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2.1: A Química da Vida - Biologia


Toda a vida existe dentro do contexto de seu ambiente. Exploraremos algumas dessas propriedades no laboratório de hoje.

Parte 1: Química do pH

Embora a água seja geralmente considerada um composto estável, as moléculas individuais de água estão constantemente ganhando, perdendo e trocando átomos de hidrogênio. Este processo é representado pela seguinte reação química:

H2O ↔ OH + H

Água pura com pH 7 tem números iguais de íons hidrogênio e hidróxido em qualquer momento. A água é considerada uma substância neutra. O pH de qualquer solução pode ser determinado calculando a concentração total de íons de hidrogênio na solução.

O que é um MOLE?

Uma toupeira é um termo usado para descrever a quantidade de algo. Se você tem uma verruga de clipes de papel, isso significa que você tem clipes de papel. Isso é semelhante à maneira como usamos a palavra "dúzia". Sabemos que, se você tiver uma dúzia de clipes de papel, significa que você tem 12 deles.

1 dúzia = 12

1 mole = 6,02 × 1023

Os cientistas medem a acidez usando a escala de pH. A escala de pH varia de 0 a 14, e os números representam a concentração de íons de hidrogênio–1 na substância. Por exemplo, o ácido da bateria, com um pH de 1, tem 1 × 10 moles de íons hidrogênio por litro de solução. A amônia, que é uma substância muito básica com um pH de 12, tem 1 × 10–12 moles de íons de hidrogênio por litro de solução. Quanto mais ácida a solução, mais íons de hidrogênio ela contém.

Mudanças excessivas no pH podem causar problemas metabólicos e ecológicos. Por exemplo, o pH do seu sangue é cuidadosamente mantido entre 7,35 e 7,45. Qualquer desvio acima ou abaixo dessa faixa resultará em alcalose ou acidose, e ambas as condições podem ser fatais. A chuva ácida, por outro lado, pode dissolver metais tóxicos das partículas do solo na solução do solo e prejudicar o crescimento das plantas. Como veremos em breve, a saúde das plantas é um fator que afeta rapidamente a maioria das outras formas de vida no planeta.

Materiais

  • papel de pH (1-14)
  • Bandeja de plástico com poços
  • Lápis de cera

Procedimento

Seguindo as instruções do seu professor, meça o pH de cada solução usando papel de pH. Registre o pH desses itens abaixo.

  • Água da torneira
  • Água destilada
  • Água sanitária
  • Aspirina
  • Suco de limão
  • Leite

Parte 2: Buffers

Buffers são moléculas que resistem a mudanças no pH. Eles podem absorver e liberar íons de hidrogênio em excesso em uma solução e, portanto, evitar mudanças drásticas no pH, independentemente de se ácido ou base é adicionado à solução. O resultado líquido é que o pH da solução permanece relativamente estável (até que o tampão seja sobrecarregado). Os amortecedores são comumente encontrados em minerais dissolvidos, solos e organismos vivos.

Por exemplo, os amortecedores podem desempenhar um papel protetor nos ecossistemas lacustres. Em um lago de planície, a chuva ácida causa pouca flutuação no pH porque esses lagos são tipicamente ricos em moléculas orgânicas que atuam como tampões. Um lago com pouca capacidade de tamponamento, como um lago alpino alto com baixo teor de moléculas orgânicas, experimentará uma mudança muito maior no pH geral como resultado da precipitação ácida.

Materiais

  • papel de pH (1-14)
  • Água da torneira (H2O)
  • 2 copos (250 mL)
  • 1g NaHCO3 (bicarbonato de sódio)
  • 0,001 M HCl (ácido clorídrico)
  • Lápis de cera

Procedimento

  1. Encha dois béqueres com 50 ml de água da torneira. Rotule um copo como "tamponado" e o outro copo como "sem buffer".
  2. Adicione 1 grama de bicarbonato de sódio ao copo “tamponado”. Gire para dissolver.
  3. Usando as tiras de pH, meça o pH de ambos os béqueres. Registre todas as medições na Tabela 1.
  4. Adicione 10 ml de 0,001 M HCl (ácido clorídrico) a cada copo e agite.
  5. Meça o pH dos dois béqueres e registre.
  6. Repita as etapas 3–5 até adicionar um total de 50 ml de HCl 0,001 M a cada copo.

Dados

Registre o pH de suas soluções tamponadas e não tamponadas após cada adição de 10 mL de ácido clorídrico a cada copo.

Tabela 1. Soluções com e sem buffer
Volume (mL) de
0,001 M HCl
ph
Solução TamponadaSolução sem buffer
0
10
20
30
40
50

Análise de dados

Ilustre a capacidade de buffer de cada solução fazendo um gráfico dos resultados abaixo. Coloque o volume de HCl no eixo xe o valor de pH no eixo y. Não se esqueça de dar um título ao seu gráfico.

Você pode baixar este modelo de papel milimetrado para completar esta parte.

