Biologia I

No seu nível mais fundamental, a vida é feita de matéria. A matéria ocupa espaço e tem massa. Toda a matéria é composta por elementos, substâncias que não podem ser decompostas ou transformadas quimicamente em outras substâncias. Cada elemento é feito de átomos, cada um com um número constante de prótons e propriedades únicas. Foi definido um total de 118 elementos; no entanto, apenas 92 ocorrem naturalmente e menos de 30 são encontrados em células vivas. Os restantes 26 elementos são instáveis e, portanto, não existem por muito tempo ou são teóricos e ainda não foram detectados.

Cada elemento é designado pelo seu símbolo químico (como H, N, O, C, e Na), e possui propriedades únicas. Estas propriedades únicas permitem que os elementos se combinem e se liguem uns aos outros de formas específicas.

Atoms

Um átomo é o menor componente de um elemento que retém todas as propriedades químicas desse elemento. Por exemplo, um átomo de hidrogênio tem todas as propriedades do elemento hidrogênio, tal como existe como um gás à temperatura ambiente, e se liga com o oxigênio para criar uma molécula de água. Os átomos de hidrogênio não podem ser decompostos em nada menor, mantendo as propriedades do hidrogênio. Se um átomo de hidrogênio fosse decomposto em partículas subatômicas, ele não teria mais as propriedades do hidrogênio.

No nível mais básico, todos os organismos são feitos de uma combinação de elementos. Eles contêm átomos que se combinam para formar moléculas. Em organismos multicelulares, como os animais, as moléculas podem interagir para formar células que se combinam para formar tecidos, que formam órgãos. Estas combinações continuam até que organismos multicelulares inteiros sejam formados.

Todos os átomos contêm prótons, elétrons e nêutrons (Figura 1). A única exceção é o hidrogênio (H), que é feito de um próton e um elétron. Um próton é uma partícula com carga positiva que reside no núcleo (o núcleo do átomo) de um átomo e tem uma massa de 1 e uma carga de +1. Um elétron é uma partícula carregada negativamente que viaja no espaço ao redor do núcleo. Em outras palavras, ele reside fora do núcleo. Ele tem uma massa insignificante e tem uma carga de -1,

Neutrons, como prótons, residem no núcleo de um átomo. Eles têm uma massa de 1 e nenhuma carga. As cargas positivas (prótons) e negativas (elétrons) se equilibram em um átomo neutro, que tem uma carga líquida zero.

Porque prótons e nêutrons têm uma massa de 1, a massa de um átomo é igual ao número de prótons e nêutrons desse átomo. O número de elétrons não leva em conta a massa total, pois sua massa é tão pequena.

Como dito anteriormente, cada elemento tem suas próprias propriedades únicas. Cada um contém um número diferente de prótons e nêutrons, dando-lhe seu próprio número atômico e número de massa. O número atómico de um elemento é igual ao número de prótons que esse elemento contém. O número de massa é o número de prótons mais o número de nêutrons desse elemento. Portanto, é possível determinar o número de nêutrons subtraindo o número atômico do número de massa.

Estes números fornecem informações sobre os elementos e como eles reagirão quando combinados. Diferentes elementos têm diferentes pontos de fusão e ebulição, e estão em diferentes estados (líquido, sólido ou gás) à temperatura ambiente. Eles também se combinam de diferentes maneiras. Alguns formam tipos específicos de ligações, enquanto outros não. A forma de combinação baseia-se no número de elétrons presentes. Devido a estas características, os elementos estão dispostos na tabela periódica de elementos, um gráfico dos elementos que inclui o número atómico e a massa atómica relativa de cada elemento. A tabela periódica também fornece informações chave sobre as propriedades dos elementos (Figura 2), muitas vezes indicadas por código de cores. A disposição da tabela também mostra como os elétrons em cada elemento estão organizados e fornece detalhes importantes sobre como os átomos reagirão entre si para formar moléculas.

