O documento discute ácidos, bases e suas teorias, incluindo as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e indicadores de pH.
2) Também aborda aplicações como purificação de água, solo para cultivo, chuva ácida e soluções tampão.
3) Define ácidos e bases segundo diferentes teorias químicas e explica como medir pH.
O documento resume as principais funções orgânicas oxigenadas, incluindo álcoois, fenóis, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres e éteres. Detalha suas estruturas químicas, nomenclaturas e exemplos de substâncias representativas de cada função.
O documento discute os conceitos de química inorgânica, incluindo ácidos, bases e sais. Ácidos são substâncias que liberam íons H+ em solução aquosa, enquanto bases liberam íons OH-. Existem vários tipos de ácidos e bases classificados de acordo com suas propriedades.
O documento resume os principais conceitos da química orgânica, incluindo a definição da área, compostos de carbono, funções orgânicas, cadeias carbônicas e subclasses de hidrocarbonetos e compostos oxigenados.
O documento fornece vários "macetes" ou frases de memória para ajudar a decorar fórmulas químicas, equações, nomenclaturas e a tabela periódica. Muitos destes macetes usam jogos de palavras ou rimas para associar os elementos ou conceitos químicos.
Este documento discute a biorremediação, um processo de limpeza ambiental que usa microrganismos para degradar poluentes. A biorremediação pode ser usada para tratar áreas contaminadas por indústrias e é recomendada pela comunidade científica por causar pouca poluição secundária. O documento explica os princípios, aplicações e métodos da biorremediação.
1. O modelo atômico de Rutherford propôs que o átomo possui um núcleo positivamente carregado no centro, com elétrons girando em órbitas ao seu redor
2. O modelo de Bohr aperfeiçoou o modelo de Rutherford, propondo que os elétrons descrevem órbitas circulares estáveis em torno do núcleo, chamadas de estados estacionários
3. A passagem do elétron entre estados estacionários envolve a absorção ou emissão de quanta de energia definidos pela const
O documento descreve vários tipos de reações de adição, incluindo hidrogenação, halogenação, adição de halogenetos, hidratação e a reação que produz o pesticida BHC. Nestas reações, novos átomos são adicionados à molécula sem que átomos existentes sejam removidos.
O documento apresenta um resumo sobre balanceamento de equações químicas. Explica que balancear uma equação é igualar o número de átomos de cada elemento nos reagentes e produtos. Fornece como exemplo a equação de formação da água e passos para balancear equações por tentativas, igualando índices dos elementos. Por fim, solicita ao aluno resolver exercícios de balanceamento.
O documento discute as reações de substituição eletrofílica aromática em derivados de benzeno. Explica o mecanismo geral destas reações, onde um eletrófilo ataca o anel aromático substituindo um átomo de hidrogênio. Detalha vários tipos de reações como halogenação, nitração, sulfonação, alquilação e acilação de Friedel-Crafts. Também discute como substituintes no anel podem ativar ou desativar a reatividade do benzeno nestas reações.
A molécula da água é composta por dois átomos de hidrogénio e um de oxigénio unidos por ligações covalentes. A molécula é eletricamente neutra, mas polar devido à distribuição desigual de elétrons, tornando-se positiva do lado do hidrogénio e negativa do lado do oxigénio. As moléculas de água ligam-se entre si através de pontes de hidrogénio, conferindo à água elevada coesão molecular.
O documento discute os principais aspectos da química atmosférica, incluindo os principais poluentes atmosféricos orgânicos e inorgânicos e material particulado. Ele também aborda tópicos como a troposfera, smog fotoquímico e efeito estufa.
O documento discute as reações de substituição nucleofílica em carbonos saturados. Ele explica que essas reações envolvem a troca de um grupo funcional por outro e requerem um eletrófilo, um nucleófilo e um grupo abandonador. Além disso, o documento descreve os dois principais mecanismos de substituição nucleofílica, SN2 e SN1, analisando as evidências cinéticas e estereoquímicas que apoiam cada um.
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
Este documento fornece uma introdução às funções inorgânicas, definindo ácidos, bases e sais de acordo com a teoria de Arrhenius. Apresenta também a classificação e nomenclatura destas substâncias químicas, assim como suas principais propriedades e reações como a neutralização e formação de sais.
O documento discute as definições e propriedades básicas de bases. Ele define bases como compostos que se dissociam na água liberando íons hidróxido. Discute a dissociação e classifica bases de acordo com o número de grupos hidroxila. Também aborda a força, solubilidade e nomenclatura de bases.
Este experimento mostra como os mesmos átomos podem formar cores diferentes dependendo de como se organizam molecularmente. Uma solução violeta de permanganato de potássio fica transparente quando reage com vinagre e água oxigenada, formando íons manganês incolores. Quando a água oxigenada é adicionada primeiro, forma-se dióxido de manganês marrom, que também fica transparente com a adição de vinagre.
O documento discute as características e classificações de reações químicas. Ele define reação química e lista evidências de sua ocorrência. Também explica equações químicas, simbologias, e classifica reações em síntese, decomposição, simples troca e dupla troca com exemplos.
Os ciclos biogeoquímicos descrevem a reciclagem natural de elementos como carbono, oxigênio, nitrogênio e fósforo através dos seres vivos e do planeta. O ciclo do carbono é essencial para a vida na Terra, pois regula a temperatura global através do efeito estufa, mas a ação humana está acelerando o ciclo do carbono e intensificando o aquecimento global, com consequências como mudanças climáticas, redução da produção agrícola e elevação do nível dos
O documento discute ácidos, bases e suas propriedades. Aborda as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis sobre ácidos e bases. Explica que ácidos doam prótons e bases recebem prótons. Também discute a autoionização da água, a escala de pH, medição de pH e indicadores ácido-base. Fala sobre ácidos e bases fortes e fracos, e suas propriedades como grau de dissociação e constantes de equilíbrio. Por fim, aborda ácidos polipróticos e
O documento discute os conceitos de equilíbrio ácido-base, definindo ácidos, bases e suas propriedades. Explica os cálculos de pH e pOH em diferentes soluções, como ácido acético, acetato de sódio e cloreto de amônio. Fornece exemplos do cálculo de pH em soluções tampão.
O documento descreve o equilíbrio iônico da água, explicando que na água pura a 25°C as concentrações de íons H+ e OH- são iguais a 1,0 x 10-7 mol/L. Também define a constante de ionização da água (Kw) como sendo igual a 1,0 x 10-14 a 25°C.
1) O documento discute ácidos, bases e suas teorias, incluindo as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e indicadores de pH.
2) Também aborda aplicações como purificação de água, solo para cultivo, chuva ácida e soluções tampão.
