EL AGUA
Esteban Osorio Cadavid, PhD.
Biología Celular y Bioquímica I
EL AGUA
ESTEBAN OSORIO CADAVID, PhD.
BIOLOGÍA CELULAR Y BIOQUÍMICA I
EL AGUA
• Constituye del 70 al 90% del peso de la
mayor parte de las formas vivas.
• Es una sustancia muy reactiva, con
propiedades poco frecuentes, que la
diferencian mucho, tanto física como
químicamente, de la mayoría de los
líquidos corrientes.
PROPIEDADES
• El agua es una molécula polar
• Presenta muchos enlaces o puentes de hidrógeno
• Posee
–
–
–
–
–
–
Punto de fusión alto
Punto de congelación alto
Punto de ebullición alto
Elevado calor de fusión
Elevado calor de ebullición
Tensión superficial enorme
Comparado con otros hidruros semejantes (H2S, NH3), o
que la mayor parte de los líquidos corrientes.
Todas estas propiedades indican que en el agua las
fuerzas de atracción entre las moléculas, y por tanto, su
cohesión interna, son relativamente elevadas.
Calor de vaporización de algunos líquidos comunes en su punto
de ebullición (1.0 atm.):
Líquido
Hvap, cal g-1
PM
Agua
18
540
Metanol
32
263
Etanol
46
204
n-propanol
60
164
Acetona
58
125
Benceno
78
94
Cloroformo
119
59
DIRECCIÓN DEL MOMENTO
 DIPOLAR
+
Radio de Van der Waals del
atomo de H = 0.12nm
+
2 Radio de Van der Waals del atomo
de O = 0.14nm
Longitud del enlace
covalente
• Las potentes fuerzas intermoleculares en el agua líquida
están originadas por la distribución específica de los
electrones en la molécula del agua.
•
Esta disposición de electrones en la molécula de agua
le comunica asimetría eléctrica.
• Aunque la molécula de agua no posee una carga neta,
es un dipolo eléctrico.
• Debido a la ordenación casi tetraédrica de los electrones
alrededor del átomo de oxígeno, cada molécula de agua
es potencialmente capaz de unirse mediante enlaces de
hidrógeno con cuatro moléculas de agua vecinas.
1
4
2
3
Esta propiedad es la responsable de la elevada
cohesión interna del agua líquida
• Los enlaces de hidrógeno son relativamente débiles
comparados con los enlaces covalentes.
• Los enlaces de hidrógeno en el agua líquida poseen
solamente una energía de enlace de 4.5 kcal/mol, en
comparación con las 110 kcal/mol de los enlaces
covalentes H-O de la molécula del agua.
• Otra propiedad importante de los enlaces de hidrógeno,
es que su fortaleza es máxima, cuando los dos grupos
que interaccionan se hallan orientados de modo que
proporcionen el máximo de atracción electrostática.
ESTRUCTURA DEL AGUA
LÍQUIDA
• El establecimiento de puentes de hidrógeno entre las
moléculas de agua no sucede solamente en estado
líquido, también en el hielo y en la fase de vapor.
• En la forma cristalina más corriente del hielo (hielo I)
cada molécula de agua se halla unida mediante enlaces
de hidrógeno a exactamente las cuatro moléculas de
agua más próximas constituyendo una red regular. La
distancia media oxígeno-oxígeno es de 0.276nm
• En el agua líquida cada molécula de agua a 0ºC
se halla unida en cualquier momento dado a
3.6 moléculas de agua. La distancia media
oxígeno-oxígeno es sólo ligeramente mayor que
en el hielo, 0,29nm a 15ºC, y 0.305nm a 83ºC.
• Se ha calculado, a partir del calor de fusión del
hielo, que cuando este se funde para producir
agua a 0ºC, solamente se rompen el 10% de los
enlaces de hidrógeno del hielo.
• El agua líquida está aún altamente ligada por
puentes de hidrógeno a 100ºC, como se
desprende de los valores tan altos del calor de
vaporización y la constante dieléctrica.
• Aunque en un instante dado la mayor parte de
las moléculas del agua líquida se hallan unidas
mediante enlaces de hidrógeno, la duración
media de cada uno de los enlaces de hidrogeno
es solamente de 10-11 segundos
OTRAS PROPIEDADES DE LOS
ENLACES DE HIDRÓGENO
• Los enlaces de hidrógeno no se presentan solamente en
el agua.
• Tienden a formarse entre cualquier átomo
electronegativo como el oxígeno, el nitrógeno o el flúor y
un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro
átomo electronegativo.
• Pueden formarse entre dos moléculas o entre dos partes
de una misma molécula (intermoleculares o
intramoleculares)
• El enlace de hidrógeno cooperativo es una característica exhibida
por las proteínas, y por los ácidos nucleicos, cuyas moléculas
pueden contener docenas, centenares y aún millares de enlaces de
hidrógeno cooperativos.
