Agua

Molécula más abundante en el organismo

Representa del 50-90% del peso corporal

Ocupa todos los compartimentos del cuerpo humano

Participa en las rxn’s bioquímicas intra y extracelulares

Funciones

Solvente universal de mayoría de moléculas orgánicas e inorgánicas

Sustrato, cosustrato o producto de muchas rxn’s metabólicas

Determina la estructura y propiedades de las moléculas que hidrata

Medio para rxn’s químicas corporales

Funciones

Transporte de sustancias

Modifica el comportamiento de los iones

Regulador térmico

Todas las funciones dependen de sus características estructurales

Procedencia del agua en organismos

Tres fuentes principales:

Agua y otros líquidos que la constituyen y que incorporan los organismos como tales

Agua de constitución en los alimentos sólidos

Agua que se forma en el interior de los organismos como consecuencia del metabolismo

Distribución del agua

Volúmenes de los compartimientos corporales

Valores normales Prematuros Recién nacidos

25 años 45 años 65 años

ACT Masculino 80% 75% 60%

50%

55%

47%

50%

45%Femenino

LECLIC

45%35%

40%35%

20%40%

Volumen sanguíneo

90-100 mL/kg 85 mL/kg 70 mL/kg

Distribución del agua de acuerdo a edad y género

ACT: agua corporal total

LEC: líquido extracelular

LIC: líquido intracelular

Ingresos y egresos de agua

Hombre con dieta mixta, actividad física moderada y que habite en clima templado:

Ingresos, 2.5 L: 1,200 mL, bebida 1 L, alimentos 300 mL, agua metabólica

Egresos, 2.5 L: 1,500 L, orina 850 mL, evaporación por piel y

pulmón 150 mL, pérdida fecal

Sus propiedades físicas y químicas son responsables de

su importancia biológica

Estructura química

H2O, polar, líquida en un intervalo de temperatura de 0-100°C

O OH H

2 H2 O2 2 H2O+

+H H

O

H H

O

H H

Estructura química

Angulo de valencia de 104.5°C

Enlace covalente polar y momento dipolar

El enlace entre el oxigeno y el hidrogeno es covalente polar

El agua es de carga neutra pero

La electronegatividad del oxígeno ocasiona el desplazamiento de carga negativa hacia él (-)

Los hidrógenos quedan desplazados de sus cargas negativas (+)Momento dipolar

Momento dipolar

-

+

Las moléculas de agua forman puentes de hidrogeno

Son interacciones electrostáticas entre el hidrogeno con átomos electronegativos como:OxígenoNitrógeno Azufre No el carbono

Pueden formarse:Dentro de una misma molécula (intramoleculares)

Entre moléculas iguales o distintas (intermoleculares)

Puentes de hidrogeno

O

H

H

O

H H

O

H H

O

H

H

O

H H

Donadores y aceptores de puentes de hidrógeno

O

H

H

O

H

H

Átomo Donador: unido al H de manera covalente

Átomo Aceptor: más electronegativo, unido de manera covalente a otra molécula

Puentes de hidrogeno

Los puentes de hidrogeno son débiles

Enlaces débiles

Requieren menos energía para romperlos

Forman redes y se vuelven muy estables y adquieren mayor fuerzaEfecto cooperativo

Funciones de puentes de hidrógeno

Mantener la estructura de:

Agua

Estructura tridimensional de las proteínas

Ácidos nucleicos

Catálisis enzimática

Propiedades fisicoquímicas del agua

Propiedades

Solvente universal Densidad máxima a 4º Elevado punto de fusión Elevado calor de fusión Temperatura de

ebullición (100º C) Elevado calor específico

(1 cal/g.ºC)

Elevado calor de vaporización (536 cal/)

Elevada constante dieléctrica (80)

Elevada tensión superficial

Transparencia Disociación/ionización

Solvente universal

El agua con su carácter dipolar rodea a los distintos iones, aislándolos del resto o forma puentes de hidrogeno con las moléculas Se denomina hidratación o

solvatación

Las biomoléculas pueden ser:

Hidrosolubles: un grupo polar por cada 5 carbonos: ej, carbohidratos

Hidrofóbicas: mucho carbonos apolares por cada grupo funcional: ej, colesterol

Anfipáticas: porciones solubles y porciones insolubles: ej, fosfolípidos

Densidad máxima a 4°C

Conforme disminuye la temperatura disminuye el movimiento de las partículasForman cristales (hielo)

