Este documento describe los conceptos básicos de pH, agua y amortiguadores biológicos. Explica que el agua se distribuye en el cuerpo entre los compartimientos intracelular y extracelular, y que la ionización del agua produce H+ e OH-, determinando el pH. También define los amortiguadores como sistemas que mantienen el pH dentro de límites fisiológicos mediante el equilibrio de sustancias ácidas y básicas.

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE PIURA
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL
DPTO. ACAD. INGENIERIA AGROINDUSTRIAL
CICLO 2017 - II
CURSO : BIOQUIMICA AGROINDUSTRIAL
UNIDAD II
EL AGUA , EL pH Y LOS AMORTIGUADORES BIOLÓGICOS
TRES SEMANAS : 06 – 07 - 08
 DISTRIBUCION DEL AGUA EN EL ORGANISMO. AGUA
INTRACELULAR Y EL AGUA EXTRACELULAR; PRODUCCION DEL
AGUA METABÓLICA.
 IMPORTANCIA .ESTRUCTURA QUIMICA DEL AGUA.
 PROPIEDADES .IONIZACION DEL AGUA.
 PRODUCTO IONICO DEL AGUA .
pH. CONCEPTO. CLASE DE AMORTIGUADORES . ECUACION DE
HENDRSON - HASSELBACH. APLICACIÓN EN EL CAMPO
AGROINDUSTRIAL
EXPOSITOR: ING° RICARDO NOÉ ÁGREDA
PALOMINO

2. DISTRIBUCION DEL AGUA EN EL ORGANISMO. AGUA
INTRACELULAR Y EL AGUA EXTRACELULAR; PRODUCCION DEL
AGUA METABÓLICA.
• El agua se distribuye
por el cuerpo entre dos
compartimientos
principales: intracelular
y extracelular.
• El compartimiento
intracelular es el mayor,
y representa
aproximadamente dos
tercios del agua
corporal.

3. PRODUCCION DEL AGUA METABÓLICA.
 La excepcional importancia del agua, desde el
punto de vista químico, reside en que casi la
totalidad de los procesos químicos que ocurren en
la naturaleza, no solo en organismos vivos, sino
también en la superficie no organizada de la tierra,
así como los que se llevan a cabo en el laboratorio
y en la industria, tienen lugar entre sustancias
disueltas en agua, esto es en disolución.
 Normalmente se dice que el agua es el disolvente
universal, puesto que todas las sustancias son de
alguna manera solubles en ella.
No posee propiedades ácidas ni básicas, combina
con ciertas sales para formar hidratos, reacciona
con los óxidos de metales formando ácidos y
actúa como catalizador en muchas reacciones
químicas.

4. CONDICIONES FISICAS DEL AGUA
FÍSICAS
El agua es un líquido inodoro e insípido.
Tiene un cierto color azul cuando se concentra en
grandes masas.
Su punto de fusión en estado puro es de 0ºC y su punto
de ebullición es de 100ºC, cristaliza en el sistema
hexagonal, llamándose nieve o hielo según se presente de
forma esponjosa o compacta, se expande al congelarse.
El agua alcanza su densidad máxima a una temperatura
de 4ºC,que es de 1g/cc.
Su capacidad calorífica es superior a la de cualquier otro
líquido o sólido, siendo su calor específico de 1 cal/g.

5. ESTRUCTURA QUIMICA DEL AGUA
• La molécula de agua es polar con dos
zonas débilmente negativas y dos zonas
débilmente positivas; en consecuencia,
entre sus moléculas se forman enlaces
débiles.
• La molécula de agua (H2O) puede ser
representada de varias maneras
distintas. Una de ellas es el modelo
compacto y otra el modelo de esferas.
• En el modelo compacto (a), el átomo de
oxígeno está representado por la esfera
roja y los átomos de hidrógeno por las
esferas azules. A raíz de su sencillez,
este modelo a menudo se utiliza como
un símbolo conveniente de la molécula
de agua.
• El modelo de esferas y varillas (b)
remarca que los átomos están unidos
por enlaces covalentes; también da
cierta indicación de la geometría de la
molécula. Una descripción más precisa
de la forma de la molécula la proporciona
el modelo orbital.

6. ESTRUCTURA QUIMICA DEL AGUA
• Una descripción más precisa de la forma de la
molécula la proporciona el modelo orbital.
• Como se ve en este modelo (a), el modelo
orbital, desde el núcleo de oxígeno de una
molécula de agua se ramifican cuatro
orbitales constituyendo un tetraedro
hipotético.
• Dos de los orbitales están formados por
los electrones compartidos que enlazan
los átomos de hidrógeno al átomo de
oxígeno.
• Debido a la fuerte atracción que ejerce el
núcleo del oxígeno hacia los electrones,
los electrones que intervienen en los
enlaces covalentes pasan más tiempo
alrededor del núcleo de oxígeno que el
que pasan alrededor de los núcleos de
hidrógeno.
• En consecuencia (b), la región que se
encuentra cerca de cada núcleo de
hidrógeno es una zona débilmente
positiva.

