El documento describe las propiedades físicas y químicas del agua, incluyendo su importancia para los seres vivos, su estructura molecular, su capacidad de ionización y su papel en la regulación del pH. El agua constituye alrededor del 70% del peso corporal y es esencial para las reacciones bioquímicas. Su constante de ionización permite mantener un pH fisiológico a través de los mecanismos de amortiguación.

1. AGUA y pH

2.  El agua es el medio de la mayoría de las
reacciones bioquímicas.
 Los productos y reactivos de las
reacciones metabólicas, los nutrientes y
los productos de desecho, dependen del
agua para su transporte en el interior y
exterior celular

3.  El agua es el componente químico de los
organismos vivos.
 La regulación del equilibrio del agua
depende de mecanismos del hipotálamo
que controlan la sed, de la hormona
antidiurética (ADH), de la retención o
excreción de agua por los riñones y de la
pérdida por evaporación.

4. ESTADO NATURAL
 El agua es la única sustancia que existe a
temperaturas ordinarias en los tres
estados de la materia: sólido, líquido y
gaseoso.

5. ESTRUCTURA MOLECULAR
DEL AGUA

6. CARÁCTER TETRAÉDRICO
 El ángulo formado entre (H-O-H) es de 104.5º.
 La distancia entre el oxígeno y el hidrógeno es de
0.096nm.

7. PROPIEDADES FÍSICAS Y
QUÍMICAS DEL AGUA

8. PROPIEDADES DEL AGUA
ALGUNAS PROPIEDADES DEL AGUA
Masa molecular.......... 18 da
Punto de fusión......... 0°C (a 1 atm)
Punto de ebullición .... 100°C (a 1 atm)
Densidad (a 4ºC)........ 1g/cm3
Densidad (a 0ºC).......... 0'97g/cm3
http://web.educastur.princast.es/proyectos/biogeo_ov/2BCH/B1_BIOQUIMICA/t12_
AGUA/informacion.htm

9. DENSIDAD MAXIMA A 4 °C
 Permite que el hielo flote.
 > Volumen en estado sólido y < volumen
en estado líquido.
 Casquetes polares ayudan a aislar la
temperatura para que el océano no se
congele.

10. DIPOLO ELÉCTRICO
La mayor
electronegatividad del
oxígeno con respecto al
hidrógeno induce a una
distribución asimétrica
entre estos átomos.

11. PUENTES DE HIDRÓGENO
Se establece entre un
átomo electronegativo y el
hidrógeno unido
covalentemente a otro
átomo electronegativo.

12. ENLACE PUENTE HIDROGENO
 Entre los dipolos del agua se establecen
fuerzas de atracción llamados puentes
de hidrógeno, formándose grupos de 3 a
9 moléculas.

13. ELEVADA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN
 100º C a 1 atmósfera.
 Hace posible la vida en condiciones “adversas”.
ELEVADO CALOR ESPECIFICO
 1 cal/g/ºC ó 4,184 J/g °C.
 Es el calor necesario para elevar la temperatura de
1gramo de agua en 1ºC.
 Permite definir cambios de calor en el organismo, sin
modificaciones importantes de la temperatura corporal.

14. CONDUCTIVIDAD CALORÍFICA
 Permite la adecuada conducción de calor en el interior
corporal y garantiza la termorregulación (Mantener la
temperatura constante e igualarla en las diferentes
zonas del organismo).
ELEVADA CONSTANTE DIELÉCTRICA
 Є = 80 a 20 ºC.
 Impide la fuerza de atracción electrostática entre
iones de la misma carga en las moléculas de H2O.

15. ELEVADO CALOR DE VAPORIZACIÓN
 536cal/g.
 Permite eliminar exceso de calor, por el sudor (620
Kcal/día), por medio de la piel y por los pulmones.
ELEVADA TENSIÓN SUPERFICIAL
 Determina la cohesión entre las moléculas de su
superficie.
 Tensoactivos facilitan la mezcla y emulsión de grasas en
medio acuoso (Sales biliares, surfactante pulmonar y
líquido sinovial articular).

