2 Química Tabela periódica A. Elementos biologicamente

2
Química
Tabela periódica
A. Elementos biologicamente
importantes
Na natureza, existem 81 elementos estáveis.
Destes, 15 ocorrem em todos os seres vivos, de
8 a 10 foram comprovados apenas em determinados organismos. O quadro mostra a primeira metade da tabela periódica, na qual estão
presentes todos os elementos biologicamente
importantes. Além de dados físicos e químicos
(número de ordem, massa atômica relativa, distribuição dos grupos e configuração eletrônica),
são fornecidas também informações sobre a
distribuição dos elementos na natureza viva e sobre a frequência da sua presença no organismo
humano.
Mais de 99% de todos os átomos no organismo animal incidem em apenas quatro elementos: hidrogênio (H), oxigênio (O), carbono (C)
e nitrogênio (N). Hidrogênio e oxigênio são os
componentes da água, que sozinha representa
60 a 70% da massa celular (p. 196). Junto com
carbono e nitrogênio, estes átomos são também
componentes principais dos compostos orgânicos, nos quais se baseia a maioria dos processos
vitais. Muitas biomoléculas contêm, além disso,
enxofre (S) ou fósforo (P). Os macroelementos
até agora mencionados são imprescindíveis para
todos os organismos.
Um segundo grupo de elementos biologicamente importante, que no total compreende
apenas aproximadamente 0,5% de todos os
átomos presentes no corpo, existe quase exclusivamente como íons inorgânicos. Aos chamados
eletrólitos pertencem os metais alcalinos sódio
(Na) e potássio (K), bem como os metais alcalinoterrosos magnésio (Mg) e cálcio (Ca). O halogênio cloro (Cl) também é sempre ionizado na célula. Todos os outros elementos importantes para
a vida ocorrem em quantidades tão pequenas,
que são identificados como elementos-traço
(p. 384). Estes elementos são predominantemente do grupo dos metais, como, por exemplo,
ferro (Fe), zinco (Zn), cobre (Cu), cobalto (Co) ou
manganês (Mn). Alguns não metais, como iodo
(I) ou selênio (Se), também são elementos-traço
essenciais.
de elétrons. Por isso, na Figura A são apresentadas também as configurações eletrônicas dos
elementos. A Figura B mostra a grafia abreviada
empregada. Apresentações minuciosas do tema
são encontradas em livros de química.
Os estados possíveis dos elétrons de um átomo são denominados orbitais. Eles são caracterizados por um número, o chamado número
quântico principal, e uma letra (p. ex., s, p ou d).
Os orbitais são preenchidos, um a um, à medida
que o número de elétrons aumenta, porém cada
orbital pode conter no máximo dois elétrons, os
quais então devem possuir “spins” com sentidos
diferentes. Na Figura A, para cada elemento é
especificada a distribuição dos elétrons nos diferentes orbitais. Por exemplo, os 6 elétrons do
carbono (B1) ocupam o orbital 1s, o orbital 2s
e dois orbitais 2p. O orbital 1s completo corresponde à configuração do gás nobre hélio (He).
Este campo da camada de elétrons do carbono
está abreviado com “He” na Figura A. Abaixo
está mencionado o número de elétrons nos respectivos orbitais indicados na margem direita. As
camadas de elétrons do cloro (B2), por exemplo,
são como as do neônio, com mais sete elétrons
nos orbitais 3s e 3p. No ferro (B3), um metal de
transição do primeiro grupo, o orbital 4s já está
ocupado, embora o orbital 3d ainda não esteja
preenchido. Os orbitais d participam de muitas reações dos metais de transição, como, por
exemplo, na formação de complexos com bases
e em reações redox.
Configurações eletrônicas especialmente estáveis surgem quando, nos elementos do segundo e do terceiro período, a camada mais externa
está totalmente ocupada com 8 elétrons (“Regra
do octeto”). Isso acontece com os gases nobres,
mas também com íons como Cl− (3s23p6) ou Na+
(2s22p6). Apenas no hidrogênio e no hélio dois
elétrons já bastam para preencher o orbital 1s
externo e, com isso, alcançar uma configuração
eletrônica estável.
B. Configurações eletrônicas
As propriedades químicas dos átomos e o tipo
de ligações que eles estabelecem entre si são
determinados pela estrutura das suas camadas
Koolman_book.indb 2
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3
Tabela periódica
A. Elementos biologicamente
importantes
1
2
Grupo
13
14
15
16
17
18
1,01
H
1
1
Período
2
3
4,00
1
Metais alcalinoterrosos
Grupo do
nitrogênio
Halogênios
63
1s
2
He
2
6,94 He 9,01 He 10,81 He 12,01 He 14,01 He 16,00 He 19,00 He 20,18 He
1
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
3
5
6 9,5
7 1,4
8 25,5 9
10
4
?Li
?B
Be
C
N
O
F
2s
2p
Ne
22,99 Ne 24,31 Ne 26,98 Ne 28,09 Ne 30,97 Ne 32,07 Ne 35,45 Ne 39,95 Ne
2
2
2
2
2
2
2
1
1
2
3
4
5
6
14
15 0,22 16 0,05 17 0,03 18
11 0,03 12 0,01 13
39,10 Ar 40,08 Ar 69,72 Ar 72,61 Ar 74,92 Ar 78,96 Ar 79,90 Ar 83,80 Ar
Na
4
Al
?
