el agua es un componente principal para el ser humano

1. CAPÍTULO I
EL AGUA Y SOLUCIONES
ACUOSAS
 I . Propiedades del agua
 II. Ácidos, Bases y Buffers
 III. Problemas y aplicaciones

2. I. Propiedades del agua
 A. Estructura e interacciones
 1. Geometría
 2. Enlaces Hidrógeno
 3. Propiedades Físicas
 4. Conductividad, autoionización y otras propiedades
químicas.
 B. El agua como solvente
 1. Polaridad
 2. Propiedades anfipáticas
 3. Movilidad de protones (iones Hidronio e Hidroxilo)

3. II. Acidos, bases y buffers
 A. Reacciones ácido-base
 1. Definiciones
 2. Fuerza de un ácido: constante de disociación
 3. El pH: concentraciones relativas de ácidos y bases
 B. Buffers
 1. Qué es un buffer ?
 2. Como escoger y preparar un buffer

4. BIOQUIMICA I
CAPITULO I: AGUA

5. PROPIEDADES DEL AGUA
 Alto punto de ebullición
 Solvente universal
 Molécula dipolar
 Carga neta 0
 Tensión superficial: debido a la interacción dipolo
 Densidad del hielo menor que la del agua líquida
 El hielo tiene propiedades aislantes

6. Estructura del hielo: Los átomos de oxígeno e
hidrógeno están en rojo y blanco respectivamente.

7. LA MOLÉCULA DE AGUA ES POLAR Y
FORMA ENLACES DE HIDRÓGENO
 El Oxígeno del agua posee una hibridación sp3 dando una
unión H-O-H de 104.5° (menor a la de un tetraedro por
repulsión de e- del O), y no de 90° (si los H estarían unidos
a los orbitales 2py y 2pz).
 El oxígeno es más electronegativo que el H y por tanto el
enlace O-H es polar.
 La carga parcial del oxígeno es de -0.82 y la del hidrógeno
de +0.41 debyes,produciendo un dipolo permanente.
 La interacción entre las débiles cargas parciales del oxígeno
y las del hidrógeno forman los enlaces hidrógeno
 El enlace hidrógeno tiene una fuerza de 4Kcal/mol y por
estabilidad se encuentra en forma colinear.

8. Estructura de la molécula de agua
 El perímetro representa
la envoltura de Van der
Waals de la molécula
(los componentes que se
atraen están
balanceados con los que
se repelen). El modelo
esquemático de la
molécula indica los
enlaces covalentes.
 (Tomado de la
Bioquímica de Voet)

9. Enlace de hidrógeno entre dos
moléculas de agua
 La fuerza de la interacción es máxima cuando el
enlace covalente O-H apunta directamente hacia una
nube de un par de electrones del átomo de oxígeno al
que se une el hidrógeno.

10. LOS ENLACES DE HIDRÓGENO SON
IMPORTANTES EN LOS SISTEMAS BIOLÓGICOS
 Se forma cuando un átomo de H (unido de modo
covalente a un O o N) se encuentra entre 0.27 y
0.30nm de un átomo de O o N.
 Un enlace C-H no forma enlaces de hidrógeno.
 Un enlace S-H puede formar enlaces débiles de
hidrógeno.
 Pueden ser intramoleculares (dentro de una
molécula) o intermoleculares (entre moléculas).
 La estabilidad en las dos formas anteriores es casi
igual, razón por la que la ventaja energética en el
intercambio del tipo de enlace es muy pequeña.

11. LOS ENLACES DE HIDRÓGENO SON
IMPORTANTES EN LAS PROPIEDADES FISICAS
DEL AGUA
 Cada molécula de agua puede formar cuatro enlaces
de H, formando con ellos redes extensas.
 Cada molécula de agua está unida en promedio con
otras 3.4, y su agrupación varía entre 10-8 y10-11 seg.
 La densidad del agua es irregular: la densidad
disminuye a 0°C debido a que las moléculas se hallan
unidas por los enlaces hidrógeno, lo que hace que se
formen cristales y esto reduzca la cinética molecular.
 Otros efectos de los enlaces de hidrógeno son el alto
calor de vaporización y de fusión

12. LOS IONES ALTERAN LA ESTRUCTURA
DEL AGUA EN ESTADO LÍQUIDO
 Por su polaridad y capacidad de formar enlaces de
hidrógeno el agua actúa rápidamente con solutos polares.
 En solución, la esfera de solvatación (capa de moléculas
de agua) rodea cada ión del soluto.
 La atracción por las cargas del ión es tan fuerte como los
enlaces de hidrógeno.
 Los iones disueltos alteran la estructura del agua:
- El tiocianato destruye la estructura porque incrementa la
movilidad y entropía.
 -El fosfato es constructor: disminuye la movilidad y
entropía al interior de las moléculas.

