R: Fundamentos de física e química importantes para a microbiologia

Estrutura atômica

A vida é feita de matéria. A matéria ocupa espaço e tem massa. Toda matéria é composta de átomos. Todos os átomos contêm prótons, elétrons e nêutrons (Figura\(\PageIndex{1}\)). A única exceção é o hidrogênio (H), que é feito de um próton e um elétron. Um próton é uma partícula carregada positivamente que reside no núcleo (o núcleo do átomo) de um átomo e tem uma massa de 1 unidade de massa atômica (amu) e uma carga de +1. Um elétron é uma partícula carregada negativamente que viaja no espaço ao redor do núcleo. Os elétrons são distribuídos em diferentes níveis de energia chamados camadas de elétrons. Os elétrons têm uma massa insignificante e uma carga de -1. Os nêutrons, como os prótons, residem no núcleo de um átomo. Eles têm uma massa de 1 amu e não têm carga (neutra). As cargas positivas (prótons) e negativas (elétrons) se equilibram em um átomo neutro, que tem uma carga líquida zero. Como prótons e nêutrons têm cada um uma massa de 1 amu, a massa de um átomo é igual ao número de prótons e nêutrons desse átomo. O número de elétrons não influencia a massa geral porque a massa de elétrons é muito pequena.

Elementos químicos

Toda matéria é composta de átomos de elementos. Os elementos têm propriedades físicas e químicas únicas e são substâncias que não podem ser facilmente transformadas física ou quimicamente em outras substâncias. Cada elemento recebeu um nome, geralmente derivado do latim ou do inglês. Os elementos também têm símbolos de uma ou duas letras representando o nome; por exemplo, sódio (Na), ouro (Au) e prata (Ag) têm abreviações derivadas de seus nomes latinos originais natrium, aurum e argentum, respectivamente. Exemplos com abreviações em inglês são carbono (C), hidrogênio (H), oxigênio (O) e nitrogênio (N). Um total de 118 elementos diferentes (92 dos quais ocorrem naturalmente) foram identificados e organizados na tabela periódica de elementos. Dos elementos que ocorrem naturalmente, menos de 30 são encontrados em organismos na Terra, e quatro deles (C, H, O e N) compõem aproximadamente 96% da massa de um organismo. ¹

Cada elemento único é identificado pelo número de prótons em seu núcleo atômico. Além dos prótons, o núcleo atômico de cada elemento contém um número igual ou maior de nêutrons (com exceção do hidrogênio, que tem apenas um próton). O número total de prótons por elemento é descrito como o número atômico, e a massa combinada de prótons e nêutrons é chamada de massa atômica ou número de massa. Portanto, é possível determinar o número de nêutrons subtraindo o número atômico do número de massa.

Isótopos são formas diferentes do mesmo elemento que têm o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons. Muitos elementos têm vários isótopos com um ou dois isótopos comuns na natureza. Por exemplo, o carbono-12 (¹² C), o isótopo mais comum de carbono (98,6% de todo o C encontrado na Terra), ² contém seis prótons e seis nêutrons. Portanto, ele tem um número de massa de 12 (6 prótons + 6 nêutrons) e um número atômico de 6.

Existem dois tipos adicionais de isótopos na natureza: isótopos pesados e radioisótopos. Isótopos pesados têm um ou mais nêutrons extras, mantendo um núcleo atômico estável. Um exemplo de isótopo pesado é o carbono-13 (¹³ C) (1,1% de todo o carbono). ^{3 13} C tem um número de massa de 13 (6 prótons + 7 nêutrons). Como o número atômico de ¹³ C é 6, ele ainda é o elemento carbono; no entanto, ele tem mais massa do que a forma mais comum do elemento, ¹² C, por causa do nêutron extra no núcleo. O carbono-14 (¹⁴ C) (0,0001% de todo o carbono) ⁴ é um exemplo de radioisótopo. ¹⁴ C tem um número de massa de 14 (6 prótons + 8 nêutrons); no entanto, os nêutrons extras em ¹⁴ C resultam em um núcleo instável. Essa instabilidade leva ao processo de decaimento radioativo. O decaimento radioativo envolve a perda de um ou mais nêutrons e a liberação de energia na forma de raios gama, partículas alfa ou partículas beta (dependendo do isótopo).