3) Define ácidos e bases segundo diferentes teorias químicas e explica como medir pH.
O documento resume as principais funções orgânicas oxigenadas, incluindo álcoois, fenóis, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres e éteres. Detalha suas estruturas químicas, nomenclaturas e exemplos de substâncias representativas de cada função.
O documento discute os conceitos de química inorgânica, incluindo ácidos, bases e sais. Ácidos são substâncias que liberam íons H+ em solução aquosa, enquanto bases liberam íons OH-. Existem vários tipos de ácidos e bases classificados de acordo com suas propriedades.
O documento resume os principais conceitos da química orgânica, incluindo a definição da área, compostos de carbono, funções orgânicas, cadeias carbônicas e subclasses de hidrocarbonetos e compostos oxigenados.
O documento fornece vários "macetes" ou frases de memória para ajudar a decorar fórmulas químicas, equações, nomenclaturas e a tabela periódica. Muitos destes macetes usam jogos de palavras ou rimas para associar os elementos ou conceitos químicos.
Este documento discute a biorremediação, um processo de limpeza ambiental que usa microrganismos para degradar poluentes. A biorremediação pode ser usada para tratar áreas contaminadas por indústrias e é recomendada pela comunidade científica por causar pouca poluição secundária. O documento explica os princípios, aplicações e métodos da biorremediação.
1. O modelo atômico de Rutherford propôs que o átomo possui um núcleo positivamente carregado no centro, com elétrons girando em órbitas ao seu redor
2. O modelo de Bohr aperfeiçoou o modelo de Rutherford, propondo que os elétrons descrevem órbitas circulares estáveis em torno do núcleo, chamadas de estados estacionários
3. A passagem do elétron entre estados estacionários envolve a absorção ou emissão de quanta de energia definidos pela const
O documento descreve vários tipos de reações de adição, incluindo hidrogenação, halogenação, adição de halogenetos, hidratação e a reação que produz o pesticida BHC. Nestas reações, novos átomos são adicionados à molécula sem que átomos existentes sejam removidos.
O documento apresenta um resumo sobre balanceamento de equações químicas. Explica que balancear uma equação é igualar o número de átomos de cada elemento nos reagentes e produtos. Fornece como exemplo a equação de formação da água e passos para balancear equações por tentativas, igualando índices dos elementos. Por fim, solicita ao aluno resolver exercícios de balanceamento.
O documento discute as reações de substituição eletrofílica aromática em derivados de benzeno. Explica o mecanismo geral destas reações, onde um eletrófilo ataca o anel aromático substituindo um átomo de hidrogênio. Detalha vários tipos de reações como halogenação, nitração, sulfonação, alquilação e acilação de Friedel-Crafts. Também discute como substituintes no anel podem ativar ou desativar a reatividade do benzeno nestas reações.
A molécula da água é composta por dois átomos de hidrogénio e um de oxigénio unidos por ligações covalentes. A molécula é eletricamente neutra, mas polar devido à distribuição desigual de elétrons, tornando-se positiva do lado do hidrogénio e negativa do lado do oxigénio. As moléculas de água ligam-se entre si através de pontes de hidrogénio, conferindo à água elevada coesão molecular.
O documento discute os principais aspectos da química atmosférica, incluindo os principais poluentes atmosféricos orgânicos e inorgânicos e material particulado. Ele também aborda tópicos como a troposfera, smog fotoquímico e efeito estufa.
O documento discute as reações de substituição nucleofílica em carbonos saturados. Ele explica que essas reações envolvem a troca de um grupo funcional por outro e requerem um eletrófilo, um nucleófilo e um grupo abandonador. Além disso, o documento descreve os dois principais mecanismos de substituição nucleofílica, SN2 e SN1, analisando as evidências cinéticas e estereoquímicas que apoiam cada um.
Este documento discute os conceitos fundamentais de estequiometria, incluindo:
1) O conceito de mol e número de Avogadro e como eles se relacionam com massas atômicas;
2) Como converter entre números de átomos, moles e massas;
3) A função e importância das equações químicas balanceadas para cálculos químicos.
Este documento fornece uma introdução às funções inorgânicas, definindo ácidos, bases e sais de acordo com a teoria de Arrhenius. Apresenta também a classificação e nomenclatura destas substâncias químicas, assim como suas principais propriedades e reações como a neutralização e formação de sais.
O documento discute as definições e propriedades básicas de bases. Ele define bases como compostos que se dissociam na água liberando íons hidróxido. Discute a dissociação e classifica bases de acordo com o número de grupos hidroxila. Também aborda a força, solubilidade e nomenclatura de bases.
Este experimento mostra como os mesmos átomos podem formar cores diferentes dependendo de como se organizam molecularmente. Uma solução violeta de permanganato de potássio fica transparente quando reage com vinagre e água oxigenada, formando íons manganês incolores. Quando a água oxigenada é adicionada primeiro, forma-se dióxido de manganês marrom, que também fica transparente com a adição de vinagre.
O documento discute as características e classificações de reações químicas. Ele define reação química e lista evidências de sua ocorrência. Também explica equações químicas, simbologias, e classifica reações em síntese, decomposição, simples troca e dupla troca com exemplos.
Os ciclos biogeoquímicos descrevem a reciclagem natural de elementos como carbono, oxigênio, nitrogênio e fósforo através dos seres vivos e do planeta. O ciclo do carbono é essencial para a vida na Terra, pois regula a temperatura global através do efeito estufa, mas a ação humana está acelerando o ciclo do carbono e intensificando o aquecimento global, com consequências como mudanças climáticas, redução da produção agrícola e elevação do nível dos
O documento discute ácidos, bases e suas propriedades. Aborda as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis sobre ácidos e bases. Explica que ácidos doam prótons e bases recebem prótons. Também discute a autoionização da água, a escala de pH, medição de pH e indicadores ácido-base. Fala sobre ácidos e bases fortes e fracos, e suas propriedades como grau de dissociação e constantes de equilíbrio. Por fim, aborda ácidos polipróticos e
O documento discute os conceitos de equilíbrio ácido-base, definindo ácidos, bases e suas propriedades. Explica os cálculos de pH e pOH em diferentes soluções, como ácido acético, acetato de sódio e cloreto de amônio. Fornece exemplos do cálculo de pH em soluções tampão.
O documento descreve uma reação de oxidação de íons ferroso por peróxido de hidrogênio. A tabela mostra as concentrações de íons férrico ao longo do tempo. Deve-se completar a tabela com os valores da concentração de peróxido de hidrogênio e traçar gráficos das concentrações em função do tempo.
