UNIDAD I MEDIO INTERNO 1. AGUA, ESTRUCTURA

UNIDAD I
MEDIO INTERNO
1. AGUA, ESTRUCTURA, DISOCIACIÓN, ENLACES DE HIDRÓGENO
El agua es un participante activo en muchas reacciones bioquímicas
y es un determinante importante de las propiedades de las
macromoléculas como las proteínas.
H+
O <
H+
La carga eléctrica no esta uniformemente distribuida alrededor de la
molécula de agua. El lado del oxígeno opuesto a los dos hidrógenos es
relativamente rico en electrones, en tanto que en el otro lado los núcleos
de hidrógeno relativamente desnudos forman una región de carga
positiva local. La molécula en la cual la distribución de electrones crea un
extremo positivo y uno negativo se llama DIPOLO. El carácter dipolar del
agua le permite formar PUENTES DE HIDRÓGENO con otras moléculas de
agua o sustancias polares. Todas las moléculas pueden clasificarse en
POLARES, aquellas que tienen una carga neta o una distribución asimétrica
de cargas, y NO POLARES; es decir; las que no tienen una carga neta.
Aunque la molécula de agua como un todo no tiene carga neta, su nube
de electrones no está distribuida de manera uniforme en toda la molécula.
La acción electrostática recíproca entre el núcleo de hidrógeno de
una molécula de agua y el par de electrones no compartidos de otra se
llama ENLACE DE HIDRÓGENO. Comparado con los enlaces covalentes,
los enlaces de hidrógeno son bastante débiles.
DISOCIACIÓN DEL AGUA. Las moléculas de agua tienen una
tendencia limitada a disociarse (ionizarse) en iones H+ y OHH2O ------> H+
+
OH-
Puesto que los iones están recombinándose continuamente
formando moléculas de agua y viceversa, no se puede afirmar que un
hidrógeno o un oxígeno individual se encuentre como ión o como parte de
una molécula.
La tendencia del agua a disociarse se expresa como sigue:
K= [H+] [OH-]
[H2O]
Donde: K= constante de disociación
Para calcular la constante de disociación para el agua, hay que
recordar que un mol pesa 18 gr. Un litro de agua (1000 gr), por lo tanto,
contienen:
1000 entre 18 = 55.56 moles.
El agua pura es 55,56 molar. Puesto que la probabilidad de que un
hidrógeno en el agua pura pura exista como un ión H+ es de 1.8 õ 10-9, La
concentración molar de los iones H+ (o de los los iones OH-) en el agua
pura se calcula multiplicando la probabilidad 1.8 õ 10-9 õ por la
concentración molar en el agua, 55,56 molar:
[H+] = [OH-] = 1.8 õ 10 –9 õ 55.56 molar = 1.0 õ 10 –7 molar.
Así tenemos:
K= [H+] [OH-] = [10-7] [10-7] =1.8 õ 10-16 molar
[H2O]
55.56
La elevada concentración de agua molecular ( 55,56 M ) no es
afectada significativamente por la disociación.
Producto iónico del agua ( Kw )
Kw= K[H2O] = [H+] [OH-]
Kw= [10-7] [10-7]= 10-14 molar2
CONCEPTO DE pH.
Para el año 1909, Sorense definió el pH como el logaritmo negativo
de la concentración de los iones hidrógeno:
PH= -Log H+
Ejemplo: si [H+]=10-3
pH= -Log 10-3 = -(-3) Log 10
pH=3
Kw=[H+][OH-]=10-14, por lo tanto:
Log[H+] + Log[OH-] = Log 10-14
pH + pOH= 14
Tomando en cuenta el ejemplo anterior donde pH=3, entonces
pOH=11.
Los valores bajos de pH (inferiores a 7) corresponden a
concentraciones elevadas de H+ (soluciones ácidas) y los valores altos de
pH (superiores a 7 ) corresponden a concentraciones bajas de H+
(soluciones básicas).
Los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptores de
protones.
Sin embargo se hace una distinción entre los ácidos fuertes (HCL,
H2so4) Los cuales se disocian completamente aún en soluciones
fuertemente ácidas y los ácidos débiles, que se disocian sólo parcialmente
en soluciones ácidas. De manera semejante ocurre con las bases, sólo las
más fuertes se disocian completamente a pH alto.
2.ECUACIÓN DE HENDERSON HASSELBALCH
El pH de una solución que contiene un ácido débil está relacionado
con su constante ácida de disociación. La relación se puede establecer
mediante la ecuación de Henderson – Hasselbalch. Dado que un ácido
débil (HA) se ioniza de la siguiente manera:
HA------>H+ + ASu constante de equilibrio K se expresa como:
K= [H+] [A-]
[HA]
A partir de la ecuación anterior se deduce la siguiente expresión:
pH= pK + Log [A-]
[HA]
Ec. De Henderson Hasselbalch
Donde: pK
La ecuación tiene un gran valor en los equilibrios iónicos en los
siguientes casos:
a) Cuando un ácido es exactamente semineutralizado, entonces
[A-] = [HA]. Bajo éstas condiciones:
pH= pK + Log 1 , pH= pK + 0 ------> pH = pK.
De acuerdo a la ecuación de Henderson Hasselbalch el pK se
puede definir como el pH en el cual las especies no protonadas (base) y
las protonadas (ácido) están en las mismas concentraciones.
b) Cuando la relación [A-] / [HA] = 100:
pH = pK + Log 100,
pH=pK + 2
Cuando la [A ] = [HA], tenemos: pH = pK