Isótopos são formas diferentes do mesmo elemento que têm o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons. Alguns elementos, como o carbono, potássio e urânio, têm isótopos que ocorrem naturalmente. O Carbono-12, o isótopo mais comum do carbono, contém seis prótons e seis nêutrons. Portanto, ele tem um número de massa de 12 (seis prótons e seis nêutrons) e um número atômico de 6 (o que o torna carbono). Carbono 14 contém seis prótons e oito nêutrons. Portanto, ele tem um número de massa de 14 (seis prótons e oito nêutrons) e um número atômico de 6, o que significa que ele ainda é o elemento carbono. Estas duas formas alternativas de carbono são isótopos. Alguns isótopos são instáveis e perderão prótons, outras partículas subatômicas, ou energia para formar elementos mais estáveis. Estes são chamados de isótopos radioativos ou radioisótopos.

Ligações Químicas

Como os elementos interagem uns com os outros depende de como seus elétrons estão dispostos e quantas aberturas para elétrons existem na região mais externa onde os elétrons estão presentes em um átomo. Os elétrons existem em níveis de energia que formam conchas ao redor do núcleo. A concha mais próxima pode conter até dois elétrons. A carapaça mais próxima do núcleo é sempre preenchida primeiro, antes de qualquer outra carapaça poder ser preenchida. O hidrogênio tem um elétron; portanto, ele tem apenas um ponto ocupado dentro da concha mais baixa. O hélio tem dois elétrons; portanto, ele pode encher completamente a carapaça mais baixa com seus dois elétrons. Se você olhar para a tabela periódica, você verá que hidrogênio e hélio são os únicos dois elementos na primeira linha. Isto porque eles só têm elétrons em sua primeira carapaça. O hidrogénio e o hélio são os únicos dois elementos que têm a concha mais baixa e nenhuma outra concha.

O segundo e terceiro níveis de energia podem conter até oito electrões. Os oito elétrons estão dispostos em quatro pares e uma posição em cada par é preenchida com um elétron antes que qualquer par seja completado.

Locando novamente na tabela periódica (Figura 2), você notará que existem sete filas. Estas linhas correspondem ao número de conchas que os elementos dentro dessa linha têm. Os elementos dentro de uma determinada linha têm um número crescente de electrões à medida que as colunas avançam da esquerda para a direita. Embora cada elemento tenha o mesmo número de shells, nem todas as shells estão completamente cheias de electrões. Se você olhar para a segunda linha da tabela periódica, você encontrará lítio (Li), berílio (Be), boro (B), carbono (C), nitrogênio (N), oxigênio (O), flúor (F) e neônio (Ne). Todos eles têm elétrons que ocupam apenas a primeira e segunda conchas. O lítio tem apenas um elétron na sua casca mais externa, o berílio tem dois elétrons, o boro tem três, e assim por diante, até que a casca inteira seja preenchida com oito elétrons, como é o caso do neônio.

Nem todos os elementos têm elétrons suficientes para preencher suas cascas mais externas, mas um átomo está no seu ponto mais estável quando todas as posições dos elétrons na casca mais externa estão preenchidas. Devido a estas vagas nas conchas mais exteriores, vemos a formação de ligações químicas, ou interacções entre dois ou mais elementos iguais ou diferentes que resultam na formação de moléculas. Para alcançar uma maior estabilidade, os átomos tenderão a preencher completamente as suas conchas exteriores e ligar-se-ão a outros elementos para alcançar este objectivo, partilhando electrões, aceitando electrões de outro átomo, ou doando electrões a outro átomo. Como as conchas exteriores dos elementos com baixo número atómico (até ao cálcio, com número atómico 20) podem conter oito electrões, isto é referido como a regra do octeto. Um elemento pode doar, aceitar, ou compartilhar elétrons com outros elementos para preencher sua concha externa e satisfazer a regra do octeto.

Quando um átomo não contém igual número de prótons e elétrons, ele é chamado de íon. Como o número de elétrons não é igual ao número de prótons, cada íon tem uma carga líquida. Os íons positivos são formados pela perda de elétrons e são chamados de cátions. Os íons negativos são formados por ganhar elétrons e são chamados de ânions. Os nomes aniônicos elementares são alterados para terminar em -ide.

