El documento resume las principales propiedades y funciones del agua en el cuerpo humano y en los sistemas biológicos. Explica que el agua actúa como medio de transporte y disolvente universal, estabiliza la temperatura corporal, y permite que ocurran reacciones químicas y metabólicas. También describe la estructura molecular polar del agua, la formación de puentes de hidrógeno, y cómo estas propiedades afectan la solubilidad de sustancias, la ionización del agua, y otras características té

1. BIOQUÍMICA I
AGUA

2. Funciones del agua
Medio donde ocurren las reacciones
metabólicas.
Amortiguador térmico.
Transporte sustancias.
Responsable de turgencia y jugosidad.
Flexibilidad y elasticidad a los tejidos.
Reactivo en reacciones del metabolismo,
aportando hidrogeniones (hidrogeno) o
hidroxilo.

3. Funciones a nivel biológico
Estabiliza temperatura corporal.
Medio de transporte de nutrientes y
sustancias de desecho.
Disuelve y permite mantener en solución o
suspensión coloidal, es el medio en el cual
se llevan a acabo las reacciones químicas y
enzimáticas.

4. Funciones a nivel biológico
A nivel molecular, la interacción del agua
afecta la estructura y conformación
secundaria y terciaria de macromoléculas
como proteínas y enzimas y por tanto el que
sean activas o no.
Tejidos animales, vegetales y microbianos ,
solo se pueden desarrollar si el contenido de
agua es el adecuado.

5. Propiedades del agua
Molécula dipolar. (estructura).
Solvente universal.
Fuerza de cohesión.
Punto de ebullición y fusión.
Calor especifico.
Calor de vaporización.
Tensión superficial: debido a la interacción dipolo.

6. Estructura de la molécula de agua
La molécula de agua está formada por dos
átomos de H. unidos a un átomo de O. por medio
de dos enlaces covalentes.
El ángulo entre los enlaces H-O-H es de
104'5º.
El oxígeno es más electronegativo que el
hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones
de cada enlace.

7. Estructura de la molécula de agua
El resultado es que la molécula de agua
aunque tiene una carga total neutra (igual
número de protones que de electrones),
presenta una distribución asimétrica de sus
electrones.
Lo que la convierte en una molécula polar.

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. Solubilidad
El agua es un buen disolvente de los compuestos
iónicos, y se debe a que es una sustancia polar.
Las moléculas de agua se disponen alrededor de los
iones (+) con la parte negativa de su molécula hacia
ellos y en el caso de los iones (-) les enfrentan la parte
positiva.
También son solubles en agua las sustancias polares:
Glúcidos, ya que tienen una gran cantidad de oxigeno.
Las sustancias que presentan una gran cantidad de
hidrogeno y poco oxigeno son poco solubles en agua:
Lípidos.

10. Solubilidad
Algunas sustancias tienen una parte de su
molécula que es soluble en agua (hidrófila) y
otra parte insoluble (hidrófoba). Estas
sustancias son anfipáticas y forman micelas,
monocapas o bicapas cuando están en un
medio acuoso.
El agua es el líquido que más sustancias
disuelve, por eso decimos que es el disolvente
universal.
Esta propiedad, la más importante para la
vida, se debe a su capacidad para formar
puentes de hidrógeno.

11. En el caso de las disoluciones iónicas los
iones de las sales son atraídos por los dipolos
del agua, quedando "atrapados" y recubiertos
de moléculas de agua en forma de iones
hidratados o solvatados.
La capacidad disolvente es la responsable
de que sea el medio donde ocurren las
reacciones del metabolismo.

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

13. Las proteínas son solubles en agua y forman un
tipo especial de disoluciones llamadas disoluciones
coloidales. Las cuales van a poder estar en dos
estados: sol y gel.
En el estado de sol predomina la fase dispersante,
el agua, por ejemplo sobre la fase dispersa y la
solución es mas fluida.
En el estado gel predomina la fase dispersa, por
ejemplo la proteína, sobre la fase dispersante, y la
solución es mas viscosa.

14. Fuerza de cohesión
Debido a los puentes de hidrogeno entre las
moléculas de agua, es responsable de
importantes características del agua y de muchas
de las funciones que el agua cumple en los seres
vivos.
Al no poder comprimirse puede funcionar como
esqueleto hidrostático en las plantas.

15. Puentes de hidrógeno
Se dan interacciones dipolo-dipolo entre las
propias moléculas de agua.
Formándose enlaces por puentes de hidrógeno,
la carga parcial negativa del oxígeno de una
molécula ejerce atracción electrostática sobre las
cargas parciales positivas de los átomos de
hidrógeno de otras moléculas adyacentes.

16. Puentes de hidrógeno
Es una unión
intermolecular entre el
hidrógeno de una
molécula de agua con
el átomo de oxígeno
de otra molécula de
agua

17. El hecho de que alrededor de cada molécula de
agua se dispongan otras cuatro molécula unidas
por puentes de hidrógeno permite que se forme
en el agua (líquida o sólida) una estructura de tipo
reticular, responsable en gran parte de su
comportamiento y de sus propiedades
fisicoquímicas.

