El agua es el principal componente de todos los seres vivos.
Constituye aproximadamente 60% de nuestro peso corporal.
Regulador de la temperatura de los seres vivos y de la biosfera.
Es el medio de transporte de los nutrientes y el medio en el que ocurren las reacciones metabólicas.
Es el medio en el que co-existen las biomoléculas.
LA MOLECULA DE AGUA POSEE PROPIEDADES FISICO-QUMICAS «ANÓMALAS» RESPECTO DE OTRAS SUSTANCIAS COMUNES, COMO CONSECUENCIA DE SU ESTRUCTURA.
El gran número de enlaces de hidrógeno que posee una molécula de agua en relación a su baja masa molecular determina muchas de las propiedades anómalas del agua.
UNIDOS FUERTEMENTE POR ENLACES COVALENTES QUE LE CONFIEREN ESTABILIDAD.
POLARIZADAS.
DIPOLO CON UN MOMENTO DIPOLAR PERMANENTE.
ELEVADO PUNTO DE EBULLICIÓN
ELEVADO PUNTO DE FUSIÓN
ELEVADA TENSION SUPERFICIAL
COHESIVIDAD
ELEVADA CONSTANTE DIELÉCTRICA
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Las fuerzas intermoleculares entre dipolos (de atracción y repulsión) se denominan en su conjunto fuerzas de Van der Waals Muy débiles, inespecíficas y de naturaleza fluctuante
Las fuerzas de Van der Waals son interacciones débiles entre moléculas que involucran dipolos.
Dentro de las fuerzas intermoleculas tenemos:
Ion - Dipolo
Ion - Dipolo Inducido
Fuerzas de Van der Waals
Dipolo - Dipolo
Puentes de Hidrogeno
Dipolo - Dipolo Inducido
Fuerzas de London/Dispersion (Dipolo instantaneo - Dipolo Inducido)
EL PUENTE DE HIDRÓGENO ES UNA INTERACCION ELECTROSTÁTICA DIPOLO-DIPOLO FUERTE.
(ENERGÍA INTERMEDIA ENTRE UN ENLACE COVALENTE Y UNA FUERZA DE VAN DER WAALS).
CONFIERE ESTABILIDAD.
Cada molécula de agua puede potencialmente formar 4 puentes de hidrógeno con otras 4 moléculas de agua dando lugar a una ordenada estructura tetraédrica (hielo).
El O posee dos pares de electrones libres que actúan como aceptores de H.
Los dos H actúan como dadores.
Cuando el hielo se derrite la estructura tetraédrica se rompe pero grupos de moléculas de agua siguen unidas por puentes de H (efectivamente cada molécula de agua líquida une otras 3.4)
En el agua líquida los puentes de H están continuamente rompiéndose y rearmandose.
Los puentes de Hidrogeno no son exclusivos del agua.
Se pueden formar entre cualquier átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo de la misma o de otra molécula.
Existe una diversidad donde se emplean los puentes de hidrogeno.
Péptidos y proteínas.
En la molécula de ADN.
Las biomoléculas se encuentran en las células en disolución acuosa.
La capacidad disolvente del agua está basada en su naturaleza dipolar que le permite establecer interacciones electrostáticas con determinados solutos.
Podemos considerar tres tipos de sustancias según su solubilidad en agua:
• Hidrofílicas (iónicas / polares)
• Hidrofóbicas (apolares)
• Anfipáticas
Las sustancias hidrofílicas se mantienen unidas mediante interacciones o fuerzas electrostáticas o iónicas (Ley de Coulomb).
Las sustancias hidrofílicas son totalmente solubles en agua.
La capacidad del agua para disolver sustancias hidrofílicas está dada por el elevado valor de su constante dieléctrica (alto número de dipolos). A mayor D menor es la fuerza con se atraen las cargas.
F: fuerza electrostática o iónica con la que se atraen o repelen dos cargas (N) Q1 y Q2 (C).
r: distancia que separa a Q1 y Q2 (m).
D: constante dieléctrica del medio en el que se encuentran (C2/Nm2).
En medio acuoso las fuerzas electrostáticas que mantienen unidas las moléculas de una sustancia hidrofílica se debilitan favoreciendo su disolución.
Las interacciones entre las cargas parciales del dipolo en el agua con los aniones y cationes de una sustancia hidrofílica en solución acuosa provocan la SOLVATACIÓN (HIDRATACION) de los iones.
