Bioquímica - Agua

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CoagulaciónCoagulación
Cascada de Coagulación
…
Irene García
…
AguaAgua
Generalidades
¿Qué es?
Compuesto inorgánico formado por Hidrogeno
y Oxigeno de formula 𝐻2𝑂, constituye la
molécula más abundante de los seres vivos.
Estructura Eléctrica
En el centro se encuentra el átomo de
oxígeno y los dos átomos de hidrogeno están
dispuestos en los dos vértices del tetraedro. Por
otra parte, los dos vértices restantes se sitúan
los otros dos orbitales, ocupado cada uno de
ellos por una pareja de electrones.
Dipolo Eléctrico
El oxígeno presenta una mayor electronegatividad (es
más negativo) en relación al hidrógeno, por lo cual suele
atraer los electrones no compartidos del átomo de
hidrógeno, dando lugar así a una distribución asimétrica
de la carga eléctrica, existiendo entonces un déficit
electrónico sobre los átomos de hidrógeno.
Propiedades Químicas y 
Físicas
❑ Densidad máxima [4 °C]. permite que el hielo flote en el agua.
❑ Elevado punto de ebullición. Es el punto en el cual se produce
un cambio de estado líquido a gaseoso a determinada
temperatura.
❑ Elevado calor específico (capacidad calórica). Cantidad de
calor que hay que suministrar a una unidad de masa para
elevar su temperatura.
❑ Elevada Constante Dieléctrica. capacidad que tiene un solvente
de mantener separados los iones positivos y negativos.
❑ Alto calor de vaporización (evaporación). La cantidad de calor
que se requiere para transformar el líquido en gas.
Propiedades Químicas y 
Físicas
❑ Conductividad calorífica o Térmica. es la capacidad de
transmitir el calor.
❑ Calor de fusión [1.43 Kcla/Lts]. la cantidad de calor que absorbe
una unidad de masa en estado sólido para pasar al estado
líquido.
❑ Punto de fusión [0°C]. temperatura a la cual ocurre el cambio de
estado de líquido a sólido.
❑ Elevada tensión superficial. cantidad de energía necesaria para
aumentar la superficie por unidad de área.
❑ Disolvente de compuestos.
❖ Polares iónicos, no iónicos y anfipáticos.
Interacciones del Agua
No Covalentes
✓ F. Dipolo- Dipolo: existen entre las moléculas
covalentes polares.
✓ F. Ion-Dipolo: existe entre un ion y la carga parcial
de signo opuesto del extremo de la molécula polar.
✓ F. Ion-Dipolo Inducido: la distribución electrónica
del átomo se distorsiona por la atracción ejercida si
el ion es positivo, o por la repulsión si el ion es
negativo, resultando la formación del dipolo
inducido.
✓ F. Dipolo-Dipolo inducido: semejante al caso
anterior con la diferencia que la partícula
inductora es una molécula polar en lugar de un ion.
Puentes de Hidrógeno
La molécula de agua es polar debido a que sus cargas se encuentran
distribuidas de forma no uniforme; es decir, cada átomo de hidrógeno
presenta una carga positiva parcial y el átomo de oxígeno posee una
carga negativa parcial. Como resultado de ellos, existe una atracción
electroestática entre el átomo de oxígeno de una molécula de agua y el
hidrógeno de la otra, lo que constituye así un enlace de hidrógeno.
Cada molécula de agua, de 
forma simultánea, es donador
de enlace de hidrógeno y un 
aceptor de enlace de hidrógeno.
Hidrofóbicas o No Polares
La fuerza de estas interacciones no se debe a ninguna atracción intrínseca entre las
partes, por lo que a veces es denominado de manera incorrecta como “enlaces
hidrofóbicos”. La autoasociación proviene más bien de la obtención de la máxima
estabilidad termodinámica del sistema al minimizar el número de moléculas de agua
ordenadas necesarias para rodear las porciones hidrofóbicas de las moléculas de
soluto
La fuerza que mantiene unidas a las 
moléculas apolares o hidrofóbicas se basa 
en la tendencia de expulsar el agua de su 
entorno, debido a su repulsión (insolubilidad) 
con los grupos polares del agua.
H2O y pH
Teoría de Bronsted- Lowry
❑ Un ácido es toda sustancia capaz de donar protones a la solución acuosa.
❑ Una base es toda sustancia capaz de aceptar los protones.
Par Acido-Base Conjungado
❑ Cuando un ácido cede un protón, se convierte en una especie química capaz de
aceptar nuevamente otro protón (Base).
❑ Cuando el ácido pierde el protón se convierte en una sustancia que tiende a
recuperarlo (cada acido produce su base específica).