13. MOLECULAS APOLARES NO SON
SOLUBLES EN AGUA
 Las substancias apolares y los hidrocarburos no se
disuelven en agua.
 Esto se debe a que las interacciones agua-agua son más
fuertes que las agua-hidrocarburo y las obliga a ubicarse
en un solo lugar.
 Las substancias apolares son hidrofóbicas (se repelen
con el agua y son solubles en disolventes orgánicos)
 Las substancias polares son hidrofílicas (afines a y
solubles en agua y compuestos polares).

14. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
 El agua presenta conductividad eléctrica debido a sus
iones, ya que surgen porque el agua puede ser donador
o aceptor de un protón con si misma. Esto es la
autoionización.
 El hidrógeno se puede donar a una molécula de agua
cercana uniéndose a electrones no compartidos del
oxígeno. Esta misma molécula donadora puede aceptar
un hidrógeno de una molécula distinta en estado H30+ o
H2O. Así, una molécula de agua puede actuar como ácido
generando una base conjugada:
H-O-H + H-O-H  H30+ (hidronio)+ OH- (hidroxilo)
 La constante de equilibrio es:
Kc= [H+] [OH-] / [H2O]

15. Solvatación de los iones negativos y
positivos según la orientación de las
moléculas de agua

16.  La concentración del agua es 55,6 molar, por lo que se
deduce que: 55,6 M = [H2O]. Así, Kw es igual a multiplicar
Kc por la molaridad: Kw = Kc (55.6) = [H+] [OH-].
 La constante Kw se denomina constante del producto
iónico del agua; a 25 grados centígrados su valor es de 1.0
x 10-14 . Este valor es una constante real, por lo que
permanece valida aunque cambien las concentraciones de
los iones: si [H+] es mayor que [OH-] se producirá una
solución ácida, mientras que si [OH-]es mayor que [H+]
habrá una solución alcalina.
 Estas dos concentraciones son recíprocas: únicamente
cuando son iguales la solución será neutra.

17. CONCEPTO ACIDO - BASE
 Los pares de electrones libres del oxígeno de la
molécula de agua determinan el comportamiento de
la misma.
 Según Bronsted & Lowry:
 Acido.- Sustancia capaz de donar un protón al
solvente formando el ión hidronio (H3O+)
 Base.- Sustancia capaz de aceptar un protón
del solvente y formar el ión hidroxilo (OH-)

18. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN
 Soluciones ácidas.-
 HX --> H+ + X-
àcido base conjuga
 Constante ácida: Ka = [H+] [X-] / [HX]
– Mientras más bajo sea el valor de Ka, más débil es
el ácido.
– H - C --> no se ioniza
– H - O --> se ioniza
– Del valor de Ka se calcula [H+] en una solución
ácida
– Si Ka es bajo no se utiliza la ecuación cuadrática

19.  Soluciones alcalinas.-
 NH3 + H2O --> NH4 + OH-
base ácido acido base
conjugado conjugada
 Constante básica: Kb = [NH4
+] [OH-] * [ NH3] [H2O]
* El término [H2O] al ser constante, es incorporado dentro de la constante
de equilibrio:
Kc [H2O] = Kb = [NH4
+] [OH-] / [ NH3]

20. RELACIÓN ÁCIDO-BASE
CONJUGADOS
 Si un ácido es de carácter fuerte, su base conjugada
será relativamente débil
NH4
+ --> NH3. + H+ (1)
 Si la base es de carácter débil, su ácido conjugado es
relativamente fuerte.
NH3 + H2O --> NH4
+ + OH- (2)

21. PRINCIPIO DE EQUILIBRIO QUÍMICO
NH4
+ --> NH3. + H+ (1)
NH3 + H2O --> NH4
+ + OH- (2)
 Si: reacción (1) + reacción (2) = reacción (3)
entonces, K1 x K2 = K3
por tanto, Ka x Kb = Kw
Kw= constante de disociación del agua

22. pH - MEDIDA DE ACIDEZ
 pH = - log [H+] = log 1
[H+]
 Kw= [H+] [OH-] = 1.0 X 10-14
 pH < 7.0 --> [H+] > [OH-] ácido
 pH = 7.0 --> [H+] = [OH-] neutro
 pH > 7.0 --> [H+] < [OH-] básico

23. SOLUCIONES TAMPÓN (buffers)
 Son mezclas de ácidos débiles con sus sales o de
bases débiles con sus sales, debido a que estas
soluciones resisten a un cambio en la [H+] al añadir
cantidades pequeñas de ácidos o bases (fuertes).
 Existe una relación entre el pH y el pKa, que es el pH
al cual se disocia la mitad de un ácido.
K= [H+] [A-] pK = -log K
[HA]
 Ecuación de Henderson-Hasselbach
pH = pKa + log ([A-]/ [HA])