16. CAPACIDAD DE HIDRATACIÓN O
SOLVATACIÓN DE IONES
 Por su capacidad de formar puentes de hidrógeno con
grupos polares de moléculas iónicas y sales, facilita la
separación de iones de diferente carga y así como
solubilización de compuestos no iónicos (Alcoholes,
ácidos orgánicos, aminas y glúcidos).
 Se considera disolvente de moléculas anfipáticas,
contribuyendo a la formación de micelas,

17. Solvatación del NaCl en agua

18. ELECTROLITO DÉBIL
 Sustancia que al disolverse en agua
produce iones parciales, con reacciones
de tipo reversible.
 Se comporta como anfótero (Ácido o
base).

19. DISTRIBUCIÓN
LIQUIDO
INTRACELULAR
66% DE AGUA
LIQUIDO
EXTRACELULAR
33% DE AGUA

20. DISTRIBUCIÓN
 Biomolécula más abundante en el ser humano:
65-70% del peso corporal.
 Importancia: Mayoría de reacciones bioquímicas
del organismo se realizan en medios acuosos.
 Una tercera parte (33%)  LEC
 Dos terceras partes (66%)  LIC

21. INGESTA
 Ingesta primaria:
♪ Hace referencia al agua que se ingiere como
líquidos, o formando parte de los alimentos
sólidos.
♪ Sed normal: Ingesta de líquido en respuesta a
una deficiencia de agua.

22.  INGESTIÓN:
2700 ml/día
♫ Bebida: 1300 ml.
♫ Alimentos: 900 ml.
♫ Oxidación metabólica:
500 ml.
 EXCRECIÓN:
2700 ml/día
♫ Respiración: 500 ml.
♫ Transpiración,
evaporación: 700 ml.
♫ Orina 1400 ml.
♫ Heces 100 ml.

23. CONSTANTE DE IONIZACION DEL
AGUA
H2O OH- + H+

24. IONIZACION DEL AGUA.

25.  El agua pura tiene la capacidad de
disociarse en iones, por lo que en realidad
se puede considerar una mezcla de:
 agua molecular (H2O )
 protones hidratados (H3O+ ) e
 iones hidroxilo (OH-)

26.  La probabilidad real de que un átomo de
hidrógeno en agua pura exista como un
ión hidrógeno es cerca de 1.8 x 10-9.
 Dicho de otra manera por cada ion de
hidrógeno e hidroxilo en el agua pura hay
1.8 miles de millones o 1.8 x 109
moléculas de agua.

27. Para la disociación del agua.-
[OH-] + [H+]
K = -------------------
[H2O]

28. Debido a que:
 El agua pesa 18g, un litro (1000g).
1000 / 18 = 55.56 mol.
 Así el agua pura es 55.56 molar.
 La concentración molar de los iones H+ (o
de iones OH-) en agua pura es el producto
de la probabilidad, 1.8x10-9

29.  La probabilidad de que un hidrógeno
en agua pura exista como un ion
hidrogeno es de 1.8x10-9
 La concentración molar de los iones
H+ o de iones OH- en agua pura es:
1.8x10-9 x 55.56 mol/L = 1.0 x
10-7 mol/L

30. Por lo tanto K para el agua es:
[OH-] + [H+] [10-7] + [10-7]
K = ------------------- = ---------------------
[H2O] [55.56]
= 0.018 x 10-14 = 1.8 x 10-16 mol/L

31.  Esta constante se incorpora para producir una
nueva constante Kw (producto iónico).
[OH-] + [H+]
 K = ------------------- = 1.8 x 10-16 mol/L
[H2O]
 Kw = (k)[H2O] = [OH-] + [H+]
= (1.8 x 10-16 mol/L) (55.56mol/L)
=1.00 x 10-14 (mol/L)2

32. El producto iónico es igual al producto de las
concentraciones molares de:
Kw = [OH-] + [H+] = 10-14
A 25°C, Kw = 10-7)2, o bien, 10-14 (mol/L)2.
A temperaturas:
< a 25°C es < que 10-14
> a 25°C es > que 10-14
Se utiliza Kw para calcular el pH de
soluciones ácidas y básicas.

