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M. EN C. MARTHA EUGENIA MORALES VÁZQUEZ
MARZO 19 DE 2010
 Procesos bioquímicos se dan en:
◦ Entorno líquido
◦ Movilidad molecular, interacción química en
degradación y síntesis
 Agua: más abundante y más adecuado
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Constituido por:
◦ H2O, peso molecular: 18
◦ Estado líquido, con respecto a otros de mismo peso
 Forma enlaces de hidrogeno.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 El calor de evaporación y
punto de ebullición son
muy elevados:
◦ Estado líquido de 0 a 100ºC
(temp. terrestre).
 Hielo (sólido) forma red
tetraédrica, cuando se
funde (lento) muestra:
◦ Agua líquida es mas densa
que sólida. (moléculas se
acercan más)
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Densidad: 0.997 g/cm3 a 23°C (917 a 0°C 1000
5°C: negativa)
 Punto de Fusión/ebullición: 0ºC/100ºC (más
que el organismo presentes en el planeta)
 Constante dieléctrica: 78.54 (la más polar,
ioniza fácilmente y forma enlaces
intermoleculares fuertes)
 Tensión superficial: 71.97 dina/cm (alta, por
puentes de hidrógeno)
 Excelente nucleófilo (↑ reacciones metabólicas)
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Están dadas por su carácter dipolar(covalente) y
los puentes de hidrógeno (iónico).
 Moléculas del organismo requieren medio
acuoso: el agua disolvente universal (medio intra
y extracelular).
 A mayor proporción de átomos electronegativos
en la molécula orgánica, mayor disolución en el
agua. (solvatación del ion)
 Existen tres tipos de moléculas:
◦ Hidrófilas, hidrófobas, anfipáticas.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Son aquellas solubles en agua o solvatables
por el agua:
 Forman puentes de hidrógeno.
 Moléculas con grupos funcionales como: OH,
NH2, SH, C=O, R-COO-R (esteres), COOH.
 Moléculas con enlaces iónicos. NaCl.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Los hidrocarburos son
poco o insolubles en agua:
No polares, No iónicos.
 Agua forma estructuras de
clatrato (jaulas) alrededor
de la molécula no polar, (por
baja entropía de la mezcla).
 La moléculas hidrófobas
tienden a agruparse.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Son moléculas que tienen compuestos
hidrofilicos e hidrofobicos en si mismos.
 Ejemplo: ácidos grasos, y detergentes.
 Tiene la cabeza polar (hidrófila) y estructura
no polar o cola (hidrófoba).
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Pueden formar 4
tipos de estructuras
en el agua:
◦ Monocapa
◦ Micela
◦ Bicapa
◦ Vesícula bicapa
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Ósmosis:
◦ proceso espontáneo en el que el solvente pasa de
un lado de menor concentración de soluto a otro
mayor, a través de una membrana semipermeable.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Presión osmótica:
 La presión que se requiere para detener el
flujo de agua a través de la membrana
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Formula para calcular la presión osmótica:
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
PROPIEDAD IÓNICA DEL AGUA:
PRODUCTO IÓNICO
ÁCIDOS Y BASES
 La mayoría de reacciones bioquímicas
ocurren en medio acuoso, los
compuestos incluyen iones como K+ Cl-
Mg2+ y Na+, y moléculas orgánicas con
grupos ionizables.
 Importante revisar las propiedades
iónicas del agua como disolvente.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 El agua es NEUTRA, pero tiende a ionizarse
(ligeramente), actuando como ácido débil y
base muy débil.
◦ H2O + H2O  H3O+ (hidronio)+ OH- (hidroxilo).
◦ Para efectos prácticos el proceso de ionización se
describe: H2O  H+ (hidronio)+ OH- (hidroxilo)
◦ Recordar que H+ no se encuentra libre. La
probabilidad de ocurrencia de H+ es de 1.8 X10-9.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Primero se calcula la concentración molar del
agua:
18 g/lt (1000 gr) 18 1000 = 55.56 M (mol/lt)
 Y ya que:
 (1.8 X 10-9 ) (55.56 mol/lt) = 1.0 X 10-7 mol/lt
 El equilibrio anterior se expresa mediante el
producto iónico del agua que es 10-14 M2, a 25 ºC,
que resulto de multiplicar:
◦ [H+] [OH-] = Kw = 1 X 10-14 M2
◦ M = moles/lt
 Puesto que el producto iónico es una constante
[H+] [OH-] no puede variar independientemente.
