Agua (1)

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Bioquímica I 
Agua 
Dra. Adriana Valenzuela 
Agua en los seres vivos 
—  Adaptación de los organismos vivos al medio acuoso y 
aprovechamiento de las propiedades del agua. 
—  El agua constituye el 70% del peso total de los seres 
vivos. 
—  Estructura del agua: 
—  Dos átomos de hidrógeno comparten sus electrones con un 
átomo de oxígeno, para formar la molécula de agua. 
 
 
Propiedades del agua 
—  Elevados calor específico y de 
vaporización. 
—  Elevada conductividad térmica. 
—  Máxima densidad a 4oC 
—  Cohesión. Elevada tensión superficial 
MOMENTO DIPOLAR: ENTRE ELEMENTOS DE 
DIF. ELECTRONEGATIVADA 
 
El átomo de oxígeno atrae 
hacia sí con más fuerza los 
electrones compartidos que el 
núcleo del átomo de 
hidrógeno, es decir, el átomo 
de oxígeno es más 
electronegativo 
Por las Fuerzas 
intermoleculares que 
mantienen unidas entre sí las 
moléculas de agua 
adyacentes, ya que de lo 
contrario, los cambios de 
estado de sólido a líquido y 
de líquido a gas no 
consumirían tanta energía 
como parecen indicar dichas 
propiedades 
Sustancia Pto. Fusión ( °C ) Pto. ebullición( °C ) Calor vaporización (j/
g) 
Agua 
 
0 100 2260 
Metanol 
 
-98 65 1100 
Etanol 
 
-117 78 654 
Propanol 
 
-127 97 687 
 
Enlace covalente 
Puente de hidrogeno 
Agua como disolvente 
—  La capacidad disolvente del agua está basada en su naturaleza 
dipolar, permite establecer interacciones electrostáticas con 
determinados tipos de solutos. 
—  Así, tenemos 3tipos de sustancias: sust. hidrofílicas, sust hidrofóbicas, 
y sustancias antipáticas. 
—  Sust. Hidrófilas: solubles en aguao: compuestos iónicos y compuestos 
polares no cargados: solubles debido a los puentes de H en los que 
participan otros átomos electronegativos, como O o N. Ej: azucares, 
alcoholes. 
—  Sust. Hidrofobas: insolubles en agua. no poseen cargas eléctricas, y 
son totalmente apolares. Esto les impide establecer interacciones con 
las moléculas de agua, por eso en medio acuoso, tienden a agregarse 
y precipitar, disminuyendo la superficie de contacto. Las grasas 
neutras y las ceras son de naturaleza hidrofóbica; también los gases 
apolares biológicamente importantes, como el O2, el CO2 y el N2, 
muy poco solubles en agua. 
—  Sust Anfipaticas: presentan en su molécula una parte polar (o cargada) y otra 
no polar. Cuando se mezclan con el agua contrapuestas: la zonas polares 
tienden a establecer interacciones electrostáticas con el agua mientras que las 
zonas no polares tienden a agregarse para ofrecer la menor superficie de 
contacto con ella. 
 
Ionización del Agua 
—  Aunque la disociación del agua es reversible y 
estadísticamente rara, es muy importante para la vida, ya que 
los iones producto ( ion Hidrogeno + ion Hidroxilo) son muy 
reactivos. 
—  El protón interactua con el oxígeno de otra molécula de agua, 
formando el ión hidronio ( H3O+) 
H20 = H+ + OH- 
 
Ionización del Agua 
—  La constante de equilibrio de la ionización reversible del 
agua ( Kw) nos permite conocer en qué grado se 
encuentra ionizada el agua a una temperatura 
determinada. Kw se conoce como producto iónico del 
agua, y es constante para una temperatura dada. 
—  Asi, el valor del producto iónico del agua a 25oC es 10-14 
—  En un instante dado sólo una de cada diez millones de 
moléculas se encuentra ionizada en el agua pura a 
25oC. 
Ionizacion del Agua y pH 
—  En una disolución acuosa, 
—  si [H+] = [OH ] la disolución es neutra; 
—  si [H+] es mayor que [OH-] se dice que es ácida; y 
—  si [H+] es menor que [OH-] se dice que es básica. 
—  A partir del producto iónico del agua se introduce 
la escala de pH. 
Concepto de pH 
—  Potencial de hidrógeno o pH de una solución acuosa se define 
como el logaritmo de la inversa de la concentración de 
protones. 
—  pH=-log [H+] 
—  De manera similar, la concentración de iones hidroxilos se 
expresa como pOH : 
—  pOH = - log [OH-] 
—  Por eso pH + pOH = 14, en el agua pura, [H+] = [OH-] = 
10-7, de modo que pH = pOH = 7, y la disolucion decimos que 
es neutra. 
—  
 
Equilibrio acido-base 
—  Es el mantenimiento de un nivel normal de la 
concentración de iones hidrogeno (H+) en los fluidos del 
organismo. El (H+) es protón. 
—  La concentración de iones (H+) de una solución 
determina su grado de acidez. 
—  Los ácidos son sustancias químicas que liberan 
protones o se les llama tb. dadoras de protones. 
—  Las Bases son las que captan protones o sea 
aceptadoras de protones. 
—  Neutra la que tiene una misma cantidad de iones 
hidrogeno que de hidroxilos. ( H+= OH-) 
 