Mg
1
K
Ca
2
Si
10
2
1
Ga
19 0,06 20 0.31
5
Grupo
do boro
31
Metais
alcalinos
Ge
32
P
10
2
2
As
?
33
S
10
2
3
Grupo do
carbono
Cl
Se
34
Br
?
10
2
4
Grupo do
oxigênio
35
3s
3p
Ar
10
2
5
3d
4s
4p
10
2
6
Kr
36
126,9 Kr
10
2
53 5
Gases
nobres
4d
5s
5p
10
11
12
I
Grupo
3
4
5
6
7
8
9
44,96 Ar 47,88 Ar 50,94 Ar 52,00 Ar 54,94 Ar 55,85 Ar 58,93 Ar 58,69 Ar 63,55 Ar 65,39 Ar
4
Sc
1
2
2
2
Ti
21
V
22
3
2
4
2
24
95,94 Kr
4
2
42
Cr
23
5
Mn
25
5
2
Fe
6
2
Co
26
7
2
Ni
27
28
8
2
9
2
Cu
Zn
29
10
2
4d
5s
Mo
Massa atômica
relativa
30,97 Ne
Símbolo químico
Número de
ordem
P
2
3
15 0,22
3d
4s
30
Configuração
eletrônica
Macroelemento
Essencial para...
todos/a maioria
dos organismos
Participação (%)
no corpo humano
para alguns
Elemento-traço
Metal
Semimetal
Não metal
?
possivelmente
Gás nobre
B. Configurações eletrônicas
s
p
s
p
s
p
d
3
3
1
Hélio
(He, gás nobre)
1s2
4
1. Carbono (C)
2
Argônio
(Ar, gás nobre)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
[Ne]
2
[He]
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2
1
4
[He] 2s2 2p2
3
1
Neônio
(Ne, gás nobre)
1s2 2s2 2p6
3
[Ar]
2. Cloro (Cl)
[Ne] 3s2 3p5
3. Ferro (Fe)
[Ar] 4s2 3d6
2
1
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4
Química
Isomeria
A. Isomeria: definição
As moléculas que contêm o mesmo tipo e número de átomos são isômeras (têm, portanto, a
mesma fórmula molecular); no entanto, elas diferem quanto à estrutura. Se a ligação dos átomos
na molécula for diferente, trata-se de isômeros
constitucionais. Leucina e isoleucina (p. 50) ou
citrato e isocitrato (p. 114) são exemplos de isômeros constitucionais. Nos estereoisômeros, a
distribuição espacial de substituintes é diferente
em relação a uma ligação (B, C) ou a isomeria
depende da existência de um centro quiral na
molécula (D). Quando os estereoisômeros se
comportam como imagem e imagem especular,
fala-se de enantiômeros; todos os outros estereoisômeros são denominados diastereômeros.
B. Isômeros E/Z
As ligações duplas não giram livremente. Os
átomos com ligação dupla portam substituintes
diferentes, havendo, por isso, duas orientações
possíveis desses grupos. No ácido fumárico,
um produto intermediário do ciclo do citrato
(p. 114), os grupos carboxi situam-se em lados
distintos da ligação dupla (posição E ou trans).
No ácido maleico, isômero que não ocorre no
metabolismo animal, os grupos carboxil situam-se no mesmo lado da ligação (posição Z ou
cis). Os isômeros E/Z (isômeros geométricos)
distinguem-se claramente em suas propriedades
químicas e físicas, como, por exemplo, em seus
pontos de fusão (Fp) e valores pKa. A transformação de um no outro só é possível mediante uma
reação química.
No metabolismo dos lipídeos, a isomeria cis-trans é especialmente importante. Assim, as
ligações duplas em ácidos graxos de ocorrência
natural (p. 38) geralmente têm configuração cis,
enquanto nos produtos intermediários insaturados da -oxidação elas ocupam a posição trans.
C. Confôrmeros
As formas moleculares que se originam por rotação em torno de ligações sujeitas livremente a giros (p. ex., ligações simples C-C) são denominadas confôrmeros. Mesmo moléculas pequenas
em solução podem assumir muitas conformações distintas. Nos confôrmeros de ácido succínico apresentados, os átomos têm disposição
semelhante à do ácido fumárico ou ácido málico. Além de muitas outras formas, em solução
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ocorrem também essas duas; devido à maior distância dos grupos COOH, a conformação 1 (acima) é mais propícia e, por isso, mais frequente.
Macromoléculas biologicamente ativas, como
proteínas ou ácidos nucleicos, contêm milhares
de ligações sujeitas a rotações livres, razão pela
qual teoricamente podem assumir muitíssimas
conformações. Apesar disso, elas existem geralmente em apenas uma conformação definida
(“nativa”), que por meio de interações torna-se
estável na molécula (p. 60, 68). Se a conformação nativa de uma macromolécula se perder por
desnaturação, sua atividade biológica também
desaparece.
