Bioquímica I – Agronomia

Prof. João M. Cordeiro

3 h/semana: sextas feiras às 13:00h

Dias de aula no presente semestre (2/16):

set: 26 02 09 16 23 30 out: 07 14 21 nov: 04 11 18 25 dez: 02 09 16

O sábado deverá ser utilizado para eventuais reposições, conforme a necessidade de cada disciplina.

PROGRAMA

1. Aspectos importantes da química orgânica

2. Estrutura e propriedades dos carboidratos2.1. Funções dos carboidratos2.2. Classificação e nomenclatura dos carboidratos2.3. Fórmula de Haworth, Fischer2.4. Propriedades dos monossacarídeos2.5. Oligossacarídeos2.6. Principais dissacarídeos2.7. Polissacarídeos2.8. Estrutura dos principais polissacarídeos

3. Estrutura e propriedades dos aminoácidos e proteínas3.1. Classificação dos aminoácidos3.2. Propriedades dos aminoácidos3.3. Ligação peptídica e classificação dos peptídeos3.4. Funções das proteínas3.5. Estrutura das proteínas

3.6. Desnaturação das proteínas3.7. Comportamento iônico de peptídeos e proteínas3.8. Proteínas conjugadas, proteínas de membranas

4. Estrutura e propriedades dos lipídeos4.1. Funções dos lipídeos4.2. Classificação dos lipídeos4.3. Ácidos graxos4.3.1. Classificação e nomenclatura dos ácidos graxos4.3.2. Ácidos graxos essenciais4.3.3. Propriedades dos ácidos graxos

5. Ácidos nucleicos e seus componentes5.1. Estrutura geral dos nucleotídeos5.1.1. Bases nitrogenadas5.1.2. Açucares5.1.3. Ácido fosfórico5.1.4. Nucleosídeos5.1.5. Nucleotídeos5.2. Ácidos Nucleicos5.2.1. Desnaturação do DNA

6. Energia bioquímica (Bioenergética)6.1. Conceitos de energia livre6.1.1. Primeira e Segunda Leis da Termodinâmica6.1.2. Energia Livre6.2. Variação na energia livre-padrão de reações químicas6.3. Reações exergônicas e endergônicas6.4. Compostos ricos em energia6.5. Reações acopladas, energética das reações de oxidorredução (redox)7. Enzimas7.1. Cinética enzimática7.2. Especificidade enzimática7.3. Inibição enzimática, determinação experimental das constantes cinéticas

7.4. Efeitos alostéricos, efeitos homo e heterotrópicos, centro ativo das enzimas7.5. Classificação das enzimas

8. Vitaminas e coenzimas8.1. Conceito de vitaminas8.2. Classificação das vitaminas8.3. Vitaminas com funções de coenzimas; grupo prostético e cofator.8.4. Vitaminas sem verdadeira funções de coenzima

BIBLIOGRAFIA

BÁSICA:ALLINGER, C.L. Química Orgânica. 2.ed. Rio de Janeiro,

Guanabara Dois, 1978. 961p.BENNET/FRIEND Tópicos Modernos de Bioquímica

2.ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1971. 175p.CONN, E.E. e STUMPF, P.K. Introdução à Bioquímica.

3.ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1975. 447p.LEHNINGER, A.L. et al Princípios de Bioquímica. São

Paulo, Elsevier, 1995-839p. STRYER, L. Bioquímica - Rio de Janeiro: Guanabara

Koogan, 1992-881p.

QUÍMICA GERAL

RUSSELL, J.B., Química Geral. 2. ed. V. 1 e 2. São Paulo, Makron Books (1994) e edições que seguem.

BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., Química, a Ciência Central. 9 ed. São Paulo, Pearson Prentice Hall ( 2005) e edições que seguem.