 Al agregar un ácido o una base aumentan los
valores de [H+] [OH-] respectivamente.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Ejemplo: el agua pura a 25º C las
concentraciones son:
◦ [H+] = [OH-] = 1 X 10-7 M, solución Neutra, ni ácida
ni básica.
 Si aumentamos la temperatura (37ºC) en una
sol. neutra ambas serán de 1. 6 X 10-7 M
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Para no trabajar con las potencias negativas de 10,
esto se simplifica al valor de 0 a 14 expresado
como pH (potencial de Hidrógeno).
◦ pH = -log [H+]
 Cuanto más alta sea [H+] menor el pH y por tanto
es una solución ácida.
 Cuanto mas baja sea [H+] y una alta [OH-] mayor el
pH y por tanto es una solución básica.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
Propiedades de los disolventes
 BRONSTEAD LOWRY:
◦ Ácidos como donadores de protones (H+)y Bases como
aceptores de protones (H+).
 Ácido fuerte se disocia casi totalmente:
◦ HCl  Cl- + H+,
◦ ∴ [H+] es igual a la [HCl] agregado.
 Igualmente una base fuerte se ioniza fácilmente:
◦ NaOH  Na+ + OH-,
◦ OH- poderosos aceptores de protones.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 En el organismo interactúan ácidos y bases débiles
(menor ionización).
 Reacción de disociación de un ácido débil:
◦ HA (ácido débil)  H+ + A- (base conjugada)
◦ Ejemplo: Ácido carbónico H2CO3 (ácido débil) y ion
bicarbonato HCO3
- (base conjugada).
 Cuanto más fuerte sea el ácido más débil será su
base conjugada.
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
oEn los ácidos se mide su capacidad de donar electrones
(Ka y Pka) o fuerza ácida.
oConstante de equilibrio (Ka)
de disociación en un ácido:
oA un ↑ Ka, mas es la disociación y ∴ más fuerte el ácido.
oLa fuerza de los ácidos se expresa como pKa:
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Los ácidos débiles y sus bases conjugadas, son
amortiguadores habituales.
◦ Estos son los que soportan cambios de pH, debido al equilibrio
entre los componentes (ácido débil + sal de la base conjugada)
◦ H+ + CH3COO- Na+ CH3COOH + Na +
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
H2O
H3O+
 La regulación del pH es una actividad
universal y esencial de los seres vivos.
◦ Sangre pH: 7.4 (7.35-7.45)
◦ Acidosis: por debajo de 7.35; (aumento de los
ácidos orgánicos en sangre que provoca coma)
◦ Alcalosis: por arriba de 7.45; (ingestión excesivo de
fármacos alcalinos que provoca convulsiones y paro
respiratorio)
 Los amortiguadores ayudan mantener la
concentración de H+
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 La capacidad de un amortiguador para mantener el
pH depende de:
1. Concentración molar (Relación: ácido-base conjugada )
2. El cociente de sus concentraciones (cuanto hay de c/u).
 La capacidad amortiguadora es proporcional a la
concentraciones de los componentes.
 Cuanto más componentes mas capacidad de
aceptar [H+] [OH-] sin cambiar el pH
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
AMORTIGUADOR BICARBONATO
 Es el más importante de la sangre y se
compone de:
◦ CO2 + H2O  H2CO3
 El ácido carbónico se disocia fácilmente:
◦ H2CO3  H+ + HCO-
3
 Dado que las concentraciones de ácidos
carbónico es muy baja se resume a:
◦ CO2 + H2O  H+ + HCO-
3
Mckee T y Mckee J, (2003);
Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
 Mathews, Van Holde y Ahern (2007);
Bioquímica. Editorial Addison-Wesley. 3ra
edición. Cap. 2: “La matriz de la vida:
interacciones débiles en medio acuoso”, pp
38.