Isótopos pesados e radioisótopos de carbono e outros elementos provaram ser úteis em pesquisa, indústria e medicina.

Ligações químicas

Existem três tipos de ligações químicas que são importantes ao descrever a interação de átomos dentro e entre moléculas em microbiologia: (1) ligações covalentes, que podem ser polares ou não polares, (2) ligações iônicas e (3) ligações de hidrogênio. Existem outros tipos de interações, como as forças de dispersão de Londres e as forças de van der Waals, que também podem ser discutidas ao descrever as propriedades físicas e químicas das interações intermoleculares dos átomos, mas não incluiremos descrições dessas forças aqui.

A ligação química é determinada pela camada mais externa de elétrons, chamada elétrons de valência (VE), de um átomo. O número de VE é importante para determinar o número e o tipo de ligações químicas que um átomo formará.

Ligações covalentes

A ligação química mais forte entre dois ou mais átomos é uma ligação covalente. Essas ligações se formam quando um elétron é compartilhado entre dois átomos, e essas são a forma mais comum de ligação química em organismos vivos. Ligações covalentes se formam entre os átomos dos elementos que compõem as moléculas biológicas em nossas células. Um exemplo de uma molécula simples formada com ligações covalentes é a água, H ₂ O, com um VE por átomo de H e 6 VE por átomo de O. Por causa da configuração VE, cada átomo de H é capaz de aceitar um VE adicional e cada átomo de O é capaz de aceitar dois VE adicionais. Ao compartilhar elétrons, os átomos de hidrogênio e oxigênio que se combinam para formar moléculas de água se unem por ligações covalentes (Figura\(\PageIndex{2}\)). O elétron do átomo de hidrogênio divide seu tempo entre a camada externa de elétrons do átomo de hidrogênio e a camada de elétrons mais externa do átomo de oxigênio. Para preencher completamente a camada externa de um átomo de oxigênio, dois elétrons de dois átomos de hidrogênio são necessários, daí o subscrito “2” indicando dois átomos de H em uma molécula de H ₂ O. Esse compartilhamento é um estado de energia mais baixo para todos os átomos envolvidos do que se eles existissem sem suas camadas externas preenchidas.

Existem dois tipos de ligações covalentes: polares e não polares. Ligações covalentes não polares se formam entre dois átomos do mesmo elemento ou de elementos diferentes que compartilham os elétrons igualmente (Figura\(\PageIndex{2}\)). Em uma ligação polar covalente, os elétrons compartilhados pelos átomos passam mais tempo mais perto de um núcleo do que do outro núcleo. Devido à distribuição desigual de elétrons entre os diferentes núcleos, uma carga ligeiramente positiva (δ+) ou levemente negativa (δ—) se desenvolve. A água é um exemplo de uma molécula formada por ligações covalentes polares (Figura\(\PageIndex{2}\)).

Fórmula molecular, massa molecular e a toupeira

Para moléculas formadas por ligações covalentes, a fórmula molecular representa o número e os tipos de átomos elementares que compõem a molécula. Como exemplo, considere uma molécula de glicose, que tem a fórmula molecular C ₆ H ₁₂ O ₆. Essa fórmula molecular indica que uma única molécula de glicose é formada por seis átomos de carbono, doze átomos de hidrogênio e seis átomos de oxigênio.

A massa molecular de uma molécula pode ser calculada usando a fórmula molecular e a massa atômica de cada elemento na molécula. O número de cada tipo de átomo é multiplicado pela massa atômica; em seguida, os produtos são adicionados para obter a massa molecular. Por exemplo, a massa molecular da glicose, C ₆ H ₁₂ O ₆ (Figura\(\PageIndex{3}\)), é calculada como:

\ [\ begin {array} {l}
\ text {massa de carbono} & =12\:\ frac {\ mathrm {amu}} {\ mathrm {átomo}}\ times 6\ text {átomos} =72\ texto {amu}\\ texto {massa de hidrogênio} & =1\:
\ frac {\ mathrm {amu}} {\ mathrm {amu}} {\ mathrm {mathrm {amu}} {\ mathrm {átomo}}\ times 12\ text {átomos} =12\ texto {amu}
\\\ texto {massa de oxigênio} & ; =16\:\ frac {\ mathrm {amu}} {\ mathrm {atom}}\ times 6\ text {átomos} =96\ texto {amu}\
\ texto {massa molecular da glicose} & =72\ texto {amu} +12\ texto {amu} +96\ texto {amu} =180\ texto {amu}
\ end {array}\]

