Capítulo 1 A Agua

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Capítulo 1 A Agua por Mind Map: Capítulo 1 A Agua

1. reação que libera calor é EXERGONICA

2. Interações fracas do sistema aquoso

2.1. Substâncias polares são solúveis em água

2.2. Ligações de Hidrogênio -coesão de agua

2.3. Substâncias apolares são insolúveis em água

2.3.1. substancias chamadas hidrofóbicas

2.3.2. formam agregados micelas

2.3.3. Interações de Van der Waals são individualmente fracas mas coletivamente importantes na estrutura tridimensionalde proteinas

3. Entalpia H

3.1. Conteúdo de calor do reagente, reflete o número e o tipo de ligação nos reagentes e produtos. Expressa em variaçao de entalpia Delta H

3.1.1. reação que absorve calor é ENDERGONICA

4. Entropia S

4.1. Qualquer variação na aleatoriedade do sistema é experessa como variação de entropia Delta S.

4.1.1. A aleatoriedade total do sistema sempre aumenta tendo um sinal positivo

5. Energia Livre de Gibbs

5.1. Energia livre de Gibbs expressa a quantidade de energia capaz de realizar trabalho durante uma reação a temperatura e pressão constatnes

5.2. Delta G = Delta H - T x Delta S

5.2.1. Se Delta S<<0 , logo processo é ESPONTANEO

5.2.2. Se Delta S>>0, logo processo é NÃO ESPONTANEO

6. A água interage eletrostaticamente com solutos carregados

6.1. Compostos que se dissolvem prontamente na água

6.1.1. HIDROFÍLICO

6.1.1.1. Substancias POLARES formam dipolo

6.1.1.1.1. Dissolve prontamente biomoléculas que tenha grupos radicais COO- eu NH3+

6.2. Compostos que NÂO se dissolvem prontamente na água

6.2.1. HIDROFÓBICO

6.2.1.1. substancias APOLARES

7. As ligações de hidrogênio são acionadas pelas propriedades da água

7.1. O ângulo de ligação H-O-H é de 104º,5 levemente menor que a de um tetraedro

7.1.1. cada hidrogenio carrega uma carga +

7.1.2. cada oxigenio carrega uma carga -

7.2. importancia das ligaçoes de hidrogenio H(+)---O(-).

7.2.1. Energia de dissociação de ligaçao de 23 KJ/mol menor que a de ligaçoes covalentes

7.2.2. Ligação 10% covalente devido a sobreposição de orbitais

7.3. Ligaçao 90% eletrostática devido a interação eletrostática das cargas.

7.4. Flashing cluster

7.4.1. Agrupamentos oscilantes

7.5. Na água líquida as moléculas estão desorganizadas e em movimento ligando-se uma molécula a 3,4 outras moléculas

7.6. Ligação de hidrogênio são comuns em sistemas biológicos

7.6.1. Tipos de ligações de hidrogênio possiveis: C=O.....H-O; N....H-O; O....H-O; C=O....H-N; O....H-N, N....H-N (grupo 1 aceptor de eletron .... grupo 2 doador de elétrons)

8. Blindagem de interações eletrostáticas de íons de ions dissolvidos e de biomoléculas também

8.1. alta constante dielétrica da água

8.2. F= Q1Q2/E(constante dieletrica)R2

8.2.1. constante dielétrica (E) da água 25ºC E = 78,5

8.2.2. Benzeno fortemente apolar E = 4,6

9. Quatro tipos de interações não covalentes entre biomoléculas no ambiente aquoso

9.1. 1. ligaçoes de hidrogenio entre grupos neutros C=O .... H-O

9.2. 2.ligações de hidrogenio entre grupos peptidicos C=O.....H-N

9.3. 3. Interações iônicas atração NH3+ ... -OOC

9.4. 4. interações iônicas repulsão NH3+ <-> +3HN

9.5. 5. Interações HIdrofóficas

9.6. 6. Interações de Van der Waals

10. “salto de prótons”

10.1. Pequenos “saltos” de prótons entre uma série de moléculas de água ligadas por hidrogênio resultam em um movimento líquido extremamente rápido de um próton em uma longa distância. Como o íon hidrônio (parte de cima, à esquerda) doa um próton, uma molécula de água a certa distância (à direita, inferior) adquire um, se tornando um íon hidrônio. O salto de prótons é muito mais rápido que a difusão verdadeira e explica a mobilidade iônica incrivelmente alta dos íons H1comparados com outros cátions monovalentes como Na1 e K1.

11. Propriedades Coligativas

11.1. a pressão de vapor, o ponto de ebulição e de fusão (ponto de congelamento) e a pressão osmótica.

11.1.1. o efeito de solutos nas quatro propriedades tem o mesmo princípio: a concentração da água é mais baixa nas soluções do que na água pura.

12. OSMOSE:"Quando duas soluções aquosas são separadas por uma membrana semipermeável (que permite a passagem de água, mas não de moléculas de soluto)"

12.1. DEFINIÇÃO: "a difusão das moléculas de água da região de maior concentração para a região de menor concentração de água produz pressão osmótica,"

12.1.1. equação de van’t Hoff: Pressão osmótica = icRT

12.1.1.1. i é fator de van’t Hoff

12.1.1.1.1. medida de quanto de soluto se dissocia em duas ou mais espécies iônicas

12.1.1.2. ic é a osmolaridade

12.1.1.3. R é a constante dos gases e T a temperatura absoluta.

12.1.1.4. p 5 RT (i1c1 1 i2c2 1 ... 1 incn)

12.1.2. Pressão osmótica de uma solução com vários solutos = RT (i1c1 + i2c2 +....+ incn)

12.1.3. Como o efeito dos solutos na osmolaridade depende do número de partículas dissolvidas, e não da sua massa, as macromoléculas (proteínas, ácidos nucleicos, polissacarídeos) têm efeito muito menor na osmolaridade de uma solução que teria uma massa equivalente dos seus componentes monoméricos.

12.1.3.1. O armazenamento de energia na forma de polissacarídeos (amido ou glicogênio) em vez de glicose ou outros açúcares simples evita um grande aumento na pressão osmótica nas células de armazenamento.

12.2. Soluções com osmolaridade igual à do citosol de uma célula são ditas ISOTÔNICAS em relação àquela célula

12.2.1. hipertônicas (com maior osmolaridade que o citosol), a célula encolhe assim que a água se transfere para fora

12.2.2. hipotônicas (com menor osmolaridade que o citosol), a célula incha assim que a água entra

13. dggffgghh