Densidad a 4°C: 1 g/mL

A temperatura más baja disminuye: 0.92 g/mL Cristales forman puentes de

hidrógeno: red Se expande Capa aislante termico Agua líquida

Elevado punto de fusión

Temperatura necesaria para que el hielo se derrita y origine agua líquida

Es de 0°C a nivel del mar

La estructura del hielo es mas laxa, atrapa aire

Permite flotar en líquido

Elevado calor de fusión

Es la energía para fundir un mol de un sólido (18 g en caso del agua)

Se necesita 80 cal/g para que el agua pase de sólido a líquido

Sistema de protección contra el congelamiento Se necesita la misma energía para pasar de líquido a solido

Elevado punto de ebullición

Temperatura necesaria para pasar de estado líquido a gaseoso

Es de 100°C a una atmosfera de presión

Se necesita 25 Kcal para romper los puentes de hidrogeno que forman las cinco moléculas de agua

Elevado calor específico

Calor necesario para elevar la temperatura de 1 mL o 1 g de agua en 1 °C15 a 16 °C1cal/g/°C

Permite cambios de calor con escasa modificación de la temperatura corporal

Elevado calor de vaporización

La energía absorbida por cada gramo de agua que pasa del estado líquido al gaseoso

Es de 540 cal/g a 100°C

Permite eliminar calor con poca perdida de agua

Elevada constante dieléctrica

Capacidad de separar a las sustancias ionicas con mayor fuerza que las que tienen para atraerse y mantenerse unidas

Permite disolver iones

80 a 20°C

Elevada tensión superficial

Fuerza de atracción que se manifiesta en la superficie de un líquido. Influida por:

Capacidad para “mojar” superficies: capacidad para unirse a superficies

Adhesividad: fuerza de unión a superficies Viscosidad: inverso de la velocidad a la cual fluye a través de un

capilar 71.97 dinas/cm2

Ej, permite que la sangre circule en contra de la gravedad, sales biliares en intestino delgado (emulsión), agente surfactante pulmonar (evita colapso pulmonar)

Transparencia

La profundidad de penetración de la luz a través del agua

Disociación/ionización

Al disociarse produce iones hidronio con carácter ácido (H3O+) y iones con carácter básico, los iones hidroxilo (-OH)

2H2O H3O+ + -OH

H2O H+ + -OH

Electrolito

Sustancias que en solución se disocian para formar iones

Iones con carga positiva: catión

Iones con carga negativa: anión

Aniones y cationes en líquidos corporales

Aniones Proteínas Cloro (Cl-)

Bicarbonato (HCO3-)

Sulfatos (SO4-)

Fosfatos (PO4-)

Cationes Calcio (Ca+) Sodio (Na+) Magnesio (Mg+) Potasio (K+)

Osmosis Paso selectivo del agua o solvente de un lugar

de menor concentración de soluto hacia uno de mayor concentración del mismo A través de membranas

Presión osmótica

Presión necesaria para interrumpir la ósmosis

Transtornos en equilibrio hídrico

TRANSTORNO TIPO EL AGUA SE DESPLAZA HACIA

CAUSAS

DESHIDRATACIÓN isotónica ---------------------- Pérdida de líquidos: vómito, diarrea, sangre, plasma

Hipertónica Espacio extracelular Aporte insuficiente de agua: pérdida por piel, pulmones e intestino

Hipotónica Espacio intracelular Aporte insuficiente de sodio: insuficiencia renal

HIPERHIDRATACIÓN isotónica ------------------------- Infusiones isotónicas: déficit de proteínas, insuficiencia cardiaca

Hipertónica Espacio extracelular Ingestión de soluciones hipertónicas: síndrome de Cushing (aumento cortisol, estimulo pituitaria, sed)

Hipotónica Espacio intracelular Aporte excesivo de agua; infusiones sin sal

Soluciones

Mezclas, opticamente homogeneas, de dos o mas sustancias que no reaccionan entre sí

Formadas por Una fase dispersa (soluto)Una fase dispersante (solvente)

Soluto

Se encuentra en menor proporción

Su estado físico puede serSólido, líquido o gaseoso

No forma enlaces químicos con el solvente, solo interacciona con él

Solvente

Se encuentra en mayor proporción

Estado físicoSolido,líquido o gaseoso

No forma enlaces químicos con el soluto, solo interacciona con él

Propiedades de las soluciones

Constitutivas: Dependen de la naturaleza de las moléculas que la forman

Aditivas: Dependen de la suma de las propiedades de los constituyentes de

la solución

Coligativas: Dependen del número de moléculas por unidad de volumen

(concentración)

Tipos de soluciones

Por su naturaleza: Naturales: plasma, suero, agua de mar, etc. Artificiales: salina, glucosada, hartman, etc.