O número de entidades que compõem um mol foi determinado experimentalmente como 6,022 × 10 ²³, uma constante fundamental chamada número de Avogadro (NA) ou constante de Avogadro. Essa constante é relatada corretamente com uma unidade explícita de “por mol”.

Energia

A termodinâmica se refere ao estudo da energia e da transferência de energia envolvendo matéria física.

A matéria que participa de um caso particular de transferência de energia é chamada de sistema, e tudo fora dessa matéria é chamado de ambiente. Existem dois tipos de sistemas: abertos e fechados. Em um sistema aberto, a energia pode ser trocada com o ambiente. Um sistema fechado não pode trocar energia com seu entorno. Organismos biológicos são sistemas abertos. A energia é trocada entre eles e seus arredores, pois eles usam a energia do sol para realizar a fotossíntese ou consumir moléculas que armazenam energia e liberam energia para o meio ambiente trabalhando e liberando calor. Como todas as coisas no mundo físico, a energia está sujeita às leis físicas. Em geral, energia é definida como a capacidade de trabalhar ou criar algum tipo de mudança. A energia existe em diferentes formas. Por exemplo, energia elétrica, energia luminosa e energia térmica são todos tipos diferentes de energia. A primeira lei da termodinâmica, muitas vezes chamada de lei da conservação de energia, afirma que a quantidade total de energia no universo é constante e conservada. A energia existe em muitas formas diferentes. De acordo com a primeira lei da termodinâmica, a energia pode ser transferida de um lugar para outro ou transformada em formas diferentes, mas não pode ser criada ou destruída.

O desafio para todos os organismos vivos é obter energia do ambiente em formas que eles possam transferir ou transformar em energia utilizável para trabalhar. Os microrganismos evoluíram para enfrentar esse desafio. A energia química armazenada em moléculas orgânicas, como açúcares e gorduras, é transferida e transformada por meio de uma série de reações químicas celulares em energia dentro das moléculas de ATP. A energia nas moléculas de ATP é facilmente acessível para fazer o trabalho. Exemplos dos tipos de trabalho que as células precisam fazer incluem construir moléculas complexas, transportar materiais, impulsionar o movimento dos cílios ou flagelos e contrair fibras musculares para criar movimento.

As principais tarefas de um microrganismo de obter, transformar e usar energia para trabalhar podem parecer simples. No entanto, a segunda lei da termodinâmica explica por que essas tarefas são mais difíceis do que parecem. Todas as transferências e transformações de energia nunca são completamente eficientes. Em cada transferência de energia, uma certa quantidade de energia é perdida de uma forma inutilizável. Na maioria dos casos, essa forma é energia térmica. Termodinamicamente, a energia térmica é definida como a energia transferida de um sistema para outro que não funciona. Por exemplo, parte da energia é perdida como energia térmica durante as reações metabólicas celulares.

Quanto mais energia é perdida por um sistema em seu entorno, menos ordenado e mais aleatório é o sistema. Os cientistas se referem à medida da aleatoriedade ou desordem dentro de um sistema como entropia. Alta entropia significa alta desordem e baixa energia. As moléculas e as reações químicas também têm entropia variável. Por exemplo, a entropia aumenta à medida que as moléculas em alta concentração em um local se difundem e se espalham. A segunda lei da termodinâmica diz que a energia sempre será perdida como calor nas transferências ou transformações de energia. Os microrganismos são altamente ordenados, exigindo entrada constante de energia para serem mantidos em um estado de baixa entropia.

Reações químicas

As reações químicas ocorrem quando dois ou mais átomos se unem para formar moléculas ou quando átomos ligados são separados. As substâncias usadas em uma reação química são chamadas de reagentes (geralmente encontradas no lado esquerdo de uma equação química), e as substâncias produzidas pela reação são conhecidas como produtos (geralmente encontradas no lado direito de uma equação química). Normalmente, uma seta é desenhada entre os reagentes e os produtos para indicar a direção da reação química; essa direção nem sempre é uma “via de sentido único”.