33. pH
 En1909 Sörensen definió como :
el logaritmo negativo de la concentración de
hidrogeniones.
pH = - log [H+]
 A valores menores de pH corresponden
concentraciones altas de H+ .
 A valores mayores de pH corresponden
concentraciones bajas de H+ .

34. pH y pOH

35.  Los ácidos son donadores de protones y las
bases son aceptoras de protones.
 Los ácidos fuertes se disocian por completo en
aniones y cationes incluso en soluciones muy
acidas (pH bajo).
 Los ácidos débiles se disocian solo de forma
parcial en soluciones acidas.
 Las bases fuertes se disocian, pero no las bases
débiles están disociadas por completo a pH alto.

36. PROBLEMAS:
 Cual es el pH de una solución cuya
concentración de ion hidrogeno es de 3.2 x 10-4
mol /L.
 Cual es el pH de una solución cuya
concentración de ion hidroxilo es de 4.0 x 10-14
mol /L.

37. Los grupos funcionales de ácidos débiles
tienen gran importancia fisiológica.-
Los ácidos y bases débiles (R-COOH y R-
NH3
+) poseen grupos funcionales de
importancia bioquímica.

38. Ácidos débiles representativos.-

39. Constantes de disociación de dos ácidos
débiles.-
(R-COOH y R-NH3
+)

40. Los valores numéricos de Ka para ácidos
débiles son números con exponentes
negativos, donde:
pKa = -log K
El pKa se utiliza para expresar las fuerzas
relativas de ácidos y bases.

41. Puesto que -log K se define como pKa y -
log [H+] define al pH, la ecuación es:
pKa = pH

42. Ecuación de Henderson-Hasselbalch.-
 Describe el comportamiento de los ácidos
débiles y los amortiguadores.
pH = pKa + log [A-] / [HA]

43. Las soluciones de ácidos débiles y sus
sales amortiguan los cambios de pH.-

44. ALTERACIONES DEL EQUILIBRIO
HÍDRICO

45. DESHIDRATACIÓN
• Condición en la cual el cuerpo pierde suficiente líquido
como para funcionar correctamente.
• Puede ser causada por una pérdida excesiva de
agua del organismo secundario a: Vómito, diarrea,
poliuria, diaforesis excesiva.
• La pérdida exagerada de agua, se relaciona con
múltiples manifestaciones patológicas como: Cefalea,
mareo, tos, vómito pérdida de peso, cambios de estado
de ánimo e inversión en el patrón de sueño.

46. EDEMA
♣ INTRACELULAR:
 Depresión de los sistemas
metabólicos de los tejidos
 falta de nutrición suficiente de las
células.
♣ EXTRACELULAR:
 Disminución de la presión osmótica.
 Obstrucción linfática.
 Incremento de la presión
hidrostática.
 Aumento de la permeabilidad capilar

47. ALTERACIÓN TIPO DESPLAZAMIENTO
DE AGUA
CAUSAS
DESHIDRATA
CIÓN
Isotónica Inexistente Pérdida de líquidos isotónicos
(Sangre, plasma, etc).
Vómito, diarrea.
Hipertóni
ca
Hacia el espacio
extracelular
Aporte insuficiente de agua a
través del intestino, vía aérea y
piel.
Hipotóni
ca
Hacia el espacio
intracelular
Aporte insuficiente de Na+.
Pérdida renal de Na+ (IR e
hipoaldosteronismo)
EXPANSIÓN Isotónica Inexistente Infusiones isotónicas.
Déficit de proteínas.
Insuficiencia cardiaca.
Hipertóni
ca
Hacia el espacio
extracelular
Infusiones o ingestión de
soluciones hipertónicas.
Síndrome Conn. Síndrome
Cushing.
Hipotóni
ca
Hacia el espacio
intracelular
Aporte oral excesivo de agua.
Infusión de soluciones sin sal.