Este documento discute conceitos fundamentais de ácidos e bases, incluindo:
1. A definição de ácido e base segundo as teorias de Lowry-Brønsted e as reações ácido-base.
2. O equilíbrio químico da autoionização da água e a relação entre pH e pOH.
3. As propriedades de soluções ácidas, básicas e neutras.
1) O experimento verificou a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através de reações químicas. 2) Ao adicionar cromato de potássio ao nitrato de prata, formou-se cromato de prata insolúvel. Ao adicionar ácido oxálico, formou-se oxalato de prata pouco solúvel. 3) Ao adicionar HCl a solução de cromato de potássio tornou-se alaranjada e ao adicionar NaOH tornou
1) O documento apresenta os objetivos e pré-requisitos de uma aula sobre equilíbrio ácido-base. 2) Os tópicos a serem abordados incluem teorias ácido-base, auto-ionização da água, escala de pH, força de ácidos e bases. 3) O documento fornece detalhes sobre o conteúdo da aula para que os alunos entendam esses conceitos fundamentais.
O documento discute vários tópicos relacionados a equilíbrios químicos, incluindo: equilíbrio iônico da água, pH e pOH, indicadores, soluções tampão, hidrólise salina, produto de solubilidade e seus cálculos. Explica como calcular os índices de dissociação e constantes de equilíbrio para reações ácido-base e como prever a ocorrência ou não de precipitação baseado no produto de solubilidade.
1. O documento apresenta 29 exercícios sobre equilíbrios químicos em soluções aquosas, incluindo cálculos de concentrações de espécies iônicas e determinação de pH em diferentes sistemas. Os exercícios envolvem equações de equilíbrio de ácidos, bases e reações químicas em geral.
O documento discute ácidos, bases e suas teorias, incluindo:
1) A teoria de Arrhenius define ácidos e bases como substâncias que dissociam em H+ e OH- em solução aquosa.
2) A teoria de Bronsted-Lowry generaliza a definição para transferência de prótons entre uma substância doadora (ácido) e receptora (base).
3) A água pode agir como ácido ou base devido à sua autoionização em H3O+ e OH-.
As 3 frases resumem o documento da seguinte forma:
1) O documento contém 9 exercícios sobre pH e soluções tampão, com cálculos envolvendo concentração de íons hidrogênio, pKa e equações de Henderson-Hasselbach.
2) Os exercícios abordam tópicos como cálculo de pH a partir de [H+], preparo de soluções tampão e efeito da adição de ácidos e bases em soluções tampão.
3) O nono exercício pergunta qual o melhor tampão para manter o
Lista de exercicios p h e solucoes ii resolucoesAlex Livramento
[1] O documento apresenta um gabarito de exercícios sobre pH e soluções tampão. [2] Inclui cálculos de pH de soluções, concentração de íons hidrogênio, efeito de adição de ácido ou base em soluções tampão. [3] O melhor tampão proposto para um experimento enzimático com faixa de pH 4,2-6,0 foi o ácido propiônico devido à sua faixa de tamponamento de 3,8-5,8 englobar quase totalmente a faixa desejada.
Este documento descreve um experimento para produzir e confirmar a presença de hidrogênio gasoso através da reação de uma fita de magnésio com ácido clorídrico diluído. O magnésio reage com o ácido produzindo hidrogênio gasoso, que foi confirmado ao queimar na presença de uma chama. Os resultados foram usados para calcular a massa molar do magnésio.
O documento descreve o conceito de solução tampão, que é uma solução cujo pH tende a permanecer constante após a adição de ácidos ou bases fortes. Um tampão ácido é composto por um ácido fraco e sua base conjugada na forma de sal, enquanto um tampão básico contém uma base fraca e seu ácido conjugado. O documento também explica como os tampões controlam o pH por meio do equilíbrio dinâmico entre o ácido fraco e sua base conjugada.
Este documento discute soluções tampão, definindo-as como soluções que resistem a mudanças de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas. Explica que soluções tampão podem ser constituídas por um par ácido-base conjugado ou por soluções moderadamente concentradas de ácidos ou bases fortes. Detalha também como calcular o pH de soluções tampão usando a equação de Henderson-Hasselbalch.
Este documento discute soluções tampão, definindo-as como soluções que resistem a mudanças de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas. Explica que soluções tampão podem ser constituídas por um par ácido-base conjugado ou por soluções moderadamente concentradas de ácidos ou bases fortes. Detalha também como calcular o pH de soluções tampão usando a equação de Henderson-Hasselbalch.
Manual do curso_equilibrio_acido_base_hidroelectroliticoFrederico Brandão
Este manual apresenta os conceitos fundamentais do equilíbrio ácido-base e hidroelectrolítico, incluindo:
1) A definição de concentração, pressão parcial e pH, e como medem o equilíbrio de ácidos, bases e íons no corpo.
2) A distinção entre acidose, alcalose, acidemia e alcalemia, e como avaliar alterações metabólicas e respiratórias.
3) Uma sequência universal para avaliar clinicamente um paciente com desequilíbrios, ident
O documento discute cálculos de pH para ácidos e bases fracos e misturas de ácidos e bases. Explica como calcular o pH de uma solução de ácido acético fraco usando a constante de ionização do ácido. Também discute como a presença da água influencia o cálculo do pH para soluções muito diluídas e como misturas de ácidos e bases afetam a ionização de cada espécie.
Este documento introduz os conceitos de ácidos e bases, abordando:
1) O desenvolvimento do assunto iniciado no capítulo anterior sobre soluções eletrolíticas;
2) Os princípios da termodinâmica e equilíbrio químico relacionados ao tema;
3) Conceitos como ligação de hidrogênio, polaridade e força de ligações.
O documento discute as propriedades únicas da água e sua importância para a vida. A água pode solvatar muitos compostos graças à sua estrutura polar e capacidade de formar ligações de hidrogênio. A água também pode ionizar ligeiramente, formando íons hidróxido e hidrônio e estabelecendo um equilíbrio iônico essencial para processos biológicos.
O documento discute os principais conceitos da bioquímica, incluindo: 1) A bioquímica estuda as reações químicas que ocorrem nos seres vivos; 2) As biomoléculas fundamentais incluem proteínas, carboidratos, lipídeos e ácidos nucleicos; 3) A água é essencial para a vida e permite a estrutura e função das biomoléculas através de suas propriedades como solvente e formação de pontes de hidrogênio.
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Loteria - Adição, subtração, multiplicação e divisão.Mary Alvarenga
Os jogos utilizados como ferramenta de ensino para o estudo da matemática são de suma importância, tendo em vista que podem proporcionar melhor desempenho no aprendizado dos conteúdos, além de estimular o interesse, o entusiasmo e o prazer de estudar.