Um exemplo de reação química simples é a quebra de moléculas de peróxido de hidrogênio, cada uma das quais consiste em dois átomos de hidrogênio ligados a dois átomos de oxigênio (H ₂ O ₂). O reagente peróxido de hidrogênio é decomposto em água, contendo um átomo de oxigênio ligado a dois átomos de hidrogênio (H ₂ O) e oxigênio, que consiste em dois átomos de oxigênio ligados (O ₂). Na equação abaixo, a reação inclui duas moléculas de peróxido de hidrogênio e duas moléculas de água. Este é um exemplo de uma equação química balanceada, em que o número de átomos de cada elemento é o mesmo em cada lado da equação. De acordo com a lei de conservação da matéria, o número de átomos antes e depois de uma reação química deve ser igual, de forma que nenhum átomo seja, em circunstâncias normais, criado ou destruído.

\[\ce{2H2O2\:(hydrogen\: peroxide)⟶2H2O\:(water) + O2\:(oxygen)}\]

Algumas reações químicas, como a mostrada acima, podem prosseguir em uma direção até que todos os reagentes se esgotem. As equações que descrevem essas reações contêm uma seta unidirecional e são irreversíveis. Reações reversíveis são aquelas que podem ir em qualquer direção. Em reações reversíveis, os reagentes são transformados em produtos, mas quando a concentração do produto ultrapassa um determinado limite (característico da reação específica), alguns desses produtos serão convertidos novamente em reagentes; nesse ponto, as designações de produtos e reagentes são revertidas. As mudanças na concentração continuam até que ocorra um certo equilíbrio relativo na concentração entre reagentes e produtos — um estado chamado equilíbrio químico. Nesse ponto, as reações direta e reversa continuam ocorrendo, mas o fazem na mesma taxa, portanto, as concentrações de reagentes e produtos não mudam. Essas situações de reações reversíveis são frequentemente indicadas por uma equação química com uma seta de duas pontas apontando para os reagentes e produtos. Por exemplo, quando o dióxido de carbono se dissolve na água, ele pode ser feito como um gás dissolvido na água ou reagindo com a água para produzir ácido carbônico. Nas células de alguns microrganismos, a taxa de produção de ácido carbônico é acelerada pela enzima anidrase carbônica, conforme indicado na seguinte equação:

\[\ce{CO2 + H2O \stackrel{carbonic}{\stackrel{anhydrase}{\rightleftharpoons}} H2CO3 \rightleftharpoons H+ + HCO3-}\]

Propriedades da água e soluções

Os átomos de hidrogênio e oxigênio nas moléculas de água formam ligações polares covalentes. Não há carga geral em uma molécula de água, mas há um ⁺ em cada átomo de hidrogênio e dois ^— no átomo de oxigênio. Cada molécula de água atrai outras moléculas de água por causa das cargas positivas e negativas nas diferentes partes da molécula (Figura\(\PageIndex{4}\)). A água também atrai outras moléculas polares (como açúcares), formando ligações de hidrogênio. Quando uma substância forma prontamente ligações de hidrogênio com a água, ela pode se dissolver na água e é chamada de hidrofílica (“amante da água”). As ligações de hidrogênio não são facilmente formadas com substâncias não polares, como óleos e gorduras. Esses compostos não polares são hidrofóbicos (“temem a água”) e se afastam da água e evitam a água.

As ligações de hidrogênio na água permitem que ela absorva e libere energia térmica mais lentamente do que muitas outras substâncias. Isso significa que a água modera as mudanças de temperatura nos organismos e em seus ambientes. À medida que a entrada de energia continua, o equilíbrio entre a formação e a ruptura da ligação de hidrogênio oscila em direção a menos ligações de hidrogênio: mais ligações são quebradas do que as formadas. Esse processo resulta na liberação de moléculas individuais de água na superfície do líquido (como um corpo de água, as folhas de uma planta ou a pele de um organismo) em um processo chamado evaporação.