D. Enantiômeros
Um outro tipo de isomeria origina-se quando
uma molécula contém um centro quiral ou ela
é um quiral como um todo. A quiralidade (do
grego, cheir = a mão) determina que surjam estruturas que se comportam com imagem e imagem especular e não se correspondem (“imagem especular-isômero”). A causa mais frequente
do comportamento quiral é a existência de um
átomo de C assimétrico, ou seja, de um átomo
de carbono saturado com quatro substituintes
diferentes. A ligação em questão aparece então
em duas formas (enantiômeros) com configuração distinta. Com frequência, os enantiômeros de uma molécula são identificados como
formas L e D.
O sistema R/S permite uma agregação inequívoca da configuração (ver livros de química). A chamada projeção de Fischer se presta à
representação das fórmulas dos centros quirais
(p. 48).
Os enantiômeros têm propriedades químicas
muito semelhantes e, por isso, é difícil separá-los
por meios químicos. Para distinção, pode-se utilizar o fato de que os enantiômeros desviam o plano de luz polarizada linear em direções opostas
(“atividade óptica”). Os enantiômeros do ácido
láctico também possuem esta propriedade. O
ácido láctico L com rotação para a direita ocorre
nos músculos e no sangue dos animais (p. 130); a
forma D com rotação para a esquerda, elaborada
por microrganismos, é encontrada, por exemplo,
em produtos do leite.
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5
Isomeria
A. Isomeria: definição
Isômeros
Fórmula molecular
igual, ligação dos
átomos distinta
Isômeros de
constituição
Estereoisômeros
Fórmula molecular
e ligação dos
átomos iguais,
disposição espacial
distinta
Diastereômeros
Não se comportam
como imagem e
imagem especular
por exemplo, citrato/isocitrato
Comportam-se
como imagem e
imagem especular
Enantiômeros
por exemplo,
isômeros ópticos, hélices
com giro para a esquerda
e para a direita
por exemplo,
isômeros E/Z,
confôrmeros
C. Confôrmeros
B. Isômeros E/Z
Ácido fumárico
Fp. 287 °C
pKa 3,0; 4,5
E (trans)
Ácido
succínico
Conformação 1
Ligação dupla sem
possibilidade de giro
Ligação simples
giro livre
Ácido maleico
Fp. 130 °C
pKa 1,9; 6,5
Z (cis)
Ácido
succínico
Conformação 1
D. Enantiômeros
Projeções de
Fischer
Centro
quiral
COO
COO
C
CH3
HO
L(S)
HO
C
H
CH3
H
OOC
OOC
H
C
OH
C
3HC
3H C
OH
H
D(R)
Ácido láctico L
Ácido láctico D
53 °C
53 °C
Valor pKa
3,7
3,7
Valor pKa
Giro
específico
+ 2,5˚
–2,5˚
Giro
específico
Fp.
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Fp.
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6
Química
Biomoléculas I
A. Classes de compostos importantes
A maioria das biomoléculas deriva de ligações
mais simples de não metais de oxigênio (O),
nitrogênio (N), enxofre (S) e fósforo (P). Os
compostos de oxigênio, nitrogênio e enxofre,
importantes na bioquímica, geralmente podem
ser derivados dos respectivos compostos de
hidrogênio (hidretos, como H2O, NH3 e H2S).
O fósforo ocorre nos sistemas biológicos quase
exclusivamente sob forma de derivados do ácido
fosfórico (H3PO4).
Se, nos compostos de hidrogênio com não
metais, um ou mais átomos de H forem substituídos por outros grupos (p. ex., por resíduos de
alquila), obtêm-se compostos derivados do tipo
R-XHn−1, R-XHn−2-R, etc. Assim, por exemplo,
a partir da água (H2O) originam-se alcoóis (ROH) e éter (R-O-R), respectivamente. A partir da
amônia (NH3) obtêm-se amina primária (R-NH2),
amina secundária (R-NH-R) e amina terciária (R-N-R’R’’), enquanto do gás sulfídrico (H2S) resultam tiol (R-SH) e tioéter (R-S-R’). Grupos polares,
como –OH ou –NH2, encontram-se como substituintes em muitos compostos orgânicos. Por terem capacidade de reação muito maior do que as
estruturas de hidrocarboneto, às quais se ligam,
estes grupos polares são denominados grupos
funcionais.
Por oxidação dos compostos mencionados,
formam-se novos grupos funcionais. Assim, por
meio da oxidação de um tiol, obtém-se um dissulfeto (R-S-S-R). A dupla oxidação de um álcool
primário (R-CH2-OH) produz inicialmente um
aldeído (R-C(O)-H) e, após, um ácido carbônico
(R-C(O)-OH). Por outro lado, por meio da oxidação de um álcool secundário, origina-se uma
cetona (R-C(O)-R). O grupo carbonil (C=O) é característico de aldeídos e cetonas.
A adição de uma amina ao grupo carbonil forma uma aldimina (não representada), depois da
eliminação de água. As aldiminas são produtos
intermediários no metabolismo de aminoácidos
e servem para a ligação de aldeídos com grupos
amino nas proteínas (p. 166). Por meio da adição
de um álcool ao grupo carbonil de um aldeído,
resulta um semiacetal (R-O-C(H)OH-R). As formas cíclicas dos açúcares (p. 28), por exemplo,
pertencem ao grupo dos semiacetais. Por meio
da oxidação, forma-se éster de ácido carboxílico
a partir de semiacetais.