Por la concentración del solutoNo saturadas o saturadas, hipo o hiperconcentradas

Por el diámetro del solutoVerdaderas, coloidales, suspensiones, emulsiones

Por la concentración de hidrogenoÁcidas, básicas, neutras

Por su estado físicoSólido, líquido y gaseoso

Solución verdadera

Las partículas de soluto son de tamaño molecular mayor y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente

Homogéneas

Transparentes

Solución coloidal

Las partículas de al menos uno de los componentes son grandes grupos de átomos, de iones o de pequeñas moléculas

Son homogéneas pero en el límite

Son opacas o transparentes

Suspensiones

Las partículas de al menos uno de los componentes pueden ser vistos al microscopio de baja resolución

Son heterogéneas

No transparentes

Soluciones

De acuerdo al estado de agregación (estado físico) Sólido

Gas en sólido: hidrogeno en paladio Líquido en sólido: benceno en caucho (pegamento en goma), las

Amalgamas : Mercurio mezclado con Plata Sólido en sólido: carbono en hierro (acero)

Líquido: Gas disuelto en líquido: refrescos gaseosos Liquido en liquido: ácido acético en agua Sólido en líquido: azúcar en agua

Gaseoso Gas-gas: aire Líquido en gas: aire húmedo Solido en gas: partículas odoriferas, humo

Soluciones

De acuerdo a la forma de expresar su concentración pueden ser:

1. Porcentuales (%):

Peso en volumen (% p/v)

Volumen en volumen (% v/v)

Peso en peso (% p/p)

Soluciones

2. Molares (M)Número de moles de soluto contenido en un litro de

solución

Mol de un compuesto Peso molecular expresado en gramos (suma de los

pesos atómicos de los elementos)

3. Molales (m) Número de moles de soluto contenido en un

kilogramo de solvente

Soluciones

4. Osmolares (Osm)Número de osmoles de soluto por litro de

solución

Osmol: es la unidad de actividad osmótica (molécula, electrolito)

Soluciones

5. Normales (N)

Numero de equivalentes químicos gramo (Eq/g) de soluto por litro de solución

6. Partes por millón (ppm)

Representa los gramos de soluto por millón de gramos de solución o gramos de soluto por millón de mL de solución

1. Porcentuales

Contienen el tanto % del soluto expresado en unidades de peso o de volumen (g o mL), aforados en 100 mL o 100 g de solvente

Soluciones peso en volumen (% p/v)

Se mezcla un sólido (g) en un líquido (mL)

Ej. NaCl al 10%

Se disuelven 10 g de NaCl en agua destilada

Se afora a 100 mL

Soluciones volumen en volumen (% v/v)

Se mezclan dos líquidos (mL)

Ej. Etanol al 10%

Se disuelven 10mL de etanol en agua destilada

Se afora a 100 mL

Soluciones peso en peso (% p/p)

Cuando se mezclan dos sólidos (g), dos líquidos (g) o un sólido y un líquido (g)

Dos sólidos: hierro 0.04-2.25% de C y níquel, cromo, manganeso, silicio, entre

otros

Dos líquidos: glicerina al 20% Se disuelven 20 g de glicerina en agua y se afora a un volumen

de 100 g

Sólido y líquido: glucosa al 5% Se disuelven 5 g de glucosa y se aforan a un volumen de 100 g

Soluciones porcentuales

Cuando no se encuentren al 100% de pureza, se utiliza la ecuación:

V1C1=V2C2

Ej, calcular el volumen de HCl (pureza al 36%) necesario para preparar 100 mL de HCl al 1%

2. Molares (M)

Número de moles de soluto contenido en un litro de solución

M= peso de un soluto en g/L de solución peso molecular del soluto

Mol: peso molecular expresado en g (suma de pesos atómicos de sus elementos)

