Capítulo 2_Agua_Mod.ppt

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Fundamentals of
Biochemistry
Fifth Edition
Chapter 2
Water
Donald Voet • Judith G. Voet •
Charlotte W. Pratt

Capítulo 2
Propiedades Físicas del Agua
Conceptos Importantes 2.1
• Las moléculas de agua, las cuales son polares, pueden formar
enlaces de hidrógeno con otras moléculas.
• En el hielo, las moléculas de agua se encuentran formando
enlaces de hidrógeno en un arreglo cristalino, pero en el agua
líquida, los enlaces de hidrógeno rápidamente se rompen y se
vuelven a formar en redes irregulares.
• Entre las fuerzas de atracción que actúan sobre las moléculas
biológicas se encuentran las interacciones iónicas, los enlaces
de hidrógeno y las interacciones van der Waals.
• Las sustancias polares e iónicas se pueden disolver en el agua.

Capítulo 2
• El efecto hidrofóbico explica la exclusión de grupos no polares
como una forma para maximizar la entropía de las moléculas de
agua.
• Las sustancias anfifílicas forman micelas o bicapas donde
esconden sus grupos hidrofóbicos mientras exponent sus grupos
hidrofílicos al agua.
• Las moléculas se difunden a través de las membranas, las cuales
son permeables a éstas, al pasar de regiones de alta concentración
a regiones de baja concentración.
• En una diálisis, los solutos se difunden a través de una membrana
semipermeable, al pasar de regiones de alta concentración a
regiones de baja concentración.

La Estructura del Agua

Agua: Enlaces de Hidrógeno

La Estructura del Hielo

Ptes. de hidrógeno
¿Porqué el hielo flota?
bifurcado
Mayores espacios creados entre moléculas
por unidad de area, plt, reduciendo su densid

Arreglos de Anillo entre Moléculas de Agua

Otros tipos de Interacciones Intermoleculares
a. Ión-dipolo (Na+….H2O)…
Más fuertes que dip-dip, London, o Ptes. de
hidrógeno!
b. Ión-Ión (iónicas: NaCl)
c. Puente Salino (Salt Bridge)
A+ ••• −O2C-CH2-CH(CO)NH---
donde:
A puede ser un ión o un grupo residual (en este caso
positivo) de un a.a.; como lysina
Ej. ---NH(CO)CH-(CH2)4NH3+

Típicas Energías de Enlace

Interactiones Dipolo-Dipolo

Solvatación de Iones

Formación de Enlaces de Hidrógeno con Agua

La Transferencia de Hidrocarburos a los Disolventes
No Polares se Encuentra Guiada Entrópicamente

H2O: Bajo peso molecular (P.M. 18) ...pero…
alto pto. fusión, pto. ebullición y calor de vaporización
(ptes. de hidrógeno son mayormente responsables!)
Menos
volátil
Más
volátil

RESUMEN DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES
• Interacciones Van der Waals ~0.4-4.0 kJ/mol
Fortaleza depende del tamaño relativo de sus átomos o moléculas y la distancia
entre éstos. El factor tamaño determina el área de contacto entre dos moléculas. A
mayor área, más fuerte las interacciones.
• Ptes. de Hidrógeno ~12-30 kJ/mol
Su fuerza relativa es proporcional a la polaridad del enlace de Hidrógeno del
donante y el acceptor. Atomos más polares generan los ptes. de Hidrógeno
más fuertes.
• Interacciones Hidrofóbicas <40 kJ/mol
Su fortaleza es producto de un fenómeno complejo determinado por el grado en que
la estructura de agua es desordenada mientras que moléculas hidrofóbicas discretas
o regiones moleculares coalescen.
• Interacciones iónicas ~40-200 kJ/mol
La fortaleza tambien depende de la polaridad relativas de las especies con carga. Algunas
interacciones también son ptes. de Hidrógeno.