Especialmente importantes são os ácidos carboxílicos e seus derivados, que podem ser obti-
Koolman_book.indb 6
dos pela substituição do grupo –OH por outros
grupos. De fato, tais derivados são formados por
substituição nucleofílica de compostos intermediários, com liberação de água (p. 10). A partir de
ácidos carboxílicos e alcoóis formam-se ésteres
de ácidos carboxílicos (R-O-CO-R). As gorduras,
por exemplo, pertencem a este grupo (p. 38). De
modo análogo, de um ácido carboxílico e um tiol
obtém-se um tioéster (R-S-CO-R). Os tioésteres
exercem um papel de destaque no metabolismo
dos ácidos carboxílicos. O composto mais importante desse tipo é a acetil-coenzima A (p. 8).
A partir de ácidos carboxílicos e aminas primárias resultam amidas de ácidos carboxílicos (R-NH-CO-R). Uma vez que os aminoácidos – componentes dos peptídeos e proteínas – unem-se
por ligações amida-ácido, esta ligação é também
chamada de ligação peptídica (p. 56).
O ácido fosfórico (H3PO4) é um ácido tribásico
(triprotonado), ou seja, ele contém três grupos
hidroxilas, que podem doar íons H+. Sob condições fisiológicas, pelo menos um desses três grupos está completamente dissociado.Os outros
dois podem reagir com alcoóis. Dessa maneira,
resultam monoésteres (R-O-P(O)O-OH) e dioésteres (R-O-P(O)O-O-R’) de ácidos fosfóricos. Os
monoésteres de ácido fosfórico são encontrados, por exemplo, no metabolismo dos carboidratos, ao passo que os grupos de diésteres de
ácido fosfórico ocorrem em fosfolipídeos (p. 40)
e ácido nucleicos (p. 64).
As ligações entre ácidos são denominadas
anidridos de ácidos. Para o estabelecimento
de ligações de anidridos de ácidos, é necessária
de muita energia. Por esse motivo, as ligações
de anidridos de ácido fosfórico desempenham
um papel destacado na conservação e liberação
da energia química na célula (p. 104, 122). Os
anidridos mistos de ácidos carboxílicos e ácido
fosfórico, bem como os enolfosfatos, são “metabólitos ricos em energia” (p. 106) importantes no
metabolismo.
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7
Biomoléculas I
A. Classes de compostos importantes
Compostos de oxigênio
H
OH
Água
OH
R
O
Oxidação
C
H
R
O
Oxidação
C H
R
Aldeído
H
C OH
Ácido carboxílico
Álcool primário
OH
R
C
O
O
Oxidação
R'
R
C
R'
R
Cetona
H
R'
C O
Éster
Álcool secundário
OH
R
C
R
R'
R'
O
R
R'
Éter
O
O
C O
C
R'
Anidrido de ácido carboxílico
Álcool terciário
Compostos de enxofre
H
S
Compostos de nitrogênio
H
H N
H
R
H
Ácido sulfídrico
N
H
R
N
H
Amônia
R'
H
Amina primária
Amina secundária
NH
R
S
H
R
Tiol
R
R
S
R'
R
N
Tioéter
R
S
O
S
C
C N H
H
H
R'
+
R
N
O
R'
R
N
R''
Tioéster
Dissulfeto
(dissulfano)
N
H
Guanidina substituída
Amina terciária
Ligação rica
em energia
S
R
R'
R''
C
R'
H
Sal de amônio quaternário
Amida de ácido carboxílico
Compostos de fósforo
O
H O
P
O
O H
R O
P
O
O H
R
O
P
O R'
O
O
O
Fosfato di-hidrogenado
Monoéster de ácido fosfórico
Diéster de ácido fosfórico
R
O
R O
P
O
O
O
P
O
O
O
Anidrido de ácido fosfórico
Koolman_book.indb 7
R'
H O
P
O
O
O
O
Anidrido misto
C
R'
H O
P
R'
C
O
O
C
R''
Enolfosfato
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8
Química
Biomoléculas II
Muitas biomoléculas são módulos formados de
unidades pequenas, nas quais podem ser novamente decompostos. Na maioria dos casos, a
formação de tais moléculas ocorre por meio de
reações de condensação, com a saída de água.
Sua degradação, ao contrário, processa-se de
maneira hidrolítica, ou seja, com a entrada de
água. Na página seguinte, ilustramos esse princípio modular com o exemplo de uma coenzima
importante.
A. Acetil-CoA
A coenzima A (p. 88) é um nucleotídeo de estrutura complexa, cuja função consiste em ativar
resíduos de acil (resíduos de ácidos carboxílicos).
Da união do grupo carboxil do ácido carboxílico
com o grupo tiol da coenzima resulta uma ligação tioéster (-S-CO-R, p. 6), na qual o resíduo
de acil apresenta potencial químico alto. Por
isso, mediante reações exergônicas ele pode ser
transferido para outras moléculas. Esse processo
exerce um papel importante principalmente no
metabolismo de lipídeos (p. 144 e seguintes),
bem como em duas reações do ciclo do citrato
(p. 114).