 Mckee T y Mckee J, (2003); Bioquímica: la
base molecular de la vida. Editorial McGraw
Hill/Interamericana, 3ra Edición. Cap. 3:
“Agua: el medio de la vida”. pp: 65

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Agua en los procesos biológicos

  • 1. M. EN C. MARTHA EUGENIA MORALES VÁZQUEZ MARZO 19 DE 2010
  • 2.  Procesos bioquímicos se dan en: ◦ Entorno líquido ◦ Movilidad molecular, interacción química en degradación y síntesis  Agua: más abundante y más adecuado Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 3.  Constituido por: ◦ H2O, peso molecular: 18 ◦ Estado líquido, con respecto a otros de mismo peso  Forma enlaces de hidrogeno. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 4.  El calor de evaporación y punto de ebullición son muy elevados: ◦ Estado líquido de 0 a 100ºC (temp. terrestre).  Hielo (sólido) forma red tetraédrica, cuando se funde (lento) muestra: ◦ Agua líquida es mas densa que sólida. (moléculas se acercan más) Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 5.  Densidad: 0.997 g/cm3 a 23°C (917 a 0°C 1000 5°C: negativa)  Punto de Fusión/ebullición: 0ºC/100ºC (más que el organismo presentes en el planeta)  Constante dieléctrica: 78.54 (la más polar, ioniza fácilmente y forma enlaces intermoleculares fuertes)  Tensión superficial: 71.97 dina/cm (alta, por puentes de hidrógeno)  Excelente nucleófilo (↑ reacciones metabólicas) Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 6.  Están dadas por su carácter dipolar(covalente) y los puentes de hidrógeno (iónico).  Moléculas del organismo requieren medio acuoso: el agua disolvente universal (medio intra y extracelular).  A mayor proporción de átomos electronegativos en la molécula orgánica, mayor disolución en el agua. (solvatación del ion)  Existen tres tipos de moléculas: ◦ Hidrófilas, hidrófobas, anfipáticas. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 7.  Son aquellas solubles en agua o solvatables por el agua:  Forman puentes de hidrógeno.  Moléculas con grupos funcionales como: OH, NH2, SH, C=O, R-COO-R (esteres), COOH.  Moléculas con enlaces iónicos. NaCl. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 8.  Los hidrocarburos son poco o insolubles en agua: No polares, No iónicos.  Agua forma estructuras de clatrato (jaulas) alrededor de la molécula no polar, (por baja entropía de la mezcla).  La moléculas hidrófobas tienden a agruparse. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 9. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 10.  Son moléculas que tienen compuestos hidrofilicos e hidrofobicos en si mismos.  Ejemplo: ácidos grasos, y detergentes.  Tiene la cabeza polar (hidrófila) y estructura no polar o cola (hidrófoba). Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 11.  Pueden formar 4 tipos de estructuras en el agua: ◦ Monocapa ◦ Micela ◦ Bicapa ◦ Vesícula bicapa Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 12.  Ósmosis: ◦ proceso espontáneo en el que el solvente pasa de un lado de menor concentración de soluto a otro mayor, a través de una membrana semipermeable. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 13.  Presión osmótica:  La presión que se requiere para detener el flujo de agua a través de la membrana Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 14. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 15.  Formula para calcular la presión osmótica: Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 16. PROPIEDAD IÓNICA DEL AGUA: PRODUCTO IÓNICO ÁCIDOS Y BASES
  • 17.  La mayoría de reacciones bioquímicas ocurren en medio acuoso, los compuestos incluyen iones como K+ Cl- Mg2+ y Na+, y moléculas orgánicas con grupos ionizables.  Importante revisar las propiedades iónicas del agua como disolvente. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 18.  El agua es NEUTRA, pero tiende a ionizarse (ligeramente), actuando como ácido débil y base muy débil. ◦ H2O + H2O  H3O+ (hidronio)+ OH- (hidroxilo). ◦ Para efectos prácticos el proceso de ionización se describe: H2O  H+ (hidronio)+ OH- (hidroxilo) ◦ Recordar que H+ no se encuentra libre. La probabilidad de ocurrencia de H+ es de 1.8 X10-9. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 19.  Primero se calcula la concentración molar del agua: 18 g/lt (1000 gr) 18 1000 = 55.56 M (mol/lt)  Y ya que:  (1.8 X 10-9 ) (55.56 mol/lt) = 1.0 X 10-7 mol/lt