—  Loa acidos y las bases se clasifican en: 
—  Fuerte: se disocian completamente en solución 
—  HCl, NaOH 
—  Débil: se disocian solo parcialmente 
—  Ácidoláctico, H2CO3 
Equilibrio acido-base 
Soluciones 
Amortiguadoras 
Definición 
—  Una solución Reguladora, Buffer , Tampón o Amortiguadora 
es: 
—  Un sistema que tiende a mantener el pH casi constante 
cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos (H+) ó 
bases (OH-). 
—  Una solución amortiguadora reduce el impacto de los 
cambios drásticos de H+ y OH- . 
—  Se prepara con un ÁCIDO DÉBIL y una SAL del mismo 
ÁCIDO o empleando una BASE DÉBIL y una SAL de la 
misma BASE. 
—  La solución amortiguadora contiene especies que van a 
reaccionar con los iones H+ y OH- agregados 
 
Buffer ácido: 
 Par conjugado, formado por un ácido débil y su sal. 
Ejemplo: 
 
CH3COOH/CH3COONa 
 
Buffer básico: 
Par conjugado, formado por una base débil y su sal. 
Ejemplo: 
 
NH3/NH4Cl 
 
Ejemplo 
Un donador de protónes y su correspondiente 
aceptor de protones constituyen un par conjugado 
ácido-base. 
 
Acido acético 
(donador de protones) 
Acetato 
(aceptor de protones) 
CH3COOH CH3COO
- + H+ 
La tendencia de un ácido (HA) a perder protones y 
formar su base conjugada (A-) esta definida por su 
Constante de Equilibrio (Keq). 
AH A- + H+ 
 
Constantes	de	disociación	de	ácidos	y	bases	débiles		
Keq = = Ka 
[A-]	[H+]	
[AH]	
AH A- + H+ 
Pares	conjugados	ácido	y	base	
Titulación. 
Determinar la cantidad 
de un ácido en una 
solución 
Sirve 
para 
Titulación del ác. Acetico. 
Curvas de 
titulación de 
tres ácidos 
débiles 
Un par conjugado ácido-base, tiende a resistir un cambio de pH cuando se 
añaden pequeñas cantidades de ácido o base (acción de amortiguamiento). 
Esta acción es simplemente la consecuencia de dos reacciones reversibles 
que tienen lugar simultáneamente y llegaran hasta los puntos de equilibrio 
que se rigen por sus constantes de equilibrio, Kw y Ka. 
El par ácido acético-acetato 
c o m o u n s i s t e m a d e 
amortiguación. El sistema es 
capaz de absorber bien H+ o 
OH- a través de la reversibilidad 
de la disociación del ácido 
acético. 
Ecuación	Henderson-Hasselbalch,	relaciona	el	pH	con	el	pKa	y	con	la	
concentración	de	amorCguador	
Ka = 
[A-]	[H+]	
[AH]	
[H+]=	Ka	+			
[A-]	
[AH]	
log	[H+]=		log	Ka	+	log	
[A-]	
[AH]	
-log	[H+]=		-log	Ka	+	log	
[A-]	
[AH]	pH	=	pKa	+	log		
[base]	
[ácido]	
Ecuación 
Henderson-Hasselbalch 
Curva de 
titulación 
Descrita 
por 
Función Biológica e importancia 
—  En los organismos vivos, las células deben 
mantener un pH casi constante para la acción 
enzimática y metabólica. 
—  Los fluidos intracelulares y extracelulares contienen 
pares conjugados ácido-base que actúan como 
buffer. 
Amortiguadores biológicos 
mas importantes 
Buffer Intracelular más importante: 
 
H2PO4- / HPO4-2 
Buffer Sanguíneomás importante: 
 
H2CO3 / HCO3- 
Otros sistemas que ayudan a mantener el pH 
sanguíneo son: 
 
* H2PO4- / HPO4-2 * Proteínas 
* Ácidos Nucleicos * Coenzimas 
* Metabolitos intermediarios 
Algunos poseen grupos funcionales que son 
ácidos o bases débiles, por consiguiente, 
ejercen influencia en el pH intracelular y éste 
afecta la estructura y el comportamiento de 
tales moléculas. 
Los	ácidos	y	bases	débiles,	amorCguan	el	pH	en	células	
y	tejidos	
Ionización de la histidina. 
Forma una base débil. 
Sistema de amortiguamiento de bicarbonato 
En resumen 
 
§ El agua pura se ioniza ligeramente, formando un número igual de iones de H y 
los iones OH. El grado de ionización es descrito por una constante de equilibrio, 
Keq. 
 
§ El producto iónico del agua, Kw, es igual a [H] [OH]= 1 X 10 -14 
 
§  El pH refleja, en una escala logarítmica, la concentración de iones de hidrógeno. 
 
§  Cuanto mayor es la acidez de una solución, más bajo su pH. Los ácidos débiles 
se ionizan parcialmente para liberar iones de hidrógeno, lo que disminuye el pH de 
la solución. Bases débiles aceptar iones de hidrógeno, aumentando el pH. La 
extensión de estos procesos es característica de cada par ácido-base y se 
expresa como una constante de disociación, Ka. 
 
§  El pKa expresa, en una escala logarítmica, la fuerza relativa de un ácido o base 
débil 
 
§ Cuanto más fuerte sea el ácido, menor es su pKa. Mientras mas fuerte es la 
base, mayor es su pKa.