H2O vs lípidos vs anfípaticos
Lípido (no-polar) en H2O: ΔS (-) disminuye, ΔH (+) pequeño p.l.t. ΔG (+)
Anfipático : Hay un ordenamiento de H2O en la vecindad (“”Formation of
Cages”)
Anfipático en H2O:
ΔG (-), porque ΔS aumentó
Interacciones hidrofóbicas
se han maximizado (estabilizado)

Estructura: Solutos No Polares en Agua

Solutos No Polares se Agregan en el Agua

¿Cómo trabajan los detergentes?
(Detergentes son surfactants, los cuales
minimizan la tensión superficial del agua)

Anfifilos: Aniones de Ácidos Grasos

Anfifilos Forman Micelas y Bicapas
Liposome
Reverse Micelle

La Estructura de una Micela

H2O y Propiedades coligativas
Propiedades coligativas: son propiedades fisico-quimicas (presión de
vapor/ pto. de ebullicion/ pto. de fusión/presión osmótica)
que son mucho más afectadas por el núm. de partículas y bien
poco por la naturaleza de éstas)
Ejemplo:
NaCl (sustancia iónica que se disocia
en 2 partículas…Na+ y Cl-)
Glucosa (C6H12O6) NO SE DISOCIA!
Disminuye la presión de vapor;
Disminuye el pto. de fusión;
Aumenta el pto. de ebullición
Cambio en el pto. de fusión:
ΔTf= i Kf m; m= molalidad
= moles soluto/kg de disolvente)
i = constante de van’t Hoff
de forma similar….
ΔTb= i Kb m ….b= “boiling pt.”

Osmosis
movimiento de H2O através de una membrana
semipermeable, guiada por diferencias en
presión osmotica (¶)
¶ = i  c R T donde T =temperatura
R = constante de los gases
i  c = osmolaridad
i = van’t Hoff
RBC’s (globulos rojos)

Osmosis y la Presión Osmótica

Diálisis: Difusión de Solutos

Ejemplos: Solución isotónica:
– 0.9% (w/v) NaCl (0.9g/100mL H2O) Solución
intravenosa utilizada principalmente en Hospitales
No hay movimiento direccional neto del disolvente
ya que las presiones osmoticas son iguales dentro y
fuera de la célula.
Solución hipertónica (mayor presión osmótica)
(5 % NaCl)
Hay mayor presión osmótica en el contenido del
RBC, en comparacion con el exterior.
Movimiento es de menor a mayor presión osmótica,
ie, Agua pasa del interior del RBC hacia fuera
(Celula se encoge - Crenación)
Solución hipotónica (menor presión osmótica):
0.2% NaCl: Perdida de agua ocurre (hemólisis)
Agua se mueve del exterior hacia el interior de la
célula.

Ejemplos de efectos osmóticos
Venus flytrap (Dionaea muscipula)
Mimosa pudica (moriviví)
Expulsion de K+, consecuentemente
induciendo la expulsión de H2O (vacuola),
reducen la presión “turgor”.

Capítulo 2
Repaso de Conceptos 2.1
• Dibuje una molécula de agua e indique aquéllos extremos que
mantengan una carga parcial positiva y negativa.
• Compare las estructuras del hielo y el agua líquida con respecto
a la cantidad y geometría de los enlaces de hidrógeno.
• ¿Cuál de los grupos funcionales mencionados en la Tabla 1-2
pueden funcionar como donantes de los enlaces de hidrógeno?
¿Çomo aceptadores de los enlaces de hidrógeno?
• Describa la naturaleza y la fuerza relativa de los enlaces
covalentes, las interacciones iónicas y las interacciones de tipo van
der Waals (enlaces de hidrógeno, interacciones dipolo–dipolo y
las fuerzas de dispersión de London).

Capítulo 2
• ¿Cuál es la relación entre la polaridad y la hidrofobicidad?
• Explique por qué las sustancias polares disuelven en agua
mientras que las sustancias no polares no disuelven en agua.
• ¿Cuál es la función entrópica en el efecto hidrofóbico?
• Explique por qué los anfifilos forman micelas o bicapas en agua.
• ¿Cómo la osmosis difiere de la difusión? ¿Cuál es el proceso que
ocurre durante una diálisis?
• Describa los retos osmóticos que enfrenta una célula al ser
colocada en el agua pura o en una solución con alta concentración
de sal.