Las moléculas de agua son dipolos, lo que significa que tienen un extremo positivo y un extremo negativo. En respuesta a la carga del ion, los dipolos de agua se alinean de tal manera que el extremo de la molécula de agua con la carga opuesta al ion se orienta hacia el ion. Por ejemplo, si el ion es positivo, el extremo negativo de las moléculas de agua se orientará hacia él.
Esto crea un campo eléctrico alrededor del ion que es opuesto al del ion. Este campo eléctrico “difunde” la carga del ion, lo que significa que:
“la carga del ion se distribuye a través de las moléculas de agua que lo rodean”.
Como resultado, las fuerzas de Coulomb, que son las fuerzas de atracción o repulsión entre partículas cargadas, se atenúan. Esto significa que:
“la fuerza de atracción o repulsión entre los iones se reduce”.
Las sustancias hidrofóbicas son insolubles en agua.
Las moléculas de agua se “alejan” de las moléculas hidrófobas y se agrupan alrededor de estas formando jaulas.
Las sustancias hidrofóbicas NO pueden formar puentes de Hidrogeno por lo que en medio acuoso tienden a agregarse entre ellas y precipitar.
La sustancias hidrofóbicas son solubles en disolventes apolares como CCl4 o el hexano.
“semejante disuelve a semejante”.
En sustancias Apolares poseen menor constante dieléctrica
Las moléculas anfipáticas son moléculas que tienen una parte polar (o hidrofílica) y una parte no polar (o hidrofóbica). Un ejemplo común de esto son los lípidos que forman las membranas celulares.
Las interacciones hidrofóbicas son las fuerzas que mantienen unidas las regiones no polares (hidrofóbicas) de una molécula anfipática. Estas interacciones ocurren porque las moléculas de agua prefieren interactuar entre sí, en lugar de con las partes no polares de la molécula anfipática.
Esto lleva a la formación de “jaulas de agua ordenadas” alrededor de las partes hidrofóbicas de la molécula. Sin embargo, estas estructuras ordenadas son termodinámicamente menos estables que las moléculas de agua interactuando libremente entre sí. Por lo tanto, el sistema busca minimizar el número de estas “jaulas de agua ordenadas”, lo que resulta en un aumento de la entropía (desorden) del sistema.
La ecuación, ΔG = ΔH - TΔS, es la ecuación de Gibbs que describe la energía libre de un sistema. En este caso, ΔG es el cambio en la energía libre, ΔH es el cambio en la entalpía (o energía interna), T es la temperatura y ΔS es el cambio en la entropía. Cuando las moléculas anfipáticas se agrupan, minimizando las “jaulas de agua ordenadas”, la entropía del sistema aumenta (ΔS es positivo), lo que a su vez disminuye la energía libre (ΔG es negativo). Esto significa que la agrupación de las moléculas anfipáticas es un proceso espontáneo y favorable desde el punto de vista termodinámico.
Poseen una “cabeza” polar unida a una “cola” apolar (cadena hidrocarbonada).
El agua hidrata el segmento polar y al mismo tiempo excluye al segmento apolar de una molécula anfipática, por lo que éstas tienden a formar agregados como micelas, monocapas o bicapas (aumento de entropía).
Las interacciones débiles que se dan en los sistemas acuosos son cruciales para la estructura y función de las macromoléculas.
Aunque cada una de éstas por si sola es débil en comparación a un enlace covalente, el efecto acumulativo de varias interacciones débiles es muy significativo.
Las macromoléculas contienen tantos sitios potenciales para la formación de interacciones débiles que el efecto acumulativo es enorme confiriéndoles máxima estabilidad.
LAS MOLECULAS DE AGUA TIENEN UNA PEQUEÑA TENDENCIA A AUTO-IONIZARSE PARA PRODUCIR IONES HIDRONIO E IONES HIDROXILO.
Keq [H₂O] = [H⁺] [HO⁻]= Kw = producto iónico del agua
10⁻¹⁴ = [H⁺] [HO⁻] = Kw
Ya que por cada molécula de agua que se disocia se obtiene un ión hidrógeno y un ión hidroxilo, entonces:
[H⁺] = [HO⁻] = 10⁻⁷ M
En una disolución acuosa.
Si [H⁺] = [HO⁻] se dice que la disolución es neutra.