Conversaremos sobre como trabalhar no Mundo da Arquitetura Técnica e de Solução em Salesforce.
- Suas diferenças
- Seus requisitos
- Suas particularidades
- Quais conhecimentos e aptidões teremos que ter para cada tipo
- Suas tarefas básicas
- Empregabilidade Global
- Caminhos a trilhar no Trailhead
E tiraremos duvidas sobre ambos os tipos de trabalho.
1. 1
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CEARÁ – UECE
CENTRO DE CIÊNCIAS DA SAÚDE – CSS
MONITORIA DE BIOQUÍMICA
LARA LÍDIA VENTURA DAMASCENO
FORTALEZA
2018
2. 2
SUMÁRIO
I. ÁGUA...........................................................................................................................................1
II. SOLUÇÕES AQUOSAS..............................................................................................................3
III. SOLUÇÃO TAMPÃO...................................................................................................................3
IV. AMINOÁCIDOS............................................................................................................................5
V. PROTEÍNAS.................................................................................................................................7
VI. ENZIMAS.....................................................................................................................................9
VII. VITAMINAS E COFATORES.....................................................................................................11
VIII. CARBOIDRATOS......................................................................................................................14
IX. NUCLEOTÍDEOS.......................................................................................................................16
X. LIPÍDEOS...................................................................................................................................18
XI. AGREGADOS LIPÍDICOS E MEMBRANAS.............................................................................20
XII. BIOENERGÉTICA......................................................................................................................21
XIII. METABOLISMO DOS CARBOIDRATOS..................................................................................23
I. GLICOGÊNESE.......................................................................................................................23
II. GLICOGENÓLISE..................................................................................................................23
III. GLICÓLISE............................................................................................................................24
IV. DESVIOS DA GLICÓLISE.....................................................................................................25
V. CICLO DE CORI....................................................................................................................26
VI. VIA DAS PENTOSES............................................................................................................27
VII. CICLO DE KREBS................................................................................................................27
VIII. CADEIA TRANSPORTADORA DE ELÉTRONS.................................................................28
XIV. METABOLISMO DOS LIPÍDEOS..............................................................................................30
XV. METABOLISMO DOS AMINOÁCIDOS.....................................................................................31
3. 1
ÁGUA
COMPONENTES CELULARES
ORGÂNICOS INORGÂNICOS
Carboidratos (monossacarídeos) H2O
Proteínas (aminoácidos) Sais Mineirais
Lipídeos
Ácidos Nucleicos (nucleotídeos)
H2O (O = 16; H = 1; MM = 18)
Angstron = 3,6 / Nanômetro = 0,36; (Unidades de Comprimento)
I. Constitui 70% da célula.
II. O oxigênio se liga aos átomos de hidrogênio por meio de ligações
covalentes, onde há o compartilhamento de elétrons. Por ser
mais eletronegativo, em relação ao hidrogênio, o oxigênio tende a
atrair os elétrons para si.
III. Por conta dessa distribuição desigual, são formados dois polos na
molécula, por isso, a água é considerada uma molécula polar.
IV. O ângulo de ligação H-O-H é de 104,5°, levemente menor que o
ângulo 109,5° de um tetraedro perfeito, devido ao agrupamento
dos orbitais não ligantes do átomo de oxigênio.
V. Cada hidrogênio carrega carga parcial positiva (δ+) e o
oxigênio carrega carga parcial negativa (δ-).As cargas parciais
(δ+ ou δ-) possibilitam a atração entre os átomos de oxigênio e
hidrogênio de moléculas diferentes, formando as pontes de
hidrogênio, que são ligações fracas, levando em consideração
apenas uma, comparando-a com a ligação covalente,
entretanto, as moléculas de água são capazes de formar
inúmeras pontes de hidrogênio que quando juntas, possuem
enorme força de coesão.
4. 2
Obs: Gelo – Estrutura em cristal: São formadas 4 pontes de hidrogênio por cada molécula.
H2O ↔ H+ + OH-
55,5 mols (1 L) ↔ 10-7 mols + 10-7 mols
M =
m
PM x V
=
1000g
18 x 1L
= 55,5 mols
Onde: M – Molaridade; m – Massa; PM – Peso Molecular; V – Volume
pH =
1
log [H+]
= - log [H+] → pH = -log10 [10-7] = 7
([OH-] [H+] = 10-14; [10-7 ] [10-7 ] = 10-14)
5. 3
SOLUÇÕES AQUOSAS
Misturas homogêneas formadas por dois ou mais componentes.
Componentes
Soluto de até 1 nm (Moléculas – Ex: Glicose; Iônicos – Ex: NaCl)
Solvente – H2O
Concentrações
I. Porcentagem (%):
Massa do Soluto
100mL da solução
II. Molaridade (M):
m
PM x V
Onde: m – Massa (g), PM – Peso Molecular ou MM – Massa Molar; V – Volume (L).
III. Normalidade (N):
m
Eq x V
Onde: Eq – Equivalentes grama =
MM
X
; X – Nº de H+, H- ou nº de carga (+ ou -).
Obs: É utilizada para ácidos, bases ou sais.
IV. Osmolaridade (O): n x M
Onde: n = nº de partículas
SOLUÇÃO TAMPÃO
São soluções que auxiliam a manutenção do pH ou pOH praticamente constantes, mediante a adição
de pequenas quantidades de íons H+ ou H-.
CH3COOH ↔ CH3COO- + H+
(AH) ↔ (A-) + H+
Componentes:
I.Ácido Fraco (AH): CH3COOH (Ácido Acético) Neutraliza o OH- da base.
II. Base conjugada (A-): CH3COO- (Acetato) Neutraliza o H+ do ácido.
III. H+ Pode receber um íon OH- e formar H2O.
Adição de uma pequena quantidade de Ácido Forte (Ex – HCl): A adição de um ácido forte
deslocará a reação no sentido da formação de acetato, visto que o íon H+ resultante da dissociação
6. 4
do HCl possui grande afinidade pelo mesmo, e os dois se unem para formar o ácido acético, um
ácido fraco, por isso, o pH do meio não sofre grandes alterações. No entanto, se for adicionado
cada vez mais ácido forte, chegará o momento em que todo o ânion acetato será consumido e o
efeito do tampão cessará.
Adição de uma pequena quantidade de Base Forte (Ex – NaOH): A adição de uma base forte
aumenta as concentrações de íons OH-, que são neutralizados pelos íons H+, liberados na
ionização do ácido acético, formando água. Com essa reação, a concentração de H+ irá diminuir,
deslocando a reação no sentido de aumentar a ionização do ácido, e com isso, a variação do pH
será muito pequena. Nesse caso, também existe uma capacidade limite do tampão, portanto, se
adicionarmos cada vez mais base, o equilíbrio da ionização do ácido será mais e mais deslocado
no sentido da sua ionização, até que todo o ácido seja consumido.