MASTERTON, W.L., SLOWINSKI, E.J., STANITSKI, C.L., Princípios de Química, Editora Guanabara (1990) e edições que seguem.BRADY, J.E. E HUMISTON, G.E. Química Geral. 2.ed. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos, 1986 e edições que seguem.O’CONNOR, R. Introdução à Química. Harper & How do Brasil.QUAGLIANO, J. V. e VALLARINO, L. M. Química. São Paulo, Guanabara Koogan e edições que seguem.

Datas de avaliação da aprendizagem

1a Aval: 30/set2a Aval: 18/nov 3a Aval: 16/dez

Recuperação: ?

As avaliações têm nota máxima 8,0

Serão consideradas as duas melhores notas das avaliações

1 nota de trabalho (Nt), valor máximo 2,0, oriunda da média das notas de trabalhos que forem feitos.

Critério de avaliação:

Média para aprovação: M = M P + (N t .

M P

8 )

Condição para aprovação: M ≥ 5,0

http://www.feis.unesp.br/#!/departamentos/fisica-e-quimica/docentes/relacao-de-docentes/joao-m-m-cordeiro/material-didatico/bioquímica/

Sugestão: http://www.youtube.com/watch?v=RrqjSSgbwIQ

http://revistaepoca.globo.com/Revista/Epoca/0,,EMI247981-15230,00.htm

1. Aspectos importantes da química orgânica

Todas as substâncias que vamos estudar são substâncias moleculares.

Átomos: núcleo positivo (prótons + nêutrons) eletrosfera negativa (elétrons)

O núcleo é extremamente pequeno comparativamente ao tamanho da eletrosfera

A maior parte da massa do átomo está no núcleo (prótons e nêutrons têm massa 2.000 me-)

Para se identificar um átomo é necessário conhecer o:no atômico Z no de prótons no núcleo = no de elétrons na eletrosfera

TABELA PERIÓDICA

A formação das moléculas se deve à distribuição dos elétrons pela eletrosfera dos átomos.

Distribuição eletrônica

Os elétrons que circulam o núcleo não têm todos a mesma energia. É conveniente então dividir os elétrons nos grupos de energia (níveis energéticos). O primeiro nível (de menor energia), contém, no máximo, dois elétrons. O segundo nível contém, no máximo, 8 elétrons, o terceiro nível, 18 elétrons e o quarto 32.

Dentro dos níveis energéticos há subníveis, que definem a localização dos elétrons (orbitais). Os orbitais tem uma

geometria: ocupam uma determinada região do espaço em torno do núcleo.

Os subníveis estão divididos em orbitais

Elétrons de valência

Em função das moléculas que estudamos em bioquímica há um conjunto de átomos da TP q são mais a fim com a matéria. Quais são eles?

C, N, O, H, S, etc

Distribuição eletrônica no carbono: Z=6

Como o 1º nível pode ter no máximo 2 elétrons e o segundo 8, os elétrons do carbono ocuparão dois níveis. O nível 2 tem dois subníveis.

1s2

2s2 2p2

O subnível p tem 3 orbitais (regiões do espaço ocupadas pelos elétrons).

Os orbitais tem uma certa geometria (estão distribuidos espacialmente de uma forma determinada.

Os orbitais p são perpendiculares entre sí – px, py, pz.

O que importa na distribuição eletrônica são os elétrons de valência – os elétrons mais externos na distribuição eletrônica.

Ligação Covalente

Conceito chave: compartilhamento de elétrons entre os átomos.

As moléculas tem uma determinada geometria.

A geometria das moléculas é consequência da geometria dos orbitais atômicos em que se encontram os elétrons que participam da ligação covalente.

Caso 1 – molécula de H2SCaso 2 – molécula de H2O

Hibridação de orbitais – a molécula de CH4

Orbitais hibridos sp3, sp2, sp.

Ligações simples, duplas e triplas.

Ligações duplas – isômeria cis-trans.

Ligações simples – confôrmeros – mobilidade molecular

Ligações simples – isomeria ótica