• Cooperatividad: es la intensificación de la fuerza de atracción entre
dos moléculas por la cooperación de muchos enlaces débiles.
• Los enlaces de hidrógeno se forman y se rompen mucho más
rápidamente en los sistemas acuosos que la mayor parte de los
enlaces débiles.
Algunos enlaces de Hidrógeno
de importancia biológica
1. Entre un grupo hidroxilo y agua
R
O
H
O
H
H
Algunos enlaces de Hidrógeno de
importancia biológica
2. Entre un grupo carbonilo y agua
R
R´
C
O
H
O
H
Algunos enlaces de Hidrógeno de
importancia biológica
3. Entre dos cadenas peptídicas
Algunos enlaces de Hidrógeno de
importancia biológica
4. Entre bases complementarias de DNA
PROPIEDADES DISOLVENTES
DE AGUA
• El agua es un disolvente mucho mejor que
la mayor parte de líquidos corrientes.
• Muchas sales cristalizadas y otros
compuestos iónicos se disuelven con
facilidad en el agua, mientras que son casi
insolubles en los líquidos no polares como
el cloroformo o el benceno.
• Una amplia segunda clase de sustancias
que se disuelven en el agua con facilidad,
comprende compuestos no iónicos pero
de carácter polar, tales como los azúcares,
los alcoholes sencillos, los aldehídos y las
cetonas. En general, los compuestos
polares son altamente solubles en el
agua.
INTERACCIONES
HIDROFÓBICAS
• El agua también dispersa o solubiliza, formando
micelas, a muchos compuestos que contienen
grupos simultáneos fuertemente no polares y
grupos fuertemente polares (moléculas
anfipáticas).
• Formación de una micela de jabón en agua. Las
cadenas no polares del oleato sódico se ocultan
del agua, mientras que los grupos carboxilo,
cargados negativamente, se hallan expuestos.
Cabeza
polar
Cadena
no polar
Constante dieléctrica (D) de
algunos líquidos a 20°C
Líquido
D
Agua
80
Metanol
33
Etanol
24
Acetona
21.4
Benceno
2.3
Hexano
1.9
Ley de Coulomb
e e
1
2
F
D r2
Distancias interiónicas promedio en
soluciones de NaCl
Concentración (M)
Distancia (nm)
0.001
9.4
0.010
4.4
0.150
1.9
1.00
0.94
DISTRIBUCIÓN DEL AGUA EN
EL ORGANISMO
• líquido intracelular (40% peso corporal)
• líquido extracelular
»Plasma sanguíneo (5% peso
corporal)
»Líquido intersticial (15% peso
corporal)
Composición electrolítica de
líquidos corporales
• Agua 60% (suero: 93% de agua)
• Igualdad entre aniones y cationes
(neutralidad eléctrica)
• Iones extracelulares principales Na+, Cl-,
HCO3• Iones intracelulares principales K+, Mg2+,
HPO42-
Regulación de líquidos
corporales
• Aparato respiratorio: Velocidad de
respiración
• Riñones: elabora orina más o menos
concentrada
IONIZACIÓN DEL AGUA
Forma hidratada del ion hidronio
• En esta reacción se produce el ion hidronio (H3O+) y el
ion hidroxilo (OH-).
• En un litro de agua pura, a 25°C, en un momento dado
existen solamente 1.0x10-7mol de iones (H3O+) y una
cantidad igual de iones OH- , según muestran las
medidas de conductividad eléctrica.
• En el agua no existen protones “desnudos” o iones de
hidrógeno (H+) en cantidades significativas. Se hallan
solamente en forma hidratada.
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA:
ESCALA DE pH
• La disolución iónica del agua es un
proceso de equilibrio:
H+ + OH -
H2O
Para el cual podemos escribir la
constante de equilibrio:

H OH 


K eq
H 2O
-
[ ] Concentración
en moles x litro
• La magnitud de esta constante puede calcularse
a cualquier temperatura, a partir de las medidas
de conductividad del agua destilada.
• la concentración del agua [H2O], en el agua
pura es muy elevada (1.000/18 = 55.5M) y la
concentración de iones [H+] [OH-] es muy
pequeña (1x10-7M a 25ºC). Por lo tanto, la
concentración molar del agua no cambia
significativamente por su ligerísima ionización.
• 55.5 keq =[H+] [OH-]
keq = 1.8x10-16
• El término 55.5 x Keq puede sustituirse por Kw,
una constante global llamada producto iónico
del agua.
• Kw =[H+] [OH-]
Kw a 15ºC =1.0x10-14
• El producto iónico del agua Kw constituye la
base para la escala de pH.