❑ Una base que capta un protón tendrá tendencia a perderlo y, por tanto, tendrá
carácter ácido (cada base tiene su acido especifico).
✓ Ácido o Base Fuerte: sustancia que, en solución acuosa,
se disocia o se ioniza totalmente (el protón se dona o
acepta rápidamente)
✓ Ácido o Base Débil: sustancia que, en solución acuosa,
que se encuentra parcialmente disociados o ionizado.
Ley de Acción de Masas
A temperatura constante, una reacción reversible en equilibrio químico, la relación
determinada de las concentraciones de los productos dividido de los reactantes, elevado
a su coeficiente estequiométrico tiene un valor constante.
𝑨 + 𝑩↔ 𝑪 + 𝑫
La velocidad a la que se forman los productos
se iguala a la velocidad a la que se regeneran
los reactivos. Es decir, nuestra reacción está
en equilibrio.
𝑽𝟏 = 𝑽𝟐
𝑉1=𝐾1[𝐴]
𝑎[𝐵]𝐵
𝑉2= 𝐾2[𝐶]
𝑐[𝐷]𝑑
𝐾1[𝐴]
𝑎[𝐵]𝐵 = 𝐾2[𝐶]
𝑐[𝐷]𝑑
𝑘 =
[𝑪]𝒄[𝑫]𝒅
[𝑨]𝒂[𝑩]𝑩
Constante de Equilibrio o 
Disociación (mol/lts)
Ionización del Agua
El agua pura tiene sólo una ligera tendencia a ionizarse, de
modo que las concentraciones resultantes de 𝐻+ y 𝑂𝐻−son en
realidad bastante pequeñas. Dado que 1 gramo de agua
contiene 3.46 × 1022 moléculas, la ionización del agua puede
describirse de manera estadística.
Por cada ion hidrógeno y cada ion hidróxido en agua pura, hay 1.8 mil millones o 1.8 ×
109 moléculas de agua. Ahora es importante conocer la masa molecular de la molécula de
agua es:
𝑯𝟐𝑶 Peso Atómico
18 gr/molH 2 1x2 2
O 1 1x16 16
Concentración Molar del Agua
Tomaremos en cuenta para este cálculo que el número de gramos
en 1 litro de agua = 1.000 gramos.
𝑯𝟐𝑶 =
𝐍° 𝐝𝐞 𝐠𝐫𝐬 𝐞𝐧 𝟏𝐥𝐭𝐬 𝐝𝐞 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝐩𝐞𝐬𝐨 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐜𝐮𝐥𝐚𝐫 𝐝𝐞𝐥 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝑯𝟐𝑶 =
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈𝒓
𝟏𝟖 𝐠𝐫𝐬/𝐦𝐨𝒍
= 𝟓𝟓, 𝟓𝟔𝒎𝒐𝒍
Entonces: la probabilidad de que un hidrógeno en agua pura exista como un ion
hidrógeno es de 1.8× 10−9, por la concentración molar de agua, 55.56 mol/L. El
resultado de esto es 1.0 × 10−7𝑚𝑜𝑙/𝑙𝑡𝑠. Ahora es posible calcular K para el agua pura:
𝒌 =
𝑯+ 𝑶𝑯−
𝑯𝟐𝑶
𝒌 =
𝟏𝟎−𝟕 𝟏𝟎−𝟕
𝟓𝟓. 𝟓𝟔 𝒈𝒓/𝒎𝒐𝒍
= 𝟏, 𝟖 × 𝟏𝟎−𝟏𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳
Producto Iónico del Agua
La concentración molar del agua, 55.56 mol/L, es demasiado grande como para
que la disociación la afecte de manera significativa, de modo que se considera que, en
esencia, es constante.
Esta constante puede incorporarse en la constante de disociación K para
proporcionar una nueva y útil constante Kw (W, de water, “agua”) llamada el producto
iónico del agua. La relación entre Kw y K se muestra a continuación:
𝒌 =
𝑯+ 𝑶𝑯−
𝑯𝟐𝑶
𝑯+ 𝑶𝑯− = 𝑲𝒘
𝒌 × 𝑯𝟐𝑶 = 𝑯+ 𝑶𝑯−
𝑲𝒘 = 𝒌 × 𝑯𝟐𝑶
𝑲𝒘 = 𝟏, 𝟖 × 𝟏𝟎−𝟏𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝒍𝒕𝒔 × 𝟓𝟓. 𝟓𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝒍 = 𝟏, 𝟏 × 𝟏𝟎−𝟏𝟒 (𝒎𝒐𝒍/𝑳)𝟐
pH y pOH
El término pH fue introducido en 1909 por Sörensen, quien
lo definió como el logaritmo negativo o inverso de la
concentración molar de iones de hidrógeno [𝐻+]. Que
permite medir el grado de acides o alcalinidad de una
solución.