Conforme tratado na página 18, o potencial
de transferência de grupos é quantificado
como mudança da energia livre (ΔG) pela cisão
hidrolítica do grupo considerado. Na verdade,
esta definição é arbitrária, mas há indicativos
importantes do potencial químico, a partir do
qual é formado o grupo em questão. Assim, no
caso do grupo acetil na acetil-CoA, considera-se
a reação:
Acetil-CoA + H2O → Acetato + CoA
2. Por meio de uma ligação ácido-amida (-CO-NH-), o grupo amido da cisteamina liga-se ao
grupo carboxílico de uma outra amina biogênica. A ␤-alanina resulta da descarboxilação
do aminoácido aspartato, mas pode ser formada também pela decomposição de bases
pirimidínicas (p. 180).
3. Uma outra ligação ácido-amida (-CO-NH-)
produz o vínculo com o próximo componente, o pantoinato. Esse composto contém um
centro quiral e, por isso, pode aparecer sob forma de dois enatiômeros (p. 4). Na coenzima
A natural, encontra-se apenas uma das duas
formas, o (R)-pantoinato. O metabolismo humano não consegue sintetizar o pantoinato,
razão pela qual na alimentação deve ser adicionado um composto de -alanina e pantoinato – o pantotenato (“ácido pantotênico”)
– como vitamina (p. 394).
4. Por meio de uma ligação éster, o grupo hidroxil do C-4 do pantoinato liga-se a um resíduo de fosfato.
A parte da molécula até aqui tratada representa uma unidade funcional. Ela é sintetizada
nas células sob forma de pantotenato. Como
4’-fosfopantoteína, essa molécula ocorre
também ligada à enzima ácido graxo-sintase
(p. 150). Na coenzima A, por sua vez, ela está
ligada com 3’,5’-adenosina-difosfato.
5. A ligação entre os dois resíduos de fosfato não
se trata de uma ligação éster, mas de uma ligação anidrido fosfórica, como se observa
também em outros fosfatos de nucleosídeos.
Em (6) e (7), por outro lado, encontram-se novamente ligações éster.
8. A base adenina liga-se com C-1 da ribose mediante uma ligação N-glicosídica (p. 34, 64).
Junto a C-2 e C-4 da ribose, o C-1 representa
também um centro quiral (p. 4).
Sob condições-padrão e em pH 7, a mudança
do potencial químico G (ΔG0’, p. 18) dessa reação
é de – 32 kJ·mol−1 e, com isso, assemelha-se ao
ΔG0’ da hidrólise do ATP (p. 104). Além da ligação tioéster “rica em energia”, a acetil-CoA
contém outras sete ligações hidrolisáveis com
níveis de estabilidade diferentes. Essas ligações
e os fragmentos resultantes da sua hidrólise na
sua ordem.
1. O grupo tiol reativo da coenzima A encontra-se em uma parte da molécula que é derivada
de cisteamina. A cisteamina é uma amina biogênica (p. 52), a qual é formada pela descarboxilação do aminoácido cisteína.
Koolman_book.indb 8
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9
Biomoléculas II
A. Tipos de ligações no exemplo da acetil-CoA
CH 3
Acetato
C
Ligação
tioéster
O
S
CH 2
Cisteamina
CH 2
Ligação
ácido-amida
H
N
C
O
CH 2
-alanina
CH 2
Ligação
ácido-amida
H
N
C
O
H
C
OH
H3 C
C
CH3
Pantoinato
Acetil-coenzima A
Modelo de Van der Waals
CH 2
Ligação éster
ácido fosfórico
O
O
Fosfato
P
Ligação anidrida
ácido fosfórico
O
O
Fosfato
O
NH 2
P
O
O
Ligação éster
ácido fosfórico
N
N
CH 2
H
H
H
Ligação éster
ácido fosfórico
O
H
O
OH
P
O
O
Koolman_book.indb 9
Adenina
N
O
Ribose
Fosfato
N
HC
Ligação
N-glicosídica
Ligação rica em energia
Centros quirais
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10
Química
Reações químicas
Reações químicas são processos nos quais elétrons ou grupos de átomos são armazenados em
moléculas, trocados entre moléculas ou deslocados no interior de uma molécula. Aqui, apresentamos os tipos de reações mais importantes
da química orgânica, por meio de exemplos simples, nos quais os deslocamentos de elétrons são
identificados por setas vermelhas.
A. Reações de oxirredução
Nas reações de oxirredução (p. 12), os elétrons
são transferidos de uma molécula (o agente redutor) para outra (o agente oxidante). Ao mesmo tempo, com frequência são transferidos também um ou dois prótons, mas o critério decisivo
para a existência de uma reação de oxirredução
é a transferência de elétrons. O agente redutor é
oxidado durante a reação, e o agente oxidante é
reduzido. A figura apresenta a oxidação de um álcool a aldeído e a redução do aldeído a álcool. Assim, um íon hidreto (dois elétrons e um próton,
p. 12) é transferido do álcool para o agente oxidante A. O próton excedente é ligado a uma base
B que atua como catalisador (p. 20). Na redução
do aldeído, A-H serve como agente redutor, e o
ácido H-B participa como catalisador.
B. Reações ácido-base
Ao contrário das reações de oxirredução, nas
reações ácido-base (p. 14) não são transferidos
elétrons, mas sim ocorre a transferência de
prótons (íons H+). Na dissociação de um ácido
(aqui ácido clorídrico, HCl), a água atua como
aceptor de prótons e transforma H3O+ em íon
oxônio (hidrônio). Por outro lado, a água assume a função de um ácido na protonação da base
conjugada Cl−.