18. 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.

19. Los enlaces de hidrogeno son
importantes en los sistemas biológicos
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, por lo que la energía en el intercambio del tipo
de enlace es muy pequeña.

20. Los enlaces de hidrógeno son
importantes en las propiedades físicas
del agua
Cada molécula de agua puede formar cuatro enlaces
de H, formando con ellos redes extensas.
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

21. Ionización 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 ionización.
El hidrógeno se puede donar a una molécula de
agua cercana uniéndose a electrones no
compartidos del oxígeno.

22. Ionización del agua
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: Keq=
[H+] [OH-] / [H2O]

23. Ionización del agua
La concentración del agua es 55.6 molar, por lo
que se deduce que: 55.6 M = [H2O].
Así, Kw es igual a multiplicar Keq por la molaridad:
Kw=Keq (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 .

24. Ionización del agua
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.

25. Punto de ebullición y fusión
Punto de ebullición: a nivel del mar es de
100°C.
Punto de fusión: 0°C.
Sus puntos de ebullición y fusión son más
elevados que la mayoría de los líquidos.
Se debe a los puentes de hidrógeno entre las
moléculas de agua.
Punto de fusión Punto de ebullición

26. Calor específico.
Cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de una cierta masa de agua. La cual
almacena o libera una gran cantidad de calor al
calentarse o enfriarse, lo que le permite actuar como
amortiguador térmico, evitando bruscas alteraciones
de la temperatura y evitando que de esta forma
algunas moléculas, como las proteínas muy sensibles
a los cambios térmicos se alteren.

27. Calor de vaporización.
Cantidad de calor necesario para evaporar un gramo de
agua es también debido a la cohesividad. Ya que para
pasar del estado liquido al gaseoso es necesario romper los
enlaces de hidrogeno entre las moléculas de agua.
El calor especifico como el calor de vaporización son de
gran importancia a ala hora de regular la temperatrua en
muchos seres vivos: la sudoración.
Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías,
a una temperatura de 20º C y presión de 1 atmósfera.

28. Tensión superficial
Es la fuerza que mantiene unidas las moléculas de
la superficie libre de los líquidos.
El agua presenta alta tensión superficial.

29. Comportamiento inusual de agua
El agua es la única sustancia que al enfriarse
se dilata.
Es por esto que el hielo flota sobre el agua
líquida.
1 kg de agua sólida posee un mayor volumen
que 1 kg de agua líquida.
D H2O líquida =1 g/ml
D H2O sólida =0.91g/ml

30. 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)

31. Constante de disociación
Soluciones ácidas.-
HX --> H+ + X-
ácido 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

32. Constante de disociación
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]

33. 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)

34. 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

35. pH - medida de acidez
El pH : Se define como el logaritmo decimal
negativo de la concentración de iones H + de
una disolución.
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

36. pH - medida de acidez
Puede decirse, a modo de ejemplo, que el
pH de la sangre es ligeramente básico (pH=
7.37). Mientras que el del estomago es
fuertemente acido (pH=1).
Las variaciones del pH son de gran
importancia en muchos procesos biológicos
de la célula. En los procesos biológicos de
acumulación de energía en el ATP o en la
activación de las enzimas de los lisosomas.

37. Soluciones tampón (buffer)
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-Hasselbalch
pH = pKa + log ([A-]/ [HA])

38. Soluciones tampón (buffer)
Los procesos químicos que se dan en la célula
producen sustancias que alteran el pH del medio
celular. Ciertas sustancias actúan como
amortiguadores del pH o tampones evitando que
este sufra grandes variaciones .
El ion bicarbonato (HCO3-) actúa como tampón en los
medios orgánicos. Si el pH es acido habrá un exceso
de iones H3O+ . Estos serán captados por el ion HCO3-
que se transformara en H2CO3 y H2O , con lo que el
pH aumentara.

39. Soluciones tampón (buffer)
El H2CO3 se descompondrá en CO2 y H2O.
El proceso se desarrolla a la inversa si hay pocos
iones H3O+ .
El ion bicarbonato actúa como un tampón eficaz para
valores de pH en las proximidades de 7, que es el pH de
la sangre. En los medios intracelulares el tampón mas
frecuente es el ion fosfato (H2PO4-2).

40. Sales minerales
Podemos encontrarlas disueltas en los medios
celulares internos o externos, o precipitadas en
huesos y caparazones. Cuando están disueltas
se encuentran disociadas en cationes y
aniones. Los principales cationes y aniones
presentes en los medios orgánicos son:
Cationes: sodio, potasio, calcio, magnesio.
Aniones: cloro, sulfato, fosfato, carbonato,
acido carbónico, nitrato.

41. Sales minerales
La proporción de iones y sobre todo de cationes,
debe mantenerse constante en los medios orgánicos
pues ciertos cationes tienen efectos antagónicos. Por
ejemplo el calcio y potasio tienen funciones
antagónicas en el funcionamiento del musculo
cardiaco.
Una de las principales funciones de las sales
minerales es estabilizar las disoluciones, por ejemplo,
los amortiguadores del pH.