Ej, NaCl 1M

PM Na= 23 PM Cl= 35. 45g

Pesar 58.45g de NaCl (1 mol), disolverlo y aforar a 1000 mL

2. Molares (M)

Calcular los g de NaOH requeridos para preparar 250 mL de una solución NaOH 0.002M. Peso de NaOH: 40 g/mol

g= PM x M x Vol en L

3. Molales (m)

Número de moles de soluto contenido en un kilogramo de solvente

m= peso de un soluto en g/Kg de solvente peso molecular del soluto

Tiene volumen final mayor a 1000 mLNo se aforanUtilidad en casos especiales

3. Molales (m)

Ej. Cuantos g de CaCl2 se necesitan para preparar 100 g de una solución 0.3 m?

g= PM x m x Kg

PM Ca = 40PM Cl = 35.45

Agregar esa cantidad a 100g de solvente (en caso de agua=100 mL; densidad = 1g/mL)

4. Osmolares (Osm)

Número de osmoles de soluto por litro de solución

Osmol: es la unidad de actividad osmótica (molécula, electrolito)

Ej. NaCl en solución acuosa Na+ + Cl-

Por lo tanto, una molecula de NaCl origina dos patículas osmoticamente activas

4. Osmolares (Osm)

Una solución 1 Osm contiene media molécula-gramo por L:

Osmol= PM en g Número de partículas osmoticamente activas

Ej, cuantos osmoles contiene una solución CaCO3 1 Osm?

PM del C= 12 PM del O= 16 PM del Ca= 40

Ej, cuantos osmoles contiene una solución de glucosa 1 Osm? ¿Cuántos g de glucosa?

Glucosa: C6, O6, H12

PM del H= 1.00

4. Osmolares (Osm)

Cuantos g de CaCO3 se necesitan para preparar 150 mL de una solución de CaCO3 0.1 Osm?

g= PM/partículas osmoticamente activas x osmolaridad deseada x Vol (L)

4. Osmolares (Osm)

La osmolaridad del plasma tiene un valor normal de 300 mOsm (miliosmol: milesima parte de un osmol) en promedio y se obtiene por:

Osm plasma = 2 [Na+ mEq/L] + [K+ mEq/L] + glucosa mg/dL + urea mg/dL

18 2.8

4. Osmolares (Osm)

Calcular la osmolaridad plasmática de un individuo que tiene:

142 mEq/L de Na+, 4 mEq/L de K+, 100 mg de glucosa sérica y 35 mg/dL de urea sanguínea

Soluciones y osmolaridad

En base a la osmolaridad del plasma, las soluciones se dividen en:

IsotónicasOsmolaridad similar a la del plasma (290-310 mOsm/L)

HipotónicasOsmolaridad menor a la del plasma (<290 mOsm/L)

Hipertónicas

Osmolaridad mayor a la del plasma (>310 mOsm/L)

Osmolaridad

Para obtener la osmolaridad a partir de una solución porcentual:

Osm= % de la Sol’n x 10 x 1000 x Núm partículas osmoticamente activas

peso molecular

Calcular la osmolaridad de una solución de glucosa al 5%

5. Normales (N)

Numero de equivalentes gramo (Eq/g) de soluto por litro de solución

Eq/gse obtiene dividiendo el PM entre el número de

valencia redox o núm de H+ u OH- sustituibles

N= Cantidad de sustancia en g/L de sol’n Peso equivalente de la sustancia

5. Normales (N)

Calcular los gramos necesarios para preparar 1L de una sol’n de HCl 1N

g= Eq gramo x N x Vol (L)

El HCl de manera natural es líquido:

Densidad= masa/volumen

Volumen= masa/densidad

Densidad del HCl: 1.18 g/mL Pureza del HCl: entre 35.39-40%

5. Normales (N)

Otra opción es: mL= Eq gramo x N x Vol (L) x 100 Densidad x % pureza

Calcular los gramos necesarios para preparar 1L de una sol’n de HCl 1N

6. Partes por millón (ppm)

Representa los gramos de soluto por millón de gramos de solución o gramos de soluto por millón de mL de solución

ppm= g o mL de soluto o sustancia x 106 g o mL de la solución

Las ppm se utilizan para expresar concentración de soln’s con solutos muy pequeños o que están muy diluidas