Da reação da base NH3 (amônia) com água
resultam um íon hidróxido (OH−) e o íon amônio
(NH4+) como ácido conjugado.
originar álcool. A eliminação de água do álcool
(desidratação) é igualmente catalisada por um
ácido e se processa por meio dos mesmos produtos intermediários com a reação de adição.
D. Substituições nucleofílicas
Substituição é uma reação pela qual um grupo funcional (p. 6) é substituído por um outro.
Dependendo do andamento da reação, distinguem-se substituições nucleofílicas e eletrofílicas
(consultar livros de Química). As substituições
nucleofílicas começam com a adição de uma
molécula a outra, seguida da eliminação de um
grupo inicial.
Como exemplo do chamado mecanismo SN2,
consideramos a hidrólise de um éster a álcool e
a ácido, e a esterificação de um ácido com um
álcool. As duas reações são facilitadas pela nítida
polaridade da ligação dupla C=O. No mecanismo
da hidrólise de éster apresentado, um próton é
subtraído de uma molécula de H2O por meio da
ação catalítica da base B. O íon OH− resultante,
fortemente nucleofílico, reage com o C-carbonil
(positivamente carregado) do éster e estabelece-se um estado transitório hibridizado sp3 instável. Após, a água é novamente eliminada (2b) e o
éster é formado ou ocorre a eliminação de álcool
ROH (1b) e origina-se um ácido livre. Na esterificação (2), cumprem-se os mesmos passos em
sequência inversa.
Nas redistribuições (isomerizações, não
mostradas), grupos são deslocados no interior
da mesma molécula. As isomerizações de fosfatos de açúcares (p. 128) e de metilmalonil-CoA a
succinil-CoA (p. 170) são exemplos bioquímicos.
C. Adições/eliminações
Adição é uma reação na qual átomos ou moléculas são armazenados em ligações repetidas.
Eliminação é o contrário da adição, ou seja, a
separação de moléculas com formação de uma
ligação dupla. Durante a adição de água a um
alqueno, inicialmente um próton é transferido
para o alqueno. O produto intermediário, o íon
carbênio, é instável e reage primeiramente com
a água, antes da eliminação de um próton para
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Reações químicas
A. Reações de oxirredução
H
H
R
C
H
H
B
A
HCl
(Ácido)
Aldeído
H
R
C
O
H
A B
H H
H
C
O
H2O
H2O
H3O+
NH3
(Base)
pKa = +9,2
H2O
O
B
H
A H
Cl(Base)
OH–
OH–
Íon
hidróxido
Íon oxônio
pKa = –7
NH4+
(Ácido)
B A
R
H
H3O+
H2O
O
Íon hidreto
(2e–, H+)
O
H
Cl
Álcool
A B
H
H
C
H
B
O
H
A
R
B. Reações ácido-base
H
H3N
H
C. Adições/eliminações
O H
B
H–B
H
H H
R
C
C
R'
R
H
C
C
B
H
H–B
H H
R'
R
C
H
B
H–B
Alqueno
H
Íon carbênio
O H B
C
R'
O H
H–B
H
Álcool
D. Substituições nucleofílicas
O R
R'
1b
B
1a
O H
H
C
O H
O
R
C
R'
O
O
H
H
O H
O R'
R
BH
B
BH
O H
1a
C
2b
O
O H
Éster
BH
B
H
2b
H
B
R
C
R'
O
R'
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O
H
1b
O
Estado
transitório
O
R
2a
H
C
O
BH
B
R' O
H
Álcool
2a
O
Ácido
carboxílico
H
C
O H
C O
Álcool
R O
B
R
R
B
O
R'
O
H
B
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Química
Processos de oxirredução
A. Reações de oxirredução
As reações de oxirredução são transformações
nas quais os reagentes trocam elétrons (p. 10).
De maneira semelhante às reações ácido-base,
nas reações de oxirredução sempre há participação de pares de ligações. Um par desse tipo é conhecido como sistema de oxirredução. Os dois
componentes de um sistema de oxirredução (Aox
e Ared) distinguem-se pelo número de elétrons
que contêm. O componente mais rico em elétrons (Ared) é a forma reduzida; o componente
mais pobre em elétrons (Aox) é a forma oxidada
do composto em questão. O chamado potencial
de oxirredução E de um sistema é uma medida
do seu potencial de transferência de elétrons, ou
seja, da sua tendência de doar ou receber elétrons. A equação de Nernst vincula o potencial
E do sistema ao potencial normal E0 (independente da concentração) e às concentrações dos
dois componentes. O potencial de oxirredução
(medido em volt, V) pode ser mais negativo ou
mais positivo do que um potencial de referência
estabelecido arbitrariamente como igual a zero.
Nas reações de oxirredução, a forma reduzida
de um sistema (o agente redutor, Bred) transfere elétrons para a forma oxidada do outro sistema (o agente oxidante, Aox). Nesse processo, o
agente redutor é oxidado e o agente oxidante é
reduzido. Um certo agente redutor pode reduzir
sempre apenas determinados sistemas. É possível
determinar as diferenças de potencial entre dois
sistemas de oxirredução por meio das chamadas
células galvânicas. Este assunto é ilustrado abaixo no exemplo da reação piruvato + NADH + H+ →
lactato + NAD+. Sob condições normais, o sistema
NAD+/NADH + H+ tem o potencial mais negativo.