Por exemplo, o sódio tem apenas um elétron em sua casca mais externa. É necessária menos energia para o sódio doar esse elétron do que para aceitar mais sete elétrons para preencher a casca externa. Se o sódio perder um elétron, ele agora tem 11 prótons e apenas 10 elétrons, deixando-o com uma carga total de +1. É agora chamado de íon sódio.

O átomo de cloro tem sete elétrons em sua casca externa. Mais uma vez, é mais eficiente energeticamente para o cloro ganhar um electrão do que perder sete. Portanto, ele tende a ganhar um elétron para criar um íon com 17 prótons e 18 elétrons, dando-lhe uma carga líquida negativa (-1). Agora é chamado de íon cloreto. Este movimento de elétrons de um elemento para outro é chamado de transferência de elétrons. Como ilustra a Figura 4, um átomo de sódio (Na) tem apenas um elétron em sua casca mais externa, enquanto um átomo de cloro (Cl) tem sete elétrons em sua casca mais externa. Um átomo de sódio doará seu único elétron para esvaziar sua casca, e um átomo de cloro aceitará esse elétron para preencher sua casca, tornando-se cloreto. Ambos os iões satisfazem agora a regra do octeto e têm a concha mais externa completa. Como o número de elétrons não é mais igual ao número de prótons, cada um é agora um íon e tem uma carga +1 (sódio) ou -1 (cloreto).

Ligações iônicas

Existem quatro tipos de ligações ou interações: iônicas, covalentes, ligações de hidrogênio e interações van der Waals. Ligações iónicas e covalentes são interacções fortes que requerem uma maior entrada de energia para se separarem. Quando um elemento doa um elétron de sua casca externa, como no exemplo do átomo de sódio acima, um íon positivo é formado. O elemento que aceita o elétron é agora carregado negativamente. Como as cargas positivas e negativas atraem, esses íons ficam juntos e formam uma ligação iônica, ou uma ligação entre os íons. Os elementos ligam-se com o elétron de um elemento permanecendo predominantemente com o outro elemento. Quando os íons Na+ e Cl- se combinam para produzir NaCl, um elétron de um átomo de sódio permanece com os outros sete do átomo de cloro, e os íons sódio e cloreto se atraem em uma rede de íons com carga líquida zero.

Ligações Covalentes

Um outro tipo de ligação química forte entre dois ou mais átomos é uma ligação covalente. Essas ligações se formam quando um elétron é compartilhado entre dois elementos e são a forma mais forte e mais comum de ligação química em organismos vivos. As ligações covalentes formam-se entre os elementos que compõem as moléculas biológicas das nossas células. Ao contrário das ligações iónicas, as ligações covalentes não se dissociam na água.

Os átomos de hidrogénio e oxigénio que se combinam para formar moléculas de água são ligados entre si por ligações covalentes. O elétron do átomo de hidrogênio divide seu tempo entre a casca externa do átomo de hidrogênio e a casca externa incompleta do átomo de oxigênio. Para preencher completamente a casca exterior de um átomo de oxigénio, são necessários dois electrões de dois átomos de hidrogénio, daí o subescrito “2” em H2O. Os electrões são partilhados entre os átomos, dividindo o seu tempo entre eles para “encher” a concha exterior de cada um. Esta partilha é um estado de energia inferior para todos os átomos envolvidos do que se eles existissem sem as suas conchas exteriores preenchidas.

Existem dois tipos de ligações covalentes: polares e não polares. Ligações covalentes não polares formam entre dois átomos do mesmo elemento ou entre elementos diferentes que compartilham os elétrons igualmente. Por exemplo, um átomo de oxigénio pode ligar-se com outro átomo de oxigénio para encher as suas conchas exteriores. Esta associação é não-polar porque os elétrons serão distribuídos igualmente entre cada átomo de oxigênio. Duas ligações covalentes se formam entre os dois átomos de oxigênio porque o oxigênio requer dois elétrons compartilhados para preencher a sua concha externa. Os átomos de nitrogênio formarão três ligações covalentes (também chamadas de tripla covalente) entre dois átomos de nitrogênio, porque cada átomo de nitrogênio precisa de três elétrons para preencher sua casca mais externa. Outro exemplo de uma ligação covalente não polar é encontrada na molécula de metano (CH4). O átomo de carbono tem quatro elétrons em sua casca mais externa e precisa de mais quatro para preenchê-la. Ele obtém estes quatro de quatro átomos de hidrogênio, cada átomo fornecendo um. Todos estes elementos compartilham os elétrons igualmente, criando quatro ligações covalentes não polares (Figura 5).