Curva de Titulação
Obs: Região sombreada – Região de Tamponamento
[4,26 – 5,26]
À medida que o NaOH é gradualmente introduzido, o íon OH adicionado combina-se com o H+
livre, formando água, em uma quantidade que satisfaz a relação de equilíbrio. À medida que o H+ é
removido, a molécula de ácido dissocia-se mais para satisfazer a sua própria constante de equilíbrio,
então, mais ácido ioniza-se, formando base conjugada, à medida que NaOH é adicionado. No ponto
médio, no qual 0,5 de NaOH foi adicionado, metade do Ácido Acético sofreu dissociação, de forma que
a concentração de ácido acético é igual a concentração de base conjugada.
Exemplos de Tampões
Substâncias PKa
Ácido Acético (CH3COOH) 4,76
Ácido Fosfórico (H3PO4) 2,1 - 7,2 - 12,3
Ácido Carbônico (H2CO3) 6,35 - 9,6
Glicina (NH3+CH2COOH) 2,3 - 9,6
7. 5
Equação de Henderson-Hasselbach: Interrelaciona pH, pKa e concentração do tampão.
A + B ↔ C + D AH ↔ A- + H+
Keq =
[C][D]
[A][B]
pH = pKa + log
[A-]
[AH]
pH = pKa
OBS:Trabalhar com as moléculas 2 e 3 em concentrações iguais para tamponar o sangue.
AMINOÁCIDOS
Blocos de construção das proteínas; 20 diferentes.
I. Grupo carboxila; II. Grupo amino; III. Grupo R; IV. Átomo de Hidrogênio.
Possuem isomeria espacial óptica: (Com exceção da glicina).
Carbono quiral ou assimétrico: Realiza quatro ligações diferentes.
O “D” e “L” significam Dextrógeno e Levógeno.
Se referem à posição do grupo amina.
F
licinaic
ina
I
I
I
II
V
Glicina
Aminoácido em
8. 6
A L-Alanina e a D-Alanina são compostos com atividade óptica
e biológica diferentes.
Para uma molécula possuir isomeria espacial óptica ela precisa
ter um carbono assimétrico ou quiral, ou seja, um carbono que
faça quatro ligações diferentes.
CURVA DE TITULAÇÃO: Cada molécula de base adicionada resulta na remoção de um próton de
uma molécula de ácido.
O gráfico possui duas regiões de tamponamento:
I. pH = 2,34 = pKa: Há liberação do H+ do –COOH (1º próton). Concentrações molares de (H3+N-CH2-
COOH) e (H2+N-CH2-COO-) se equivalem.
*pI = 5,67 = Ponto isoelétrico (marca o fim da remoção do 1º próton e o início da remoção do 2º).
II. pH = 9,60 = pKa: Há liberação do H+ do NH3+ (2º próton). A titulação estará completa quando o pH
alcançar valores próximos a 12, onde a forma predominante será (H2+N-CH2-COO-).
CLASSIFICAÇÃO DOS AMINOÁCIDOS QUANTO AO GRUPO R
POLAR: Serina Tirosina
C
9. 7
POLAR COM CARGA POSITIVA: Lisina
POLAR COM CARGA NEGATIVA: Aspartato
APOLAR: Alanina
LIGAÇÃO PEPTÍDICA: Grupo Carbolixa + Grupo amina = ↑ H2O
PROTEÍNAS
Formadas por unidades de aminoácidos unidos por ligações peptídicas.
Ligações peptídicas:
Caráter de dupla ligação – Ressonância.
Grupo amida.
Peptídeos: Menos que 30 aminoácidos.
Funções:
Estruturais: Ex – Colágeno/ Elastina.
10. 8
Dinâmicas: Ex – Enzimas/ Anticorpos.
ESTABILIZAÇÃO DA ESTRUTURA DAS PROTEÍNAS:
Interações eletrostáticas
Pontes de Hidrogênio
Interações hidrofóbicas
Interações de Van der Waals
Pontes dissulfeto: Cisteína
NÍVEIS DE ORGANIZAÇÃO DAS PROTEÍNAS
Primária: Sequência de aminoácidos.
Secundária: Interação das carboxilas e grupos aminas.
Terciária: Interação dos radicais.
Quaternária: Duas ou mais cadeias polipeptídicas interagindo.
11. 9
ENZIMAS
São catalisadores biológicos; Aceleram uma reação favorável até atingir o equilíbrio.
ESTRUTURA:
I. Proteínas globulares
II. Alguns RNAs de bactérias e protozoários (RNAse)
Enzima: Interações eletrostáticas.
Substrato: Só ligações covalentes.
INTERAÇÕES ENTRE ENZIMA E ESUBSTRATO:
I. Interações eletrostáticas.
II. Pontes de hidrogênio.
III. Interações hidrofóbicas.
IV. Interações de Van der Waals.
PROPRIEDADES DAS ENZIMAS:
I. Específicas.
II. São recuperadas intactas.
III. Agem em pequenas quantidades.
IV. Não alteram o equilíbrio da reação.
V. Diminuem a energia de ativação.
E + S ↔ ES E + P
Obs¹: ES = Complexo Enzima-Substrato.
Obs²: O produto (P) perde afinidade com a enzima.
S
E
SSES
S
12. 10
GRÁFICOS DE CINÉTICA
Obs: Algumas enzimas não funcionam assim.
Ex – Enzimas alostéricas (mais de uma subunidade).
I. Michaelis-Menten: Mostra que o aumento da concentração do
substrato, inicialmente aumenta a Vo, que cresce até atingir um valor
constante que sofre poucas alterações com a elevação da
concentração do substrato.
Km = Constante de Michaelis
II. Linewaber-Burke: Já que não é possível determinar a Vmáx a
partir do gráfico de Michaelis-Menten, utiliza-se o Gráfico dos
Duplos Recíprocos (ou gráfico de Lineweaver-Burk),
representação linear da equação de Michaelis-Menten.
Essa é uma equação de reta do tipo y = ax + b, onde: y = 1/ Vo;
a = Km/Vmáx; x = 1/ [S]; b = 1/ Vmáx
III. Efeito do pH: pH ótimo. IV. Efeito da temperatura
INIBIDORES:
I. Reversíveis:
Competitivo: (↑S ↓I) Concorre com o substrato
pelo sítio ativo da enzima, pois o inibidor é
semelhante ao substrato. A situação é resolvida
pela adição de mais substrato,
entretanto, o Km é aumentado.