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈 𝑯+
Por ejemplo, para agua pura a 25°C: 𝒑𝑯 = −𝑳𝒐𝒈 𝟏 × 𝟏𝟎−𝟕 = 𝟕. 𝟎
Los valores de pH bajos corresponden a concentraciones
altas de H+, y los valores de pH altos corresponden a
concentraciones bajas de H+. Análogamente, se define el
pOH como el logaritmo inverso de la concentración molar
de iones hidroxilo [𝑂𝐻−].
𝒑𝑶𝑯 = −𝒍𝒐𝒈 𝑶𝑯−
pH por debajo de 7.0 o por 
encima de 7.8, puede 
sobrevenir la muerte del 
individuo.
Constante de Disosiación
Tendencia de cualquier acido (HA) a perder un protón y formar una base conjugada (A),
se define mediante la constante de equilibrio (Keq) para la reacción reversible.
𝑯𝑨+𝑯𝟐𝑶 ↔ 𝑯𝟑𝑶
+ + 𝑨−
𝑲𝒂 =
𝑯+ × 𝑨−𝑯𝑨
Si el ácido es fuerte Ka › 1
Si el ácido es débil Ka ‹ 1
Cuanto mayor sea 
Ka, mayor es la 
tendencia del 
ácido a disociarse, 
así, más fuerte es 
el ácido. De la 
misma manera 
ocurre con la base, 
a mayor Kb: mayor 
fuerza de la base. 
𝑩+𝑯𝟐𝑶 ↔ 𝑩𝑯+ +𝑶𝑯−
𝑲𝒂 =
𝑶𝑯− × 𝑩𝑯−
𝑩
Si la base es fuerte Ka › 1
Si la base es débil Ka ‹ 1
El pKa
Se puede definir como el logaritmo negativo de la constante de
disocia de un ácido débil. Comprende el nivel de pH en el cual la
cantidad de ácido es la misma de la base.
Cuanto más fuerte sea la tendencia a disociar un protón, más
fuerte es el ácido y menor es su pKa. Por otro lado, si HA sería el
ácido, mientras que A– sería su base conjugada. Es evidente que,
a mayor fuerza del ácido, más débil es su base conjugada, y
viceversa.
𝒑𝑲𝒂 = −𝒍𝒐𝒈 𝐾𝑎
𝒑𝑲𝒃 = −𝒍𝒐𝒈 𝐾𝑏
𝒑𝑲𝒂 + 𝒑𝑲𝒃 = 𝒑𝑲𝒘 = 𝟏𝟒
Curvas de Titulación o Valoración
1. Para conocer la forma iónica de un aminoácido a distintos pH.
Esto se hace para saber cuál va hacer la carga global del
aminoácido a un pH determinado, esto es de gran utilidad
cuando se estudia estructuras de proteínas.
2. Para conocer la concentración de un sustrato desconocido a
partir de un patrón de concentración conocida. Método
cuantitativo de amplio uso en los laboratorios de analítica
para conocer concentración de una sustancia.
3. Para conocer la capacidad (región) amortiguadora de una
solución cuando sufre la adición de un ácido o de una base.
Curva de Titulación
Ácido o base débil Curva Sigmoidea
Ácido o base fuerte Curva Hiperbólica
Curva de Titulación para el Ácido Acético
Un volumen determinado de ácido se titula con una
disolución de concentración conocida de una base
fuerte, normalmente hidróxido de sodio (NaOH),
añadiéndolo en pequeñas cantidades hasta que se ha
consumido o neutralizado.
A medida que se eliminan 𝐻+ libres, el ácido
acético (HAc) se disocia más para satisfacer su
propia constante de equilibrio. El resultado neto
a medida que progresa la titulación es que se
ioniza más y más el HAc, formando acetato (𝐴𝑐−).
Ecuación de Henderson-Hasselbach
La relación se da a través de la ecuación de Henderson-
Hasselbalch. La cual se utiliza para relacionar el pH de una
solución con el pK de un ácido, así como, la concentración del
ácido (HA) y su base conjugada (A–).