Por isso, neste caso não é possível a reação inversa
(lactato + NAD+ → piruvato + NADH + H+).
Com base nos seus potenciais de oxirredução,
é possível ordenar os sistemas de oxirredução
nas chamadas sequências de oxirredução.
Transferências espontâneas de elétrons só são
possíveis quando o potencial de oxirredução do
doador é mais negativo do que o do aceptor (ver,
p. ex., a cadeia respiratória, p. 120).
B. Potenciais normais
destina-se arbitrariamente ao sistema [2H+/H2]
o potencial normal E0 = 0. Em bioquímica, geralmente empregam-se os potenciais correspondentes E0’ para pH = 7.
C. Sistemas biológicos de oxirredução
Nas células, a maioria das reações de oxirredução
é catalisada por enzimas, que cooperam com cofatores de oxirredução solúveis ou ligados.
Alguns desses fatores contêm íons metálicos como componentes de oxirredução. Nesses
casos, geralmente são transferidos elétrons isolados, o que provoca a alteração da valência do
íon metálico. Muitas vezes, ocorrem nesse caso
elétrons não pareados, que se detêm em orbitais
d (p. 2) e, por isso, são menos perigosos do que
elétrons isolados em átomos de não metais (“radicais livres”, ver a seguir).
Outros sistemas de oxirredução consistem em
dissulfetos (R-S-S-R) e tióis correspondentes (RSH). Para a redução de um dissulfeto, são necessários 2 e− e 2 H+. Isso acontece em duas etapas
isoladas, sendo que como produto intermediário
forma-se um radical tiol. Existem sistemas especiais de proteção nas células, que tornam inofensivos os radicais livres (p. 288).
Para a redução completa das flavinas FMN
e FAD (p. 86), também são necessários 2 e− e 2
H+, tendo um radical semiquinona como produto
intermediário.
Na redução e oxidação de sistemas quinona/
quinol surgem igualmente radicais livres como
níveis intermediários, que, no entanto, são menos reativos do que os radicais flavina.
Os nucleotídeos de piridina NAD+ e NADP+
(p. 86) atuam sempre na forma dissolvida. A coenzima oxidada contém um anel aromático de
nicotinamida, em que a carga positiva é deslocada. Das duas estruturas limítrofes, a representada
à direita contém, na posição oposta ao nitrogênio, um átomo de carbono pobre em elétrons e
com carga positiva. Se nessa posição for adicionado um íon hidreto (H−), são produzidas as formas reduzidas NADH e NADPH. Nesse caso, não
ocorrem radicais intermediários. Como ao mesmo tempo é liberado um íon H+, a designação
correta dos nucleotídeos de piridina reduzidos é
NAD(P)H+H+ e não NAD(P)H2.
A tabela mostra os potenciais normais dos sistemas de oxirredução biologicamente mais importantes. Sob condições normais (todas as concentrações em 1 mol · L−1, inclusive as de H3O+),
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Processos de oxirredução
A. Reações de oxirredução
B. Potenciais normais
Para um sistema de oxirredução
Aox + n · e–
Ared
R·T
[Aox]
E = E° +
· ln
[Ared]
n·F
Para uma reação de oxirredução
Aox + Bred
Ared + Box
E = E aceptor – E doador
G=–n·F· E
l
Eletrodo
e–
NAD+
e–
e–
NADH
e–
e–
Ponte
E° [V]
pH 0
E°’ [V]
pH 7
Ferredoxina Fe3+/Fe2+
H+/ 1/2 H2
NAD(P)+/NAD(P)H+H+
Liponamidaox+2H+/
1
1
2
−0,43
0
+0,09
−0,43
−0,41
−0,32
Liponamidared
Piruvato+2H+/Lactato
2
2
2
2
2
2
1
2
+0,21
+0,24
+0,22
+0,31
+0,38
+0,51
+0,24
+1,23
−0,23
−0,19
−0,13*
−0,10
−0,03
+0,13
+0,24
+0,82
Cit c (Fe 3+)/Cit c (Fe 2+)
1/ O +2 H+/H O
2
2 2
e–
Piruvato
n
FAD(FMN)/FADH2(FMNH2)
GSSG/ 2 GSH+2 H+
Fumarato/Succinato+2H+
Ubiquinona+2H+/Ubiquinol
ΔE° = + 0,13V
e–
e–
Sistema de oxirredução
Lactato
E° = – 0,32V
GSH - Glutationa; GSSG - Glutationa –Dissulfeto
* dependente do meio onde se encontram as proteínas
E°l = – 0,19V
l
C. Sistemas biológicos de
oxirredução
e
1e
1e
1H
Complexos
metálicos
reduzido
oxidado
S
Dissulfeto/
2 Tióis
m+
n+
R
S
e
C H2
H2 C
S
H
R'
R
H
Dissulfeto
N
C
Flavina
H3 C
N
C
N
O
H
H3 C
N
H3 C
Flavina ox.
Quinona/
hidroquinona
H3 CO
C
C
N
e
C
O
O–H
e–
H3 CO
R
C
H
H
O
H3 C
N
C
H3 C
N
N
R
H
H3 CO
H
C
O
p-Benzoquinona
C
O
O–H
e
R
NH
Flavina red.