Parte 3: Amortecedores no sangue

Os íons de bicarbonato atuam como um poderoso tampão no sangue. Eles são criados quando o dióxido de carbono (CO2), produzido durante a respiração celular, reage com a água:

CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ HCO3–+ H +

Observe que íons de hidrogênio também são gerados, o que aumenta a acidez do sangue e diminui o pH. Em seu corpo, os íons de hidrogênio são absorvidos por moléculas de hemoglobina em seus glóbulos vermelhos. Enquanto isso, os íons bicarbonato circulam no plasma sanguíneo, evitando mudanças rápidas de pH. À medida que seu sangue circula pelas células metabolizadoras, mais e mais CO2 entra em sua corrente sanguínea e se transforma em íons de bicarbonato. Quando o sangue chega aos pulmões, está cheio de bicarbonato e íons de hidrogênio. O bicarbonato e os íons de hidrogênio agora se combinam e a reação vai da direita para a esquerda, liberando o CO2, que agora é expirado. Neste exercício, você fará uma bolha de CO2 na água da torneira e demonstrar a mudança no pH à medida que o ácido carbônico é formado. Você usará o indicador de pH vermelho de fenol, que fica amarelo em condições ácidas e magenta (vermelhoroxo) em condições básicas.

Materiais

  • Água da torneira
  • Canudo
  • Frasco de Ehrlenmeyer (250 mL)
  • Vermelho de fenol
  • papel pH

Procedimento

  1. Obtenha um pequeno frasco e um canudo e encha o frasco aproximadamente ¼ da sua capacidade com água da torneira.
  2. Meça o pH da água usando o papel de pH.
  3. Adicione 6–7 gotas de vermelho de fenol ao frasco.
  4. Não agite o frasco (isso pode introduzir CO2 na solução!), mas agite suavemente para misturar a solução.
  5. Registre a cor inicial da água.
  6. Usando um canudo, sopre bolhas de ar na solução e observe qualquer mudança de cor.
  7. Registre o pH final da solução.

Dados

Solução InicialSolução final
pH
Cor

Perguntas de laboratório

  1. O que acontece quando o dióxido de carbono se combina com a água?
  2. Por que a solução vermelha de fenol ficou colorida depois que você soprou bolhas de ar nela?
  3. Se uma pessoa prende a respiração, CO2 se acumula na corrente sanguínea. Que efeito isso tem no pH do sangue?
  4. Se uma pessoa hiperventila, muito CO2 é removido da corrente sanguínea. Que efeito isso tem no pH do sangue?
  5. Por que “respirar em uma bolsa” é um bom tratamento para um paciente com hiperventilação?
  6. Por que a homeostase do pH é tão crítica em organismos vivos?

Parte 4: compostos polares e não polares

A água é uma molécula fascinante cuja estrutura química é responsável pela vida na Terra. As reações químicas que ocorrem dentro de uma célula existem em um ambiente aquoso consistindo principalmente de água. A principal característica da molécula de água que confere suas muitas qualidades únicas é o simples fato de que a água é uma molécula polar. Ao considerar a polaridade da água, você deve primeiro lembrar que as ligações químicas ocorrem quando 2 ou mais átomos “compartilham” elétrons. Na molécula de água, o átomo de oxigênio "devora" os elétrons que compartilha com os íons de hidrogênio. Como os elétrons estão mais próximos do átomo de oxigênio, aquele lado da molécula de água acaba sendo parcialmente negativo, enquanto o lado do hidrogênio da molécula acaba sendo parcialmente positivo. Isso torna a água um excelente solvente. As substâncias que são hidrofílicas (água do amor) são geralmente moléculas polares ou iônicas e se dissolvem prontamente na água. Substâncias que são hidrofóbicas (odeiam água) são geralmente moléculas apolares e não se dissolvem na água. As substâncias não polares se dissolvem em um solvente não polar, como o óleo. Os surfactantes são moléculas especiais hidrofílicas e hidrofóbicas. Eles permitem que a água e o óleo se misturem. Sabões e detergentes são exemplos de surfactantes.

Materiais

  • 2 tubos de ensaio
  • Óleo
  • Água da torneira
  • Suco de beterraba
  • Óleo de pimenta
  • Detergente

Procedimento

  1. Obtenha dois tubos de ensaio e adicione 5 ml de água e 5 ml de óleo em cada tubo. Deixe os tubos repousar por um minuto. Registre a aparência dos tubos e rotule os ingredientes no tubo.
  2. Adicione ≈6 gotas de extrato de suco de beterraba ao tubo # 1 e ≈6 gotas de óleo de pimenta ao tubo # 2. Permita que a difusão ocorra por 1–2 minutos. Registre a aparência dos tubos.
  3. Agite cada tubo suavemente e deixe descansar por alguns minutos. Registre a aparência dos tubos.
  4. Em seguida, adicione algumas gotas de detergente em cada tubo; agite suavemente e observe. Registre a aparência do tubo.

Baixe esta página para registrar a aparência dos tubos em cada etapa.

Perguntas de laboratório

  1. O que acontece quando os lipídios e a água são combinados? Porque?
  2. Como o extrato de suco de beterraba e o óleo de pimenta malagueta diferem em suas propriedades químicas? Como você sabe?
  3. Explique o que aconteceu quando os tubos foram sacudidos. O que aconteceu depois que o detergente foi adicionado? Como você pode explicar esses resultados?
  4. Como é a bicamada fosfolipídica que constitui uma membrana celular tanto hidrofílica quanto hidrofóbica?
  5. O que é um surfactante? Como funciona?


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