𝑯𝑨 ↔ 𝑯+ + 𝑨−
La constante de equilibrio de esta disociación es:
𝑲𝒂 =
𝑯+ × 𝑨−
𝑯𝑨
𝑯+ × 𝑨− = 𝑲𝒂 𝑯𝑨 𝑯+ = 𝑲𝒂
𝑯𝑨
𝑨−
−𝑳𝒐𝒈 𝑯+ = −𝑳𝒐𝒈𝑲𝒂 − 𝑳𝒐𝒈
𝑯𝑨
𝑨−
𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 − 𝑳𝒐𝒈
𝑯𝑨
𝑨−
𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝑳𝒐𝒈
𝑨−
𝑯𝑨
1 2 3
4
5
Características de la Ecuación
• Cuando el pH de una solución de un ácido es igual al pK del mismo ácido, es
sugestivo de la mitad del ácido está disociada; es decir, exactamente la mitad
de las moléculas están en la forma protonada HA y la mitad están en la forma
no protonada 𝐴−. Cuando la [𝐴−] = [HA], el término logarítmico de la ecuación
de Henderson-Hasselbalch se hace cero (log 1 = 0), y pH = pK.
• Cuando el pH es menor que pK, el ácido existe principalmente en la forma HA.
• Cuando el pH es mayor que pK, el ácido se encuentra en su mayor parte en la
forma A-.
• La utilidad de la ecuación de Henderson-Hasselbalch puede observarse en su
aplicación a las titulaciones: muestra exactamente cómo cambia el pH
cuando se añade la base a una disolución ácida o viceversa.
Soluciones Buffer
a) Amortiguadores fisiológicos (disoluciones reguladoras).
b) Ventilación pulmonar.
c) Filtración renal.
Son aquellos sistemas acuosos que tienden a resistir
cambios en su pH cuando se añaden pequeñas cantidades de
ácido (𝐻+) o base (𝑂𝐻−). Un sistema tampón consiste en un ácido
débil (donador de protones) y su base conjugada (aceptor de
protones) o viceversa.
Amortiguador Fosfato
La disociación del ácido fosfórico, ácido triprótico (3 protones), se desarrolla con la
pérdida de un protón en cada equilibrio establecido, al que corresponde un valor de
pKa determinado. Estos equilibrios son los siguientes:
Buffer Fisiológico
Es más importante en los líquidos tubulares de los riñones y en el
medio intracelular, ya que en ellos el pH es algo menor y el fosfato se
encuentra más concentrado. El fosfato puede encontrarse en forma libre
(sal inorgánica) o asociado con otras moléculas orgánicas (lípidos,
azúcares, etc.).
Hay que tener en cuenta varios equilibrios. En primer lugar, el
CO2 gaseoso puede disolverse en el agua. Este CO2 disuelto
puede reaccionar con el agua produciendo ácido carbónico
que, por ionizaciones sucesivas, da lugar al ion bicarbonato y
al ion carbonato.
Amortiguador Bicarbonato
Este sistema carbónico/bicarbonato es el principal tampón extracelular, tanto en
la sangre como en los líquidos intersticiales. Permite que el pH de la sangre arterial
sea de 7.40 y el de la sangre venosa lo sea de 7.35 (ésta presenta mayor concentración
de anhídrido carbónico).
Amortiguador Proteínas Séricas
Las proteínas del plasma poseen muchas cadenas laterales débilmente ácidas
(glutamato, aspartato) y débilmente básicas (lisina, arginina, histidina), que actúan
como un sistema buffer. Estos efectos son debidos a que los aminoácidos que
forman las proteínas contienen grupos ionizables en su estructura. Los
aminoácidos son anfólitos ya que en su molécula poseen grupos con valores de
pKa ácidos y básicos.
Amortiguador Hemoglobina
Acidosis y Alcalosis
Trastorno Causas Compensación Tratamiento
Acidosis 
Metabólica
• Defecto renal.
• Pérdida de bicarbonato.
• Hipoaldosterismo.
• Taquipnea e Hiperpnea.
• Retención de 
bicarbonato.
Administración oral de 
bicarbonato sódico.
Acidosis 
Respiratoria
• Lesiones pulmonares.
• Depresión del centro 
respiratorio.
• Aire con elevado % CO2.
Aumento de la reabsorción 
de bicarbonato y de la 
excreción de protones en el 
riñón.
Aumento del volumen de 
ventilación o respiración 
pulmonar
Alcalosis 
Metabólica
• Aumento de pérdida de 
ácidos.
• Administración de 
diuréticos.
• Hiperaldosterismo.
• Bradipnea o hipopnea.
• Aumentando la excreción 
de bicarbonato o 
reteniendo protones.
Administración de cloruro 
amónico por vía oral
Alcalosis 
Respiratoria
• Estímulo del centro 
respiratorio.
• Hipoxia.
Aumentando la eliminación 
del anión bicarbonato y la 
retención de protones para 
reducir el pH del medio 
interno
Aumento del espacio no 
oxigenado
Bienvenidos a Bioquímica
Gracias por su 
atención
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