H
•
R'
2 Tióis
NH
R
H
H
C H2
H
Radical semiquinona
O
H3 CO
C
S
H2 C
O
•
N
R
S
H
R
Radical tiol
H
e
NH
e
R'
C H2
Tiol
O
H3 C
•S
H2 C
H
H3 CO
C
H
H3 CO
C
R
O
O–H
Hidroquinona
Radical semiquinona
Íon
H
1H
NAD(P)+
–,1 H
2e
hidreto
H
H
C
CONH 2
H
C
CONH 2
H
N
H
H
N
H
R
R
NAD(P)+ (estruturas limítrofes mesômeras)
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H–
H
H
H
C
CONH 2
H
N
H
R
NAD(P)H + H
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Química
Ácidos e bases
A. Ácidos e bases
Conforme a definição de Brønstedt, ácidos são
substâncias capazes de doar íons hidrogênio
(prótons, íons H+), ao passo que bases são aquelas capazes de receber prótons. A água reforça as
propriedades ácidas ou básicas de substâncias
dissolvidas, pois ela mesma pode atuar como
base ou como ácido. Em solução aquosa, o ácido HA doa um próton ao solvente. Com isso,
formam-se o ânion ácido A− e moléculas de água
protonadas (íons hidrônio, H3O+; em geral, representados simplesmente como “H+”). As bases, ao contrário, recebem íons H+ de moléculas
de água, resultando íons hidroxila (OH−) e bases
protonadas (não mostradas, ver p. 10).
Se a lei da ação das massas for aplicada a uma
reação ácido-base, obtém-se a constante de
ionização do ácido Ka (também identificada
como Ks) como constante de equilíbrio. Se para a
concentração de H+ e para Ka forem adotados os
seus respectivos logaritmos decimais negativos
pH e pKa, resulta a equação de Henderson-Hasselbalch. Ela descreve o estado de dissociação
dos ácidos, independente do valor de pH. Da
representação gráfica, obtém-se a curva de dissociação do ácido (no quadro, abaixo). O valor
de pKa do sistema corresponde, neste caso, ao
valor de pH no momento de transição da curva.
B. Pares de ácidos e bases
Nas reações de ácidos e bases, sempre participam pares de um ácido e da base conjugada
correspondente. Como medida do potencial de
transferência de prótons, emprega-se seu valor
de pKa. Quanto menor o pKa, mais forte é o ácido.
Ácidos fortes são conjugados com bases fracas e
vice-versa. Assim, o íon cloreto (uma base muito fraca) pertence ao ácido clorídrico (um ácido
muito forte), ao passo que H2O (um ácido muito
fraco) está conjugado com OH− (uma base muito
forte).
trações de H+ mais altas (O < pH < 7) são ácidas;
as com concentrações de H+ mais baixas (7 < pH
< 14) são alcalinas.
D. Valores do pH no organismo
Os valores do pH nas células e no líquido são
mantidos em limites estreitos constantes. No
sangue, normalmente o pH oscila entre 7,35 e
7,45 (ver p. 292). Isso corresponde a uma variação máxima da concentração de H+ de aproximadamente 30%. O pH do citoplasma varia de 7,0
a 7,3, sendo, portanto, um pouco mais baixo do
que o do sangue. Nos lisossomos (ver p. 224, pH
4,5-5,5), a concentração de H+ é algumas centenas de vezes mais elevada do que no citoplasma.
No estômago (pH em torno de 2) e no intestino
delgado (pH > 8), encontram-se valores extremos. Como os rins podem eliminar ácidos ou
bases (ver p. 336), o pH da urina oscila bastante
(pH 4,8 até 7,5).
E. Tampão
As mudanças de curto prazo do pH no organismo
são controladas por sistemas-tampão (p. 292),
os quais representam misturas de um ácido fraco
HA com a base conjugada A− ou de uma base fraca com seu ácido conjugado. Um sistema desse
tipo pode inativar íons hidrônio e hidroxila. No
primeiro caso (à esquerda), a base A− se liga a
uma grande parte dos prótons adicionados, formando-se HA e água. Se a adição for de íons hidroxila (OH−), estes reagem com HA, formando
A− e água (à direita). Nos dois casos, desloca-se
prioritariamente a razão [HA]/[A−], enquanto o
pH altera-se muito pouco. A curva de dissociação (acima) mostra que os sistemas-tampão são
mais eficazes quando os valores do pH correspondem ao valor do pKa do ácido. Neste ponto, a
curva é mais inclinada e, com isso, a variação do
pH (ΔpH) é a mais baixa, devido a uma elevação
de Δc de [H+] ou [OH−]. Em outras palavras: a capacidade de tamponamento Δc/ΔpH do sistema é a maior na faixa do valor de pKa.
C. Escala de pH
Do valor de pKa da água de 15,7 (B) resulta que
o produto [H+]·[OH−], o chamado produto iônico da água, tem o valor constante de 1·10−14
mol · L−1, mesmo quando ácidos ou bases adicionais são dissolvidos em água. A 25°C, a água pura
contém H+ e OH− em concentrações de 1·10−7
mol · L−1, respectivamente; ela é neutra e seu
valor de pH é 7. Soluções aquosas com concen-
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