Capítulo 2
Propiedades Químicas del Agua
• El agua se disocia para formar los iones H+ y OH–, con una
constante de disociación de 10–14.
• La acidez de una solución es expresada como un valor de pH,
donde pH = –log[H+].
• Un ácido es un compuesto que puede donar un proton y una base
es un compuesto que puede aceptar un protón.
• La constante de disociación varía con la fortaleza del ácido.

Capítulo 2
• La ecuación Henderson–Hasselbalch relaciona el pH de una
solución de un ácido débil con el pK y las concentraciones del
ácido y su base conjugada.
• Una curva de titulación nos muestra que si las concentraciones
de un ácido y su base conjugada están cercanas, la solución se
encontrará amortiguada (“buffered”) contra los cambios en pH
cuando un ácido o base es añadido.
• La mayoría de las moléculas biológicas tienen grupos
ionizables, por lo que éstas son sensitivas a los cambios en pH.

Propiedades de disociativas del
H2O 2H2O H3O+ + OH-
Ke x [H2O]2=Kw=10-14=[H3O+] [OH-]
14= pH + pOH
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]

El salto de protons ocurre rápidamente

Relación de pH, [H+] y [OH-]

Ecuación Henderson-Hasselbach
1) Ka = [H+][A-]
[HA]
2) [H+] = Ka [HA]
[A-]
3) -log[H+] = -log Ka -log [HA]
[A-]
4) -log[H+] = -log Ka +log [A-]
[HA]
5) pH = pKa +log [A-]
[HA]
HA = weak acid
A- = Conjugate base
* H-H equation describes
the relationship between
pH, pKa and buffer
concentration
HA (ac)  H+(ac) + A —(ac)

Valores de pH de Sustancias Comunes

Apartado 2-1: Las Consecuencias de la
Acidificación en los Oceanos

Las Constantes de Disociación y los
Valores de pK de Algunos Ácidos

Buffers: Curvas de Titulación de Ácidos Débiles

Región amortiguadora : pKa +/-
1

Fosfato tiene tres H+ ionizables
(ie, 3 pKa’s)

Case where 10% acetate ion 90%
acetic acid
• pH = pKa + log10
[0.1 ]
¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯
[0.9]
• pH = 4.76 + (-0.95)
• pH = 3.81

[0.5 ]
¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯
[0.5]
• pH = 4.76 + 0
• pH = 4.76 = pKa
Case where 50% acetate ion 50% acetic acid

[0.9 ]
¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯
[0.1]
• pH = 4.76 + 0.95
• pH = 5.71
Case where 90% acetate ion 10% acetic acid

[0.99 ]
¯¯¯¯¯¯¯¯¯¯
[0.01]
• pH = 4.76 + 2.00
• pH = 6.76
[0.01 ]
¯¯¯¯¯¯¯¯¯
[0.99]
• pH = 4.76 - 2.00
• pH = 2.76
Cuando cesa la amortiguación

Buffers: Titulación de un Ácido Poliprótico

Capítulo 2
• ¿Cuáles son los productos de la ionización del agua? ¿Cómo
sus concentraciones están relacionadas?
• Prediga el pH de una muestra de agua si el Kw fuese 10-10 o
10-20.
• Describa cómo se calcula el pH a partir de la concentración
de H+ o OH-.
• Defina los téminos ácido y base.
• ¿Cuál es la relación entre la fortaleza de un ácido y el valor
de su pK?

Capítulo 2
• Explique por qué es más complicado el calcular el pH de una
solución de un ácido o base débil que calcular el pH de una
solución de un ácido o base fuerte.
• Dibuje una curva de titulación, rotule sus partes, tanto para un
ácido monoprótico y un ácido poliprótico.
• ¿Qué es lo que una solución amortiguadora (“buffer”) debe
tener para resistir a cambios en pH cuando se añade un ácido o
una base?
• ¿Por qué es importante el mantener a las moléculas biológicas
en una solución amortiguadora?

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