13. 11
Incompetitivo: Se liga a um sítio diferente daquele ao qual o substrato se liga. A enzima é inativada
quando o inibidor está ligado (↓ E ↓ V).
II. Irreversíveis: Estabelecem ligações covalentes com a enzima.
VITAMINAS E COENZIMAS
Cofatores: Íons ou moléculas associadas a enzimas.
I. Íons metálicos
II. Moléculas orgânicas: Coenzimas – Ex: NADH;
Grupo prostético (Coenzima + Parte proteica da enzima) – Ex: Biotina.
Vitaminas: São moléculas orgânicas não sintetizadas pelo organismo, necessárias em baixas doses
na dieta. Têm como função mais comum formar ou ser cofator para reações enzimáticas.
I. Hidrossolúveis: Complexo B – Tiamina (B1), Riboflavina (B2), Niacina (B3), Adenina (B4), Ácido
pantotênico (B5), Piridoxina (B6), Biotina (B7), Ácido Fólico (B9), Cobalamina (B12) e Ácido
Ascórbico (C).
II. Lipossolúveis: A, D, E e K.
Tiamina (B1): Forma ativa – Tiamina Pirofosfato (TPP). A
TPP é necessária como cofator para reações de
transferência de grupos acila.Obs: Quando a cadeia
carbônica é maior, a transferência é realizada pelo Ácido Pantotênico e Coenzima A.
14. 12
Riboflavina (B2): Percursora da cofator (FADH) – Flavina Adenina Dinucleotídeo. Função:
Transferência de 2é + 2H+
Niacina (B3): Percursora da cofator (NADH) – Nicotinamida Adenina Dinucleotídeo.
Função: Transferência de íon Hidreto (H+). NAD + 2é + 2H+ → NADH + H+
Piridoxidina (B6): Percursora do cofator Piridoxal Fosfato (forma ativa da vit. B6).
Função: Transferência de grupos amina.
Biotina (B7): Vitamina e Cofator de reações de carboxilação.
Função: Transferência de grupos carboxila.
Cobalamina (B12): Atua como cofator em rearranjos dentro da molécula.
15. 13
Ácido Fólico (B9): Atua como cofator carregando
várias unidades de carbono.
Ácido Ascórbico (C): Agente redutor. Atua como
cofator na transferência de grupos OH.
Ex – Hidroxilação da prolina no colágeno.
Vitamina A: Importante para a visão. Acoplado: Retinal e Rodopsina (Enzima)
Retinal: Cis – 11- retinal → Trans – 11- retinal; Rodopsina muda de conformação e envia sinal para
o SNC de luz.
Vitamina D: Auxilia na regulação
da homeostase de Cálcio e Fósforo
(↑ Absorção de Ca2+).
Dehidrocholesterol (produzido na
pele) → Incidência solar →
Vitamina D3.
Vitamina E: Acumula-se no tecido adiposo; Age como antioxidante natural – Recaptura os radicais
livres e oxigênio muscular.
16. 14
Vitamina K: Auxilia na manutenção dos níveis
normais das proteínas da coagulação sanguínea.
A conversão da forma inativa para a forma ativa
dos fatores de coagulação requer uma
modificação de resíduos específicos do
glutamato. Essa modificação é uma carboxilação
e a enzima responsável requer vitamina K como
cofator.
CARBOIDRATOS
Poliidroxialdeídos ou poliidroxicetonas ou substâncias que pela hidrólise forneçam estes compostos.
FÓMULA GERAL: (CH2O)n
Ex – n = 5 → C5H10O5
Exceção – Desoxirribose: C5H10O4
CLASSIFICAÇÃO:
Monossacarídeos: Uma única unidade, ou seja, uma única molécula de açúcar (3 a 7 Carbonos).
Ex – Glicose, Frutose e Galactose.
Oligossacarídeos: Junção de 2 a 20
unidades; Dissacarídeos: Junção de 2
monossacarídeos.
Polissacarídeos: Junção de mais de 20
unidades. Ex – Amido, Celulose e Glicogênio.
MONOSSACARÍDEOS:
Aldeídos ou cetonas com dois ou mais grupos hidroxilas.
Cristais transparentes com baixo peso molecular – moléculas pequenas.
Solúveis em água.
Mais de 4: Formam anel – 5 carbonos:
furanosídico; 6 carbonos: piranosídico.
Obs¹: Carbono quiral ou Assimétrico: Faz 4
ligações diferentes;
MONOSSACARÍDEOS DISSACARÍDEOS
GLICOSE + GLICOSE MALTOSE
GLICOSE + FRUTOSE SACAROSE
GLICOSE + GALACTOSE LACTOSE
Carbono quiral
Aldeído Cetona
17. 15
Obs²: Enzimas só reconhecem o isômero D.
Obs³: Diidroxiacetona – Exceção: Não possui nenhum carbono quiral, por isso,
não forma isômeros D e L.
Carbono de referência: (C5) Último carbono quiral da cadeia.
Carbono Anomérico: (C1) Se torna assimétrico quando o anel é fechado.
As formas alfa e beta são anômeras e podem se converter, ocorrendo mutarrotação.
Ligação glicosídica: Ligação covalente entre o grupo hidroxila de uma molécula e o carbono
anomérico de outra.
O
β – D – Glicose
α – D – Glicose
O
α – D – Ribose
β – D – Ribose
D – Ribose
D – Glicose
α – 1 – 4; Amido e Glicogênio β – 1 –4; Celulose
18. 16
NUCLEOTÍDEOS
I. Fosfato
FÓRMULA GERAL: II. Açúcar (Pentose)
III. Base nitrogenada
Obs¹: O nucleotídeo pode conter até 3 fosfatos. Ex – ATP = Adenosina Trifosfato.
Obs²: O fosfato encontra-se em pH ácido, em pH = 7 – Perde o H+ da hidroxila.
FUNÇÕES:
Componentes de cofatores enzimáticos. Ex – NADH e FADH.
Fornecem energia para as atividades celulares. Ex – ATP e GTP (Guanosina Trifosfato).
Sinalização. Ex – ATP AMPc (Adenosina Monofosfato Cíclica).
Unidade de formação dos Ácidos nucléicos:
RNA – Adenina, Uracila, Citosina e Guanina.
DNA – Adenina, Timina, Citosina e Guanina.
LIGAÇÃO FOSFODIÉSTER:
Ligação formada entre o grupo hidroxila (OH) ligado ao terceiro carbono
da pentose (C3’) de um nucleotídeo e o grupo fosfato ligado ao quinto
carbono (C5’) do nucleotídeo seguinte. Por isso, pode-se dizer que a fita
é 3’ → 5’.