Por outro lado, à medida que o movimento molecular diminui e as temperaturas caem, menos energia está presente para quebrar as ligações de hidrogênio entre as moléculas de água. Essas ligações permanecem intactas e começam a formar uma estrutura rígida semelhante a uma treliça (por exemplo, gelo). Quando congelado, o gelo é menos denso (as moléculas estão mais afastadas) do que a água líquida. Isso significa que o gelo flutua na superfície de um corpo d'água. Em lagos, lagoas e oceanos, o gelo se formará na superfície da água, criando uma barreira isolante para proteger a vida animal e vegetal abaixo do congelamento na água. Se isso não acontecesse, plantas e animais que vivem na água congelariam em um bloco de gelo e não poderiam se mover livremente, dificultando ou impossibilitando a vida em temperaturas frias.

Como a água é polar, com pequenas cargas positivas e negativas, compostos iônicos e moléculas polares podem se dissolver facilmente nela. A água é, portanto, o que chamamos de solvente — uma substância capaz de dissolver outra substância. As partículas carregadas formarão ligações de hidrogênio com uma camada circundante de moléculas de água. Isso é conhecido como uma esfera de hidratação e serve para manter os íons separados ou dispersos na água (Figura\(\PageIndex{5}\)). Essas esferas de hidratação também são chamadas de conchas de hidratação. A polaridade da molécula de água a torna um solvente eficaz e é importante em suas muitas funções nos sistemas vivos.

A capacidade dos insetos de flutuar e patinar na água do lago resulta da propriedade da coesão. Na coesão, as moléculas de água são atraídas umas pelas outras (por causa da ligação de hidrogênio), mantendo as moléculas juntas na interface líquido-ar (gás). A coesão dá origem à tensão superficial, a capacidade de uma substância resistir à ruptura quando colocada sob tensão ou estresse.

Essas forças coesivas também estão relacionadas à propriedade de adesão da água, ou à atração entre moléculas de água e outras moléculas. Isso é observado quando a água “sobe” por um canudo colocado em um copo d'água. Você notará que a água parece estar mais alta nas laterais do canudo do que no meio. Isso ocorre porque as moléculas de água são atraídas pela palha e, portanto, aderem a ela.

A coesão e a adesão também são fatores nas colônias bacterianas e na formação de biofilme. A coesão mantém a colônia intacta (ajuda a “aderir” a uma superfície), enquanto a adesão mantém as células aderidas umas às outras. As forças coesivas e adesivas são importantes para sustentar a vida. Por exemplo, devido a essas forças, a água em ambientes naturais fornece as condições necessárias para permitir que células bacterianas e arqueais adiram e se acumulem nas superfícies.

Ácidos e bases

O pH de uma solução é uma medida das concentrações de íons hidrogênio (H ⁺) e íon hidróxido (OH ^—) e é descrito como acidez ou alcalinidade, respectivamente. A acidez e a alcalinidade (também conhecidas como basicidade) podem ser medidas e calculadas. O pH pode ser simplesmente representado pela equação matemática,\(\mathrm{pH=-\log_{10}[H^+]}\). No lado esquerdo da equação, o “p” significa “o logaritmo negativo de" e o H representa o [H ⁺]. No lado direito da equação, [H ⁺] é a concentração de H ⁺ em moles/L. O que não está representado nessa equação simples é a contribuição do OH ^—, que também participa da acidez ou alcalinidade. O cálculo do pH resulta em uma faixa numérica de 0 a 14 chamada escala de pH (Figura\(\PageIndex{6}\)). Um valor de pH entre 0 e 6,9 indica um ácido. Também é conhecido como baixo pH, devido a uma alta concentração de [H ⁺] e baixa de [OH ^—]. Um valor de pH entre 7,1 e 14 indica um álcali ou base. Também é conhecido como pH alto, devido a uma baixa concentração de [H ⁺] e alta de [OH ^—]. Um pH de 7 é descrito como um pH neutro e ocorre quando [H ⁺] é igual a [OH ^—].

Uma mudança de uma unidade na escala de pH representa uma mudança no [H ⁺] por um fator de 10, uma mudança em duas unidades representa uma mudança no [H ⁺] por um fator de 100. Assim, pequenas mudanças no pH representam grandes mudanças em [H ⁺].