  • 20.  El equilibrio anterior se expresa mediante el producto iónico del agua que es 10-14 M2, a 25 ºC, que resulto de multiplicar: ◦ [H+] [OH-] = Kw = 1 X 10-14 M2 ◦ M = moles/lt  Puesto que el producto iónico es una constante [H+] [OH-] no puede variar independientemente.  Al agregar un ácido o una base aumentan los valores de [H+] [OH-] respectivamente. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 21.  Ejemplo: el agua pura a 25º C las concentraciones son: ◦ [H+] = [OH-] = 1 X 10-7 M, solución Neutra, ni ácida ni básica.  Si aumentamos la temperatura (37ºC) en una sol. neutra ambas serán de 1. 6 X 10-7 M Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 22.  Para no trabajar con las potencias negativas de 10, esto se simplifica al valor de 0 a 14 expresado como pH (potencial de Hidrógeno). ◦ pH = -log [H+]  Cuanto más alta sea [H+] menor el pH y por tanto es una solución ácida.  Cuanto mas baja sea [H+] y una alta [OH-] mayor el pH y por tanto es una solución básica. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 23. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 24. Propiedades de los disolventes
  • 25.  BRONSTEAD LOWRY: ◦ Ácidos como donadores de protones (H+)y Bases como aceptores de protones (H+).  Ácido fuerte se disocia casi totalmente: ◦ HCl  Cl- + H+, ◦ ∴ [H+] es igual a la [HCl] agregado.  Igualmente una base fuerte se ioniza fácilmente: ◦ NaOH  Na+ + OH-, ◦ OH- poderosos aceptores de protones. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 26.  En el organismo interactúan ácidos y bases débiles (menor ionización).  Reacción de disociación de un ácido débil: ◦ HA (ácido débil)  H+ + A- (base conjugada) ◦ Ejemplo: Ácido carbónico H2CO3 (ácido débil) y ion bicarbonato HCO3 - (base conjugada).  Cuanto más fuerte sea el ácido más débil será su base conjugada. Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 27. oEn los ácidos se mide su capacidad de donar electrones (Ka y Pka) o fuerza ácida. oConstante de equilibrio (Ka) de disociación en un ácido: oA un ↑ Ka, mas es la disociación y ∴ más fuerte el ácido. oLa fuerza de los ácidos se expresa como pKa: Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 28.  Los ácidos débiles y sus bases conjugadas, son amortiguadores habituales. ◦ Estos son los que soportan cambios de pH, debido al equilibrio entre los componentes (ácido débil + sal de la base conjugada) ◦ H+ + CH3COO- Na+ CH3COOH + Na + Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007) H2O H3O+
  • 29.  La regulación del pH es una actividad universal y esencial de los seres vivos. ◦ Sangre pH: 7.4 (7.35-7.45) ◦ Acidosis: por debajo de 7.35; (aumento de los ácidos orgánicos en sangre que provoca coma) ◦ Alcalosis: por arriba de 7.45; (ingestión excesivo de fármacos alcalinos que provoca convulsiones y paro respiratorio)  Los amortiguadores ayudan mantener la concentración de H+ Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 30.  La capacidad de un amortiguador para mantener el pH depende de: 1. Concentración molar (Relación: ácido-base conjugada ) 2. El cociente de sus concentraciones (cuanto hay de c/u).  La capacidad amortiguadora es proporcional a la concentraciones de los componentes.  Cuanto más componentes mas capacidad de aceptar [H+] [OH-] sin cambiar el pH Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 31. AMORTIGUADOR BICARBONATO  Es el más importante de la sangre y se compone de: ◦ CO2 + H2O  H2CO3  El ácido carbónico se disocia fácilmente: ◦ H2CO3  H+ + HCO- 3  Dado que las concentraciones de ácidos carbónico es muy baja se resume a: ◦ CO2 + H2O  H+ + HCO- 3 Mckee T y Mckee J, (2003); Mathews, Van Holde y Ahern (2007)
  • 32.  Mathews, Van Holde y Ahern (2007); Bioquímica. Editorial Addison-Wesley. 3ra edición. Cap. 2: “La matriz de la vida: interacciones débiles en medio acuoso”, pp 38.  Mckee T y Mckee J, (2003); Bioquímica: la base molecular de la vida. Editorial McGraw Hill/Interamericana, 3ra Edición. Cap. 3: “Agua: el medio de la vida”. pp: 65