Si [H⁺] > [HO⁻] se dice que la disolución es ácida.
Si [H⁺] < [HO⁻] se dice que la disolución es básica o alcalina.
Dado que las [H⁺] en la mayoría de las disoluciones son muy pequeñas, éstas se expresan en una magnitud más practica:
pH= -log [H⁺] pOH= -log [HO⁻]
El valor de pH tiene efectos importantes sobre la estructura y actividad de las biomoléculas en disolución acuosa.
Los grupos funcionales de las biomoléculas son ionizables y sus grados de ionización se ven afectados por el pH del medio.
En disolución acuosa:
Ácido: “Dona” protones a otras sustancias.
Base: “Acepta” protones desde un ácido.
Todo ácido y base tienen sus respectivos base y ácido conjugados.
Cuando un ácido (HA) se disuelve en agua éste dona un H⁺ al agua para formar un nuevo ácido (ácido conjugado) y una nueva base (base conjugada).
EJEMPLO:
Cada ácido (HA) tiene una tendencia característica a ceder su protón (ionizarse).
Acidos fuertes se ionizan practicamente al 100% en disoluciones acuosas (les corresponde una base conjugada débil con poca “afinidad” por el H⁺).
Acidos débiles se ionizan solo parcialmente en disoluciones acuosas (les corresponde una base conjugada fuerte con gran “afinidad” por el H⁺).
La mayor o menor tendencia de un ácido (HA) a ceder su protón (H+) para formar su base conjugada (A- ) puede expresarse según la reacción:
El grado de ionización de un ácido puede expresarse de un modo cuantitativo mediante la constante de equilibrio (constante de disociación) de dicha reacción.
Los ácidos fuertes presentan valores altos de Ka.
Los ácidos débiles pesentan valores bajos de Ka.
Los ácidos fuertes presentan valores bajos de pKa (altos de Ka).
Los ácidos débiles presentan valores altos de pKa (bajos de Ka).
Permite determinar la cantidad de ácido en una disolución acuosa a partir de su “titulación” con una base fuerte de concentración conocida (NaOH).
“Cuando las concentraciones molares de un ácido y de su base conjugada en solución acuosa son iguales entre sí pH = pKa”.
tienes la misma cantidad de un ácido y su base conjugada en una solución, puedes predecir el pH de la solución simplemente conociendo el pKa del ácido.
A un volumen conocido de la disolución problema se le añade gota a gota la base fuerte hasta que la mitad del ácido original se ha disociado y su concentración es igual a la de su base conjugada (punto medio o punto de equivalencia).
Las curvas de titulación de un par ácido/base revelan cómo va variando el pH y las cantidades relativas de HA y A- a medida que se agrega la base fuerte a la disolución.
El proceso de titulación es el resultado de la acción conjunta de dos equilibrios químicos: ionización del agua (Kw) y disociación del par ácido/base conjugado (Ka).
Al principio de la titulación (antes de añadir NaOH) HA está ligeramente ionizado (Ka).
A medida que se agrega la base fuerte, los OH se combinan con los H⁺ libres en la disolución formando H₂O (Kw).
A medida que se consumen los H⁺ libres el HA se disocia formando su base conjugada A.
En el punto medio de la titulación se ha disocIado la mitad de HA, por lo que [HA] = [A-] / pH=pKa
Al final de la titulación todo el HA ha cedido sus H⁺ y se ha convertido en A- + H₂O.
A la mezcla de un ácido y su base conjugada en disolución acuosa se le denomina disolución reguladora, amortiguadora o tampón.
Las curvas de titulación de un ácido débil muestran cómo un ácido débil y su base conjugada pueden actuar como tampones.
Las soluciones tampón tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución acuosa frente a la adición de ácidos o bases fuertes.
Sustancias portadoras de más de un grupo ácido/base (biomoléculas).
Poseen múltiples valores de pKa (uno para cada etapa de ionización).
El primer H⁺ es el más fácilmente disociable: pKa1.
Los fluidos biológicos se hallan fuertemente tamponados.
Las células mantienen un pH intracelular cercano a 7.1 y uno extracelular cercano a 7.4 principalmente gracias a la existencia de tampones biológicos.
Biomoléculas portan grupos funcionales ácido/base que son eficaces como tampones en el intervalo de pH fisiológico.
Dos sistemas tampón de mayor relevancia:
tampón fosfato.
tampón bicarbonato
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