7. ESTRUCTURA DEL AGUA
• Además, el átomo de oxígeno tiene cuatro electrones
adicionales en su nivel energético exterior.
• Estos electrones, que no están implicados en el enlace
covalente con el hidrógeno, están apareados en dos
orbitales.
• Cada uno de estos orbitales es una zona débilmente
negativa.
• Así, la molécula de agua, desde el punto de vista de la
polaridad, tiene cuatro "vértices", dos "vértices''
cargados positivamente y otros dos cargados
negativamente.
• Como resultado de estas zonas positivas y negativas,
cada molécula de agua puede formar puentes de
hidrógeno (representadas por líneas de puntos) con
otras cuatro moléculas de agua.
• En condiciones normales de presión y temperatura, los
puentes de hidrógeno se rompen y vuelven a formarse
continuamente, siguiendo un patrón variable.
• POR ESA CAUSA, EL AGUA ES UN LÍQUIDO.

8. ACCION DISOLVENTE DEL AGUA
• Acción disolvente
El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por
eso decimos que es el disolvente universal.
• Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se
debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno.
• La capacidad disolvente es la responsable de que sea el
medio donde ocurren las reacciones del metabolismo.
ELEVADA FUERZA DE COHESIÓN.
Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de
agua fuertemente unidas, formando una estructura
compacta que la convierte en un líquido casi
incompresible. Al no poder comprimirse puede funcionar
en algunos animales como un esqueleto hidrostático.

9. CALOR ESPECIFICO
• Es alto.
También esta propiedad está en relación
con los puentes de hidrógeno que se
forman entre las moléculas de agua.
• El agua puede absorber grandes
cantidades de "calor" que utiliza para
romper los puentes de hidrógeno por lo
que la temperatura se eleva muy
lentamente.
• Esto permite que el citoplasma acuoso
sirva de protección ante los cambios de
temperatura.
• Así se mantiene la temperatura constante

10. VAPORIZACION
• Elevado calor de vaporización.
Sirve el mismo razonamiento, también los
puentes de hidrógeno son los responsables de
esta propiedad.
• Para evaporar el agua , primero hay que romper
los puentes y posteriormente dotar a las
moléculas de agua de la suficiente energía
cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa.

11. IONIZACION DEL AGUA. PROPIEDADES
• La ionización es el proceso químico o físico mediante el cual se
producen iones, estos son átomos o moléculas cargadas
eléctricamente debido al exceso o falta de electrones respecto a un
átomo o molécula neutra.

12. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA / IONIZACIÓN DEL AGUA Y EL PH
• Al producto de la concentración de iones hidroxonio
o hidronio (H3O+) por la concentración de iones
hidróxido o hidroxilo (OH−) se le denomina producto
iónico del agua y se representa como Kw.
• Las concentraciones de los iones H+ y OH– se
expresan en moles / litro (molaridad).
• Este producto tiene un valor constante igual a 10−14
a 25º C.
• Ácidos
Son aquellas que en solución producen H+
• Bases
Son aquellas que en solución produce iones OH-
El agua está formada por dos átomos de hidrógeno
(H) y un átomo de oxígeno (O) unidos mediante
sendos enlaces covalentes, de manera que la
molécula tiene una forma triangular plana.

13. ANFOTERISMO
• El agua es un electrolito débil y es capaz de
disociarse en una proporción muy escasa y
originar tanto H+ como OH.
• Se comporta, por tanto, como ácido y como
base.
• Por este motivo se dice que el agua es una
sustancia anfótera o anfolito
• Sabiendo que la concentración de H + es igual a
la de OH-, se puede calcular la concentración del
agua sabiendo que su peso molecular es de (18
g/mol).

14. PRODUCTO IONICO DEL AGUA
• Si se considera que la concentración de agua no
disociada es muy grande, puede suponerse que
esta permanece constante y no se modifica, por
lo que:
(H+) x (OH-) = Kw = K x (H2O) = 10-13,98 (a 25ºC)
Kw es el producto iónico del agua
• El producto iónico del agua depende de la
temperatura, pudiendo expresarse el valor de
Kw diciendo que el producto de iones H+ por el
de OH-, a una temperatura dada, es constante.
• Si la concentración de uno aumenta debe
disminuir proporcionalmente la del otro.
• Si la concentración de uno aumenta debe
disminuir proporcionalmente la del otro.
• Del producto iónico del agua se parte para
establecer el concepto de pH.

15. EL pH
• El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de
una solución.
• Lo que el pH indica exactamente es la
concentración de iones hidronio (o iones
hidrógeno) — [H3O+] o solo [H+]— presentes en
determinadas sustancias.
• La sigla pH significa "potencial de hidrógeno"; del
latín pondus, = peso; potentia, = potencia;
hydrogenium, = hidrógeno).
• Este término fue acuñado por el químico danés
Sorensen, quien lo definió como
el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de
los iones hidrógeno.
• Una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M
(0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH
= –log[10–7] = 7.