• La escala de pH es un medio de designar
la concentración real de iones H+ (y por lo
tanto de iones OH-) en cualquier
disolución acuosa en el intervalo de
acidez entre las concentraciones 1.0 M de
H+ y 1.0 M de OH-.
• Fue ideado por Srensen como medio
para evitar números engorrosos como
0.0000001 o 1x10-7 para expresar las
bajas concentraciones de H+ de los
fluidos biológicos.
pH= log10
1
[H  ]
= -log [H+]
• En una disolución neutra a 25ºC
[H+] = [OH-] = 1.0 x 10-7M
• El pH de tal disolución es
pH= log= 7.0
• Importante observar que la escala de pH
es logarítmica.
pH de algunos
fluidos
pH
Agua de mar
7.5
Plasma sanguíneo
7.4
Fluido intersticial
7.4
Fluidos intracelulares
Músculos
6.1
Hígado
6.9
Jugo gástrico
1.2-3.0
Jugo pancreático
7.8-8.0
Saliva
6.35-6.85
Leche de vaca
6.6
Orina
5.8
Zumo de tomate
4.3
Zumo de toronja
3.2
Refresco (cola)
2.8
Zumo de limón
2.3
7.8
muerte
alcalosis
7.45
límites normales
7.35
6.8
acidez
muerte
ÁCIDOS Y BASES
• Definición de G.N. Lewis
Ácido: aceptor de pares electrónicos potencial
Base: sustancia que puede actuar como dadora
de pares electrónicos.
• Formalismo introducido por J.N. Brönsted y T.M.
Lowry
Ácido: dador de protones
Base: aceptor de protones
Pares conjugados ácido – bases
Dador de protones
aceptor de protones
CH3COOH
H+ + CH3COO-
H2PO4
H+ + HPO4
NH4+
H+ + NH3
HOH
H+ + OH-
• Una reacción ácido básica comprende siempre
un par ácido – base conjugado, constituido por
un dador de protones y el correspondiente
aceptor de protones.
CH3COOH + H20
ácido
base
CH3COO- + H3O
base
ácido
conjugada conjugado
cada ácido posee una afinidad característica por
su protón,
• ácidos débiles, afinidad elevada por el protón
• ácido fuertes, poca afinidad por el protón.
• La tendencia de cualquier ácido a
disociarse viene dada por su constante de
disociación
HA
H+ + A-
• Para el ácido HA la constante de
disociación a una determinada
temperatura es:
H A 

K 
[H 2 O]
-
[ ]concentración en moles por litro
• pK es una transformación logarítmica de
k’, del mismo modo que el termino pH es
una transformación logarítmica de [H]
• Los ácidos fuertes poseen valores de
pK’
• Las bases fuertes exhiben valores de
pK’
Curvas de valoración de algunos pares ácido-básicos conjugados, el
pH después de la adición de cada incremento de NaOH, durante la
valoración de un ácido, se expresa frente a los equivalentes de OHañadidos.
Curvas de valoración
ácido-básicos mostrando
las principales especies
iónicas en el comienzo, en
el punto medio y al finas
de la valoración.
NH4+
H+ + NH3
H2PO4-
HPO4= + H+
CH3COOH
H+ + CH3COO-
• El valor del pH en el punto medio de la
valoración es numéricamente igual al
valor del pK’ del ácido valorado.
• La forma de la curva de valoración puede
expresarse por la ecuación de
Henderson-Hasselbalch, que es una
transformación logarítmica de la expresión
para la constante de disociación.
H A 

K 
-
[H 2 O]
• Despejando [H+]
H  K'
HA 
[A
_
]
HA
H+ + A-
• Tomando el logaritmo negativo de ambos
miembros
-log [H+]= - log K’ - log HA 
-
[A ]
• Sustituyendo –log [H+] por pH y –log K’
por pK’
HA 
pH= pK’ – log [A
]
-
• cambiando ahora los signos, obtenemos
la ecuación de Henderson - Hasselbalch,
pH= pK’ + log A 
-
[HA]
cuya forma más general es la siguiente
pH= pK’ + log aceptor de protones 
[dador de protones]
Curva de titulación a 25ºC de 50ml de ácido acético [CH3COOH] 0.1 M
La pendiente de la curva cambia en el punto medio de la primera
meseta, y en ese punto se cumple que [A-]=[AH] y el pH=pK’a.
En el punto de equivalencia todas las moléculas de ácido acético, se
ha convertido en base conjugada, el anión acetato (CH3COO) por
adición de 50ml de hidróxido sódico 0.1M
Tercer punto de
equivalencia
Segundo punto de
equivalencia
Primer punto de
equivalencia
• Titulación de una disolución de ácido fosfórico H3PO4
(ac.) 0.1 M con hidróxido de potasio KOH (ac.) 0.1M, a
25ºC
• La curva presenta tres regiones distintas que
corresponden a las disociaciones de las formas H3PO4 ,
H2PO4- y HPO4-2.