Essa imagem mostra a
união das fitas do DNA, que é
dada por pontes de hidrogênio.
- DNA:
Adenina = Timina
Citosina ≡ Guanina
20. 18
LIPÍDEOS
Substâncias insolúveis em água e solúveis em solventes orgânicos apolares.
Predomínio e ligações do tipo C – H (Hidrocarbonetos).
Não formam polímeros.
TIPOS: Produzidos a partir de:
Ácidos Graxos
Triacilglicerol
Prostaglandinas
Tromboxanas
Leucotrienos
Ceras
Glicerofosfolipídeos
Eicosanoides
Esfingolipídeos
Obs: Esteroides são formados por terpenos.
ÁCIDOS GRAXOS: Anfipáticos – Carboxila hidrofílica e cauda hidrofóbica.
Lineares.
Saturados e insaturados.
Nomenclatura:
16: 0 – 16 carbonos, 0 ligações duplas;
16: 1 ∆9 – 16 carbonos, 1 ligação dupla no
carbono 9.
Exemplo: Ácido Araquidônico 20:4 ∆5, 8, 11, 14 Ácido palmitoleico 16: 1 ∆9
Isopreno Terpenos
Carotenoides.
Vitaminas: A, E e K.
Quinonas.
Testosterona
Progesterona
Estrogênio
Cortisol
Aldosterona
Esteroides
Colesterol.
Hormônios esteroides
Vitamina D.
21. 19
TRIACILGLICEROL:
Mais simples, apolares e hidrofóbicos.
Três ácidos graxos ligados por ligação éster a um glicerol.
Depósitos de combustível metabólico – Adipócitos.
Gorduras (Animais) – Sólidas ou Cerosas: Saturadas.
Óleos (Plantas) – Líquidos: Insaturadas
CERA:
Ésteres de ácido graxos saturados e insaturados de cadeia longa com álcoois de cadeia longa.
GLICEROFOSFOLIPÍDEO:
Dois ácidos graxos unidos por ligação éster ao glicerol e um grupo polar por ligação fosfodiéster.
Se ao invés do X:
OH – Ácido fosfatídico.
Colina – Fosfatidil Colina.
Inositol – Fosfatidil Inositol.
Inositol Difosfato – Fosfatidil Inositol
Difosfato (PIP2)
Ácido Palmítico Triacontanol
22. 20
ENSFINGOLIPÍDEO: Ao invés de glicerol, contém esfingosina.
Enfingosina + 1 ácido graxo + Grupo polar.
Se ao invés de X conter:
H: Ceramida.
Glicose: Cerebrosídeo.
Colina + Fosfato:
Esfingomielina.
AGREGADOS LIPÍDICOS
E MEMBRANAS
TIPOS:
MICELAS – Ácidos Graxos. Não possui água dentro, apenas cadeias hidrofóbicas.
BICAMADA – Glicerofosfolipídeos.
LIPOPROTEÍNAS: ↓ Quantidade de proteínas aumenta.
Muito baixa densidade (VLDL)
Baixa densidade (LDL)
Alta densidade (HDL)
Vesícula
23. 21
Membrana Celular: Mosaico fluido de proteínas e lipídeos – Glicerofosfolipídeos, esfingolipídeos e
colesterol.
Proteínas:
I. Transporte: Canais e carreadoras.
II. Sinalização: Canais receptores associados a proteína G; Receptores associados a enzimas
quinases; Receptores para hormônios esteroides.
III. Ancoragem.
Obs¹ - O transporte de K+ e Na+ é feito de forma ativa, ou seja, há gasto de ATP. Esse transporte é
mais conhecido como bomba de sódio-potássio.
Obs² - O transporte de glicose por proteína carreadora é feito de forma passiva, assim como o
transporte realizado pela proteína canal regulada por ligante.
BIOENERGÉTICA
Estudo quantitativo das alterações energéticas que acompanham as reações bioquímicas em condições
constantes de temperatura e pressão. (T = 298K e P = 1 atm)
Obedece às leis da termodinâmica.
I. A energia total do universo é constante.
II. A desordem do universo tende a aumentar.
Parâmetros estudados: (∆G = ∆H – T. ∆S)
24. 22
∆G = Variação da energia libre de Gibbs (J/mol) – Exergônica ou Endergônica.
∆H = (Entalpia) Variação da energia das ligações químicas (J/mol) – Exotérmica ou Endotérmica.
∆S = (Entropia) Grau de desordem (J/mol.K).
Hidrólise do ATP:
ATP + H2O → ADP + Pi
(∆Gº’ = -30,5 KJ/mol)
Obs¹: ∆Gº’ significa que a reação acontece em
condições bioquímicas padrão.
Obs²: A reação é exergônica.
Obs³: Ressonância do fosfato.
Quando a água “quebra” os fosfatos por hidrólise, ela promove o alívio da repulsão das cargas
negativas e o fosfato liberado se liga a outra molécula, energizando-a.
Após a reação, a água também tem a função de se interpor entre os produtos da reação, hidratando-
os e impedindo que a reação ocorra inversamente.
ATP + H2O → ADP + Pi (∆Gº’ = -30,5 KJ/mol)
Glicose + Pi → Glicose – 6 – P + H2O (∆Gº’ = +13,8KJ/mol)
Glicose + ATP → Glicose – 6 – P + ATP (∆Gº’ = -16,7KJ/mol)
∆Gº = ∆Gº’ + R . t . ln
[Produtos]
[Reagentes]
Glicose – 1 – P →Fosfoglicomutase→ Glicose – 6 – P
Obs¹: Quando a reação está em equilíbrio o ∆Gº é igual a zero.
0 = ∆Gº’ + 8,315 . 293 . ln
[1,9]
[0,1]
∆Gº’ = -7,3 KJ/mol
REAGENTES PRODUTOS
2 M 0 M
1 M 1 M
0,5 M 1, 5 M
0,1 M 1,9 M
cc
25. 23
METABOLISMO DOS CARBOIDRATOS
Obs: A insulina exerce controle sobre a glicogênese e o glucagon sobre a glicogenólise.
GLICOGÊNESE
GLICOGENÓLISE
28. 26
1º Desvio
Piruvato Carboxilase
Fosfoenolpiruvato Carboxiquinase (Mitocôndria)
2º Desvio
Frutose – 1, 6 – Difosfatase
3º Desvio
Glicose – 6 – P Fosfatase
CICLO DE CORI
Cooperação entre o músculo e fígado – O ciclo evita que o Ácido Lático se acumule na corrente
sanguínea.
O músculo utiliza glicogênio como reserva de energia.
Conversão da Alanina em Glicose – 4 ATPS, 2 GTPS e 2 NADS.