16. El pH
• Kw es el producto iónico del agua
Kw =(H+) x (OH-) Kw = K x (H2O) = 10-13,98 (a 25ºC)
• El producto iónico del agua depende de la temperatura, pudiendo
expresarse el valor de Kw diciendo que el producto de iones H+ por el de
OH-, a una temperatura dada, es constante.
• Si la concentración de uno aumenta debe disminuir proporcionalmente la
del otro.
• Del producto iónico del agua se parte para establecer el concepto de pH.
• Si Kw es igual a 10-14 y la concentración de H+ es igual al de OH- puede
hacerse:
(H+)2 = 10-14 o (H+) = 10-7
• aplicando logaritmos: log (H+) = - 7 * log 10 = - 7;
multiplicando por -1 tenemos: - log de (H+) = 7.
Si hacemos: - log (H+) = pH tenemos que pH = 7.
Por lo tanto, pH es el logaritmo de la concentración de hidrogeniones
cambiado de signo.
• Toda sustancia con pH 7, el correspondiente al agua, se denomina neutra.
• Las de valor inferior a 7, se consideran ácidas y las superiores a 7 básicas
o alcalinas

17. EL pH
• El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución
acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH
menores a 7 (el valor del exponente de la
concentración es mayor, porque hay más
protones en la disolución), y alcalinas las que
tienen pH mayores a 7.
• El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución
(donde el disolvente es agua).
• Los organismos vivos no soportan variaciones
del pH mayores de unas décimas de unidad y
por eso han desarrollado a lo largo de la
evolución mecanismos que mantienen el pH
constante.

18. AMORTIGUADORES BIOLOGICOS
Un aspecto fundamental en la fisiología de todos
los organismos es la capacidad para mantener una
situación de equilibrio dinámico favorable.
En este fenómeno tiene gran importancia los
sistemas amortiguadores que equilibran la
presencia de sustancias ácidas y básicas para
mantener el pH dentro de los límites fisiológicos.
Los objetivos de la presente clase son el
conocimiento de conceptos elementales (ácido,
base, pH, pK, amortiguador, etc.) así como
entender la base química del funcionamiento de
los tampones fisiológicos.

19. AMORTIGUADORES BIOLÓGICOS DE pH
• Los procesos bioquímicos que se llevan a
cabo dentro de la célula (y por consiguiente,
en los seres vivos) son muy dependientes de
tres factores: La temperatura, el pH y la Fuerza
Iónica.
• De tal manera que un pequeño cambio en los
valores de estos parámetros genera cambios
significativos en la velocidad a la que se llevan
a cabo los procesos biológicos.
• Las enzimas que catalizan las reacciones
químicas dentro de la célula son
particularmente sensibles a estos factores;
aquí revisaremos la importancia que tiene
mantener regulado el valor del pH.

20. AMORTIGUADORES, BUFFER O TAMPONES
• El pH de los medios biológicos es una constante fundamental
para el mantenimiento de los procesos vitales.
• La acción enzimática y las transformaciones químicas de las
células se realizan dentro de unos estrictos márgenes de pH.
• En humanos los valores extremos compatibles con la vida y
con el mantenimiento de funciones vitales oscilan entre 6,8 y
7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de
normalidad.
• Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del
valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o
tampones”.
• Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases
conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados.
• Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos
como de bases.

21. ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH. CONCEPTO DE PK
• La concentración de H+ está vinculada a la naturaleza del electrolito débil.
• Considerando un ácido débil, de modo genérico como HAc, su equilibrio de disociación
sería:
HAc <--------------------> Ac- + H+
• Aplicando la ley de acción de masas, la constante de equilibrio K será:
• K = ( Ac- ) x ( H+ ) / (HAc ) despejando ( H+) = K x (HAc ) / (
Ac- )
Aplicando logaritmos
log ( H+ ) = log K + log (HAc ) - log ( Ac- )
multiplicando por -1
- log (H+ ) = - log K - log (HAc ) + log ( Ac- )
Si hacemos que
- log ( H+ ) = pH
- log K = pK
Se obtiene la Ecuación de Henderson-Hasselbalch
pH = pK + log ( base ) / ( ácido )
• Si en la ecuación la concentración de ácido es igual a la de la base, el cociente es 1,
siendo el log de 1 = 0, se tiene que
pH = pK
• Por tanto, se puede definir el pK como el valor de pH de una solución amortiguadora en
el que el ácido y la base se encuentran a concentraciones equimoleculares o al 50%
cada una.

22. LAS PROTEÍNAS Y AMINOÁCIDOS COMO TAMPÓN
• Los aminoácidos y proteínas son electrolitos
anfóteros, es decir, pueden tanto ceder
protones (ácidos) como captarlos (bases) y, a
un determinado pH , tener ambos
comportamientos al mismo tiempo. La carga
depende del pH del medio. En un medio muy
básico se cargan negativamente, mientras que
en el fuertemente ácido lo hacen
positivamente.