• Los valores de pKa de estas tres disociaciones
son 2.12, 7.21 y 12.67.
• H3PO4
H2PO4- + H+ pKa = 2.12
• H2PO4-
HPO4= + H+ pKa = 7.21
• HPO4=
PO4 + H+ pKa = 12.67
TAMPONES,
AMORTIGUADORES Y BUFFER
• Solución tampón: consiste en un sistema
que tiende a impedir el cambio de pH
cuando se añaden iones H+ o OH- .
1. la capacidad de tamponamiento es
máxima en el punto medio de la curva de
valoración. Se extiende alrededor de una
unidad de pH a cada lado de su punto
medio, es decir, cuando la concentración
de aceptor protones se iguala con la de
dador de protones, en la cual se cumple
que:
pH = pK´
2. la capacidad de tamponamiento disminuye a
medida que aumenta o desciende el pH, con
respecto a ese punto. Como consecuencia
directa del cambio en la relación entre las
especies dadora y aceptora de protones.
3. cada par conjugado ácido–base posee un pH
característico en el cual su capacidad de
tamponamiento es máxima, a saber, el punto en
que pH= pK´
Tampones en los fluidos
intracelulares y extracelulares:
1. El tampón intracelular más importante es el
par conjugado ácido-básico H2PO4- ~ H2PO4-2
(pK=7.2) los fosfatos orgánicos como la
glucosa-6-fosfato y el ATP, también
contribuyen a la capacidad de tamponamiento
de la célula.
2. El principal tampón extracelular en la sangre y
en los fluidos intersticiales de los vertebrados
es el sistema tampón del bicarbonato.
H2CO3 ~ HCO3- (pK’ del H2CO3= 3.8)
a. la especie dadora de protones, el ácido
carbónico se encuentra en equilibrio
reversible con el CO2 disuelto.
H2CO3
CO2 (ac.) + H2O
b. el anhídrido carbono disuelto, se
encontrará a su vez en equilibrio entre la
fase acuosa y la fase gaseosa.
CO2(ac)
CO2 (g)
• El pH del plasma sanguíneo en los vertebrados
se mantiene a valores notablemente constantes.
• El plasma sanguíneo del hombre suele ser de
7.4
• Si fallasen los mecanismos reguladores del pH,
como puede ocurrir en las enfermedades, el pH
de la sangre descendería por debajo de pH=7.0,
o se elevaría por encima de 7.8 y podría
producirse daños irreparables.
7.8
muerte
alcalosis
7.45
límites normales
7.35
6.8
acidez
muerte
• Los amortiguadores, soluciones tampón o buffer
son soluciones que reducen al mínimo los
cambios en el pH cuando se les añaden ácidos
o bases en pequeñas cantidades.
• Son por lo general mezclas de un ácido débil y
una sal del mismo ácido con una base fuerte,
aunque pueden ser también mezclas de una
base débil y su sal con ácido fuerte
• CH3COOH y H2CO3
ácidos débiles cuando reaccionan con
NaOH, se forman las sales.
CH3COO– Na+ y Na+ HCO3(CH3COOH + CH3COO– Na+) y
(H2CO3 + Na+HCO3-) son ambos
soluciones amortiguadoras.
Un amortiguador funciona del
modo siguiente:
• Para preparar un amortiguador se mezcla,
por ejemplo, CH3COOH, CH3COO-Na+ y
agua. Las especies presentes en solución
son CH3COOH, CH3COO-, Na+ y H2O.
• Adicione H+ : H+ + CH3COO–
• Adicione OH- : OH- + CH3COOH
CH3COOH
CH3COO- + H2O
• La capacidad amortiguadora es máxima
cuando se igualan las molaridades de la
sal y el ácido.
• Según la ecuación de Henderson –
Hasselbalch esto ocurre cuando el pH de
la solución es igual a pKa (o pKb) del
ácido débil (o base) que forma la solución
amortiguadora.
• pH = pK + log
[sal]
[ácido]
• si [sal] = [ácido]
entonces log [sal]
[ácido]
= log 1 = 0 y pH = pK
• los amortiguadores son parte de los
mecanismos homeostáticos por los cuales
se regula la neutralidad de los líquidos
corporales. pH sanguíneo: 7.35 – 7.45 =
límites normales.
7.8
muerte
alcalosis
7.45
límites normales
7.35
6.8
acidez
muerte
Efecto del pH sobre la actividad de algunas
enzimas, cada enzima posee una curva
característica de actividad en función del pH.
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Diapositiva 1