Em uma ligação covalente polar, os elétrons compartilhados pelos átomos passam mais tempo perto de um núcleo do que do outro núcleo. Devido à distribuição desigual dos elétrons entre os diferentes núcleos, uma carga ligeiramente positiva (δ+) ou ligeiramente negativa (δ-) se desenvolve. As ligações covalentes entre os átomos de hidrogênio e oxigênio na água são ligações polares covalentes. Os elétrons compartilhados passam mais tempo perto do núcleo de oxigênio, dando-lhe uma pequena carga negativa, do que passam perto dos núcleos de hidrogênio, dando a estas moléculas uma pequena carga positiva.

Ligações de hidrogénio

Ligações iónicas e covalentes são ligações fortes que requerem uma energia considerável para se romperem. No entanto, nem todas as ligações entre elementos são ligações iónicas ou covalentes. Ligações mais fracas também podem se formar. Estas são atrações que ocorrem entre cargas positivas e negativas que não requerem muita energia para se romperem. Duas ligações fracas que ocorrem frequentemente são as ligações de hidrogénio e as interacções van der Waals. Estas ligações dão origem às propriedades únicas da água e às estruturas únicas do DNA e das proteínas.

Quando as ligações polares covalentes contêm uma forma de átomo de hidrogênio, o átomo de hidrogênio nessa ligação tem uma carga ligeiramente positiva. Isto porque o elétron compartilhado é puxado mais fortemente em direção ao outro elemento e afastado do núcleo de hidrogênio. Como o átomo de hidrogênio é ligeiramente positivo (δ+), ele será atraído por cargas parciais negativas vizinhas (δ-). Quando isso acontece, ocorre uma fraca interação entre a carga δ+ do átomo de hidrogênio de uma molécula e a carga δ- da outra molécula. Essa interação é chamada de ligação de hidrogênio. Este tipo de ligação é comum; por exemplo, a natureza líquida da água é causada pelas ligações de hidrogênio entre moléculas de água (Figura 6). As ligações de hidrogênio dão à água as propriedades únicas que sustentam a vida. Se não fosse pela ligação de hidrogênio, a água seria um gás em vez de um líquido à temperatura ambiente.

As ligações de hidrogênio podem se formar entre diferentes moléculas e nem sempre têm que incluir uma molécula de água. Átomos de hidrogênio em ligações polares dentro de qualquer molécula podem formar ligações com outras moléculas adjacentes. Por exemplo, as ligações de hidrogênio mantêm juntas duas longas fitas de DNA para dar à molécula de DNA a sua estrutura característica de duas fitas. As ligações de hidrogênio também são responsáveis por algumas da estrutura tridimensional das proteínas.

Interações van der Waals

Como as ligações de hidrogênio, as interações van der Waals são atrações fracas ou interações entre moléculas. Elas ocorrem entre átomos polares, covalentemente ligados, em diferentes moléculas. Algumas dessas fracas atrações são causadas por cargas parciais temporárias formadas quando os elétrons se movimentam em torno de um núcleo. Estas fracas interações entre moléculas são importantes nos sistemas biológicos.

Secção Resumo

Matéria é qualquer coisa que ocupa espaço e tem massa. É composta por átomos de diferentes elementos. Todos os 92 elementos que ocorrem naturalmente têm qualidades únicas que lhes permitem combinar-se de várias maneiras para criar compostos ou moléculas. Os átomos, que consistem em prótons, nêutrons e elétrons, são as menores unidades de um elemento que retêm todas as propriedades desse elemento. Os electrões podem ser doados ou partilhados entre átomos para criar ligações, incluindo ligações iónicas, covalentes e de hidrogénio, assim como interacções van der Waals.