El documento describe las propiedades y características del agua, incluyendo que forma parte del 60-90% de la masa celular, tiene un alto punto de ebullición, es un solvente universal y dipolar, y tiene una densidad menor como hielo. También explica los enlaces de hidrógeno que permiten la interacción entre moléculas de agua y su papel en procesos bioquímicos. Finalmente, analiza los sistemas amortiguadores que mantienen el pH sanguíneo a través de reacciones entre ácidos y bases déb

1. Lic. Roland Anaya Espinoza
Departamento Académico de Ciencias de la Salud
Facultad de Enfermería
1

2.  El agua forma parte
del 60 al 90% de la
masa celular.
 Gran parte de las
reacciones
metabólicas de las
células ocurren en
medio acuoso.
Clasificación
HIDROFÓBICAS
Insolubles en agua.
HIDROFÍLICAS
Solubles en agua

3.  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

4.  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)

5.  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.

6.  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.

7.  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

8.  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).

9.  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-
] / [H O]

10.  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-
)

11.  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])

12.  Es la forma de medir el grado de acidez de una
disolución.
pH = - log [ H +
]
 Existen varios procesos bioquímicos, se encuentran
determinados por el pH como el transporte de
oxígeno en la sangre.
 Las soluciones básicas tienen valores de pH
mayores de 7.0
 las soluciones ácidas tienen valores de pH menores
de 7.0 .

14.  . La sangre de los pacientes que sufren de ciertas
enfermedades, como la diabetes tienen un pH
menor a 7, condición llama acidosis.
 El estado en el que el pH es mayor a 7.4, se llama
alcalosis y puede deberse a vómitos excesivos y
prolongados o a hiperventilación.

15.  Alteraciones producidos por cambio de pH sanguíneo como
consecuencia de deficiencias
en la regulación de ácidos y bases derivados como
productos principalmente del
metabolismo celular
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16.  Permite conservación de vida celular
 Mantiene pH intra y extracelular
 Equilibra la incorporación y la regulación de metabolitos y minerales
 Regula y controla la captación y liberación de O2
 Mantiene pH sanguíneo
 Regulación pH enzimático
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17. ACIDOS
productos normales del catabolismo celular de
CHO, Lípidos y Proteínas
Se producen continuamente
∴ deben ser neutralizados constantemente
17

18. En condiciones anaerobias
( insuficiencia respiratoria, en ejercicio físico intenso)
los CHO  acido láctico y pirúvico se acumulan en tejidos
se eliminan cuando la oxigenación se reinstala
Los lípidos  cuerpos cetónicos  CO2
Las proteínas  aminoácidos  H2SO4, CO2 (H2CO3)
Ácidos nucleicos  H3PO4
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19. Conjunto de elementos que tienen por objeto mantener
pH sanguíneo = 7.4 (7.38 – 7.45)
Solución amortiguadora solución que al agregarle
un acido o una base fuerte varían poco su pH
Constituidas por ácidos o bases débiles
y sus sales correspondientes
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20.  Depende de la [ ] de la sustancia en relación con sus partes disociantes
 HA ⇔ H+
+ A–
 PARAH2C03
20
K = [H+
] + [A–
]
[HA ]
K = [H+
] + [HCO3]
[H2CO3 ]

21.  ALTERACIONES DEL EQUILIBRIO
ACIDO BASE
POR AFECTACION DE ACIDOS Y
BASES VOLATILES
ALTERACIONES
RESPIRATORIAS
 ALTERACIONES DEL EQUILIBRIO
ACIDO BASE
POR AFECTACION DE ACIDOS Y
BASES NO VOLATILES
ALTERACIONES METABOLICAS
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22. ACIDOS Y BASES
VOLATILES
NH+
4, CO2, H2CO3
HCO-1
3,
ACIDOS Y BASES NO
VOLATILES
Ácidos orgánicos, úrico,
Fosfóricos, Sulfúricos,
Sulfhídricos, cítricos,
cetónicos (Ac. Acético,
hidroxiacético y Ac
hidroxibutírico)
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23. 23
Para mantener la H+ o el pH dentro de límites fisiológicos
(H+ de 36 a 44 nmol/L o pH de 7.357 a 7.444)
debe de existir un equilibrio
entre el aporte o producción y el amortiguamiento o eliminación.
La eliminación y el amortiguamiento se logran
a través de mecanismos
plasmático, respiratorio y renal.

24.  Sistema de acido carbónico bicarbonato (6%) extracelular
 Sistema de fosfatos (1.5%)
 Hemoglobinatos (80%) intracelulares
 Proteinatos (14%)
24

25. Sistemas amortiguadores
 Poseen capacidad de captar H+
ú OH-
sin que se modifique mucho
el pH
 CONSTITUIDAS POR ACIDOS O BASES DEBILES Y SUS SALES
25
NaHCO3
H2CO3
NaH2PO4
H3PO4
Hb (O2) oxidada
Hb reducida (H+
)
CH3 COONa
CH3 COOH

26.  Sistema de acido carbónico bicarbonato
 Sistema amortiguador extracelular con elementos volátiles
H2CO3  CO2 + HCO-
3
CO2 puede eliminarse por ventilación
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27. PRODUCTOS DE OXIDACION
CELULAR PLASMA SANGUINEO
CO2 CO2
27
CO2 + H2O H2CO3
H+
+ HCO3 ¯
H+
+ HbO2  Hb H+
Eritrocito
En capilar sanguíneo
O2O2
Útil para oxidaciones
celulares
ANHIDRASA CARBONICA
HCO3 ¯
Cl ¯

28. 28
ALVEOLO PULMONAR PLASMA SANGUINEO
O2 + Hb H+
 HbO2 + H+
H+
+ HCO3 ¯
CO2 + H2O H2CO3
Eritrocito
O2
O2
CO2CO2
HCO3 ¯
Cl ¯
Cl ¯
ANHIDRASA CARBONICA

29. SANGRE EPITELIO TUBULORENAL LUZ
TUBULAR
(ORINA)
29
HCO3 ¯
CO2
H2O
NaHCO3
H2CO3  H+
+ HCO3 ¯ H+
Na+
Na+
+
NaHCO3
CASI EL 90% DEL ES REABSORBIDO POR TUBULOS RENALESHCO3