29. 27
VIA DAS PENTOSES
É importante para as células em divisão, forma: NADPH – Utilizada nas vias biossintéticas e Ribose
– 5 – Fosfato – Utilizada para produção de nucleotídeos, coenzimas e Ácidos Nucléicos (RNA,
DNA).
Obs: A Xibulose – 5 – P pode se converter em Frutose – 6 – P para formar Glicose – 6
CICLO DE KREBS
30. 28
COMPLEXO PIRUVATO DESIGROGENASE:
3 Subunidades (E1, E2, E3); Alostérica.
Cofatores – Tiamina Pirofosfato (TPP); FAD,
NAD, Coenzima A.
Inibidores: Acetil-coA, NADH e ATP (-)
Atvador: AMP (+)
Reação catalisada
ENZIMAS DO CICLO DE KREBS:
I. Citrato Sintase:
(-) Citrato, NADH, ATP, Succinil-coA;
(+) ADP, Acetil-coA.
II. Aconitase: (-) Alfacetoglutarato;
III. Isocitrato desidrogenase:
(-) ATP; (+) ADP
IV. Complexo da α – cetoglutarato
desidrogenase:
(-) Succinil-coA; (+) NADH, ADP
V. Succinil-coA sintetase
VI. Succinato Desidrogenase
VII. Fumarase
VIII. Malato Desidrogenase
Obs: Todas as reações são reversíveis, exceto as catalisadas por enzimas
alostéricas.
CADEIA TRANSPORTADORA DE È
Estágio final do metabolismo produtor de energia.
Ocorre na membrana interna da mitocôndria.
Reduz o oxigênio O2 NADH e FADH → H2O → NAD+ e FAD+ (Formas oxidadas).
Síntese e ATP.
Mecanismo:
I. Fluxo de elétrons em uma cadeia transportadora ligada a membrana interna da mitocôndria.
II. Transporte ativo de íons H+ (prótons) através da membrana.
PRODUTOS – 1 PIRUVATO
3 NADH
1 FADH2
1 GTP
2 CO2
31. 29
III. Fluxo passivo de íons H+ fornece a energia para síntese de ATP.
Obs¹: Lançadeira Malato/Aspartato: Transporta elétrons do NADH com ajuda do malato e os
transfere para o NAD+ dentro da mitocôndria – Permite que os NADH da glicólise entrem para a Cadeia
Transportadora de elétron no interior da mitocôndria.
Obs²: Desacopladores: Jogam H+ para dentro sem ser pela ATP sintase.
Ex – 2,4-Dimitrofenol (H+); Valinomicina (K+).
COMPLEXOS PROTEICOS:
I. NAD Desidrogenase: NADH→ FMN é→ Fe-S – Bomba de Prótons (4H+)
NADH → NAD+ + 2H+ (bombeado pra fora) + 2è (passa para o Fe).
II. Succinato Desidrogenase: Recebe elétrons do FADH2; FAD → Fe-S.
Participa do ciclo de Krebs.
III. Complexo dos Citrocomos bc1: (HEME (Fe), Fe-S) – Bomba de prótons (4H+)
IV. Citocromo oxidase (aa3): (HEME (Fe), CμA, CμB) – Bomba de prótons (2H+)
Redução do O2 (entrega de elétrons).
ATP SINTASE: Síntese de ATP a partir de ADP e Pi, em decorrência da energia liberada no transporte
de H+.
SUBSTÂNCIAS QUE IMPEDEM O BOMBEAMENTO DE PRÓTONS:
Complexo I: Rotenina.
Complexo III: Antimicina A.
Complexo IV: CO e Cianeto.
ATP Sintase: Oligomicina.
Citocromo C
32. 30
SALDO DE ATP: GLICOSE → 6CO2 + 6H2O = 32 ATPs
Obs: NADH – 10H+: 2,5 ATP; FADH – 6H+: 1,5 ATP
ATP NADH FADH2 TOTAL
GLICÓLISE 2 2 - 7
COMPLEXO DA
PIRUVATO
DESIDROGENASE
- 2 - 5
CICLO DE KREBS 2 6 2 20
TOTAL 4 10 3 32 ATPs
METABOLISMO DOS LIPÍDEOS
Biossíntese de Ácidos Graxos.
SÍNTESE DE ÁCIDOS GRAXOS – Citosol.
ETAPAS:
I. Síntese de Malonil-coA:
II. Ligação de Malonil-coA e Acetil-coA-SH a Proteína Transportadora de Grupos Acil (ACP):
Transferase – Acetil-coA →(coA-SH) Acetil-ACP
Transacetilase – Malonil-coA →(coA-SH) Malonil-ACP.
III. Condensação de Acetil-ACP com Malonil-ACP: Sintase.
IV. Redução com NADPH + H+: Redutase.
V. Desidratação: Desidratase.
VI. Redução com NADPH + H+: Redutase.
33. 31
A última molécula ligada à fosfopantoteína do ACP se une ao SH da cisteína, liberando o sítio para
que o malonil-coA se encaixe novamente, libere CO2 e anexe os 2C restantes à molécula ligada à
cisteína. Ou seja: 1ª rodada – 4C; Outras rodadas – +2C.
Exemplo:
Ácido Palmítico (16:0) – 7 voltas.
8 Acetil-coA (1 para cisteína e 7 pra formar Malonil-coA), 14 NADPH (2 a cada rodada) e 7 ATP (1 a
cada rodada).
Ácido Graxo de 14 Carbonos – 6 voltas.
7 Acetil-coA, 12 NADPH e 6 ATP.
METABOLISMO DOS AMINOÁCIDOS
Proteínas endógenas – Degradação
dentro da célula.
Proteínas exógenas – Sistema
Digestório.
34. 32
O NH3+ não pode ser liberado na célula,
pois é tóxico, por isso, ou passa para outra
célula, ou forma ureia.
Ciclo da Alanina (Fígado):
Glicólise – Piruvato + NH3+ ↔ Alanina.
A glutamina e Alanina são os aminoácidos
de maior concentração no sangue.
TRANSAMINAÇÃO:
Obs¹: A vitamina B6 (piridoxamina fosfato) atua na transferência de grupos amina.
Obs²: α-cetoátcidos como o α-cetoglutarato e oxalacetato podem entrar no ciclo de Krebs para formar
ATP e aminoácidos.
Obs³: A ocorrência das reações reversíveis depende da concentração dos produtos.
SÍNTESE DA UREIA: Mitocôndria e Citosol.
Glutamato + NH3+ → Glutamina ou Alanina – Transportam grupos amina e os liberam para formação
de ureia no fígado.
Obs¹: Citrulina e Ornitina são aminoácidos, mas não fazem parte de proteínas.