Tema 1

Prep. Omar E Vitale De S

Universidad de CaraboboFacultad de Ciencias de la Salud

Escuela de Medicina“Dr. Witremundo Torrealba" Departamento de Fisiología y Bioquímica

CONTENIDO

1. Conceptos Básicos

2. Enlace Químico

3. Estructura Molecular del Agua.

4. Propiedades Fisicoquímicas del Agua.

5. El Agua como Solvente.

6. Teoría de Bronsted y Lowry.

7. Escala del pH.

8. Constante de Disociación

9. Ecuación de Henderson-Hasselbalch

10. Amortiguadores o Buffers

CONCEPTOS BÁSICOS

Átomo: es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

Polaridad: propiedad que representa la desigualdad en las cargas eléctricas de una molécula.

Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia el lo electrones.

CONCEPTOS BÁSICOS

Anfipático: posee dos regiones, una hidrofóbica y otra hidrofílica.

Constante de Equilibrio: se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos.

Electrolito: sustancia cuya disociación iónica en solución hace que pueda conducir la corriente eléctrica.

ENLACE QUíMICO

Es la interacción entre 2 átomos. Se puede dividir en:

Enlace Covalente: son aquellos enlaces en los cuales 2 átomos comparten electrones.

Enlace No Covalente: son los que se forman por la presencia de interacciones electroestáticas. Pueden ser:

Enlaces Iónicos

Puentes de Hidrógeno

Interacciones Hidrofóbicas

Interacciones de Van der Waals

ENLACE COVALENTE

Se comparten electrones puesto que la diferencia de la electronegatividad entre los átomos involucrados es mínima.

Pueden ser simples, dobles, triples o hasta cuádruples dependiendo de los pares de electrones que compartan.

ENLACE IONICO

Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro.

Ocurre debido a una diferencia de la electronegatividad alta entre los átomos involucrados.

ClNa

NaCl = Na+ + Cl-

PUENTE DE HIDRÓGENO

Se forman entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrogeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo.

INTERACCIONES HIDROFÓBICA

Son fuerzas que mantienen juntas las regiones apolares de una molécula anfipática.

INTERACCIONES DE VAN DER WAALS

Son relativamente débiles, y están dadas por la formación de dipolos eléctricos transitorios.

Estos dipolos transitorios se pueden originar por la influencia mutua de las nubes electrónicas de dos átomos muy cercanos entre si.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

Cada átomo de Hidrogeno comparte un par electrónico con el Oxigeno Central. Carácter Tetraédrico.

PROPIEDADES DISOLVENTES

Dipolo eléctrico: Puentes de Hidrógeno:

PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS

Densidad máxima a 4°C.

Elevado calor especifico:

Calor necesario para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1°C.

Elevada temperatura de ebullición:

Temperatura a la cual se pasa de estado liquido a estado gaseoso.

Elevado calor de vaporización:

Calor necesario para vaporizar 1 g de agua.

PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS

Elevada conductividad térmica.

Elevada constante dieléctrica:

Tendencia de un solvente a oponerse a la atracción electroestática.

Elevada tensión superficial:

Cohesión entre las moléculas de la superficie del agua.

PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS

DE COMPUESTOS POLARES NO IONICOS

Gracias a su capacidad para establecer Puentes de Hidrogeno.

DE COMPUESTOS POLARES IONICOS

Gracias a su carácter Dipolar y su alta Constante Dieléctrica.

DE COMPUESTOS AMFIPÁTICOS

Lleva consigo la formación de Micelas.

TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY

Acido: sustancia donadora de protones.

Bases: sustancia aceptora de protones.

Un dador de Protones y su correspondiente aceptor forman un Par Acido-Base Conjugado.

CH3COOH H + CH3COO+ -

ACIDO BASE

Acido Acético Acetato

ACIDOS Y BASES

Ácidos y Bases Fuertes: en solución se encuentran totalmente disociados

Ácidos y Bases Débiles: en solución se encuentran parcialmente disociados.

AB A + B+ -

AB A + B+ -

IONIZACIÓN DEL AGUA

El agua presenta un ligera tendencia a ionizarse reversiblemente:

En realidad los protones libres no existen en disolución, puesto que son inmediatamente hidratados:

H2O H + OH+ -

Ion Hidrógeno (protón) Ion Hidroxilo

2H2O H3O + OH+ -

Ion Hidronio

IONIZACIÓN DEL AGUA

La constante de equilibrio para la ionización irreversible del agua es:

Luego reordenando:

El Producto Iónico del Agua (Kw) es =

H2O H + OH+ -

(Keq )([H2O]) = [H ] [OH ]-+

[H ] [OH ]-+

K = ____________

[H2O]

[H ] [OH ]-+

IONIZACIÓN DEL AGUA

La concentración del agua a 25°C es: 55,5 M

El valor de Keq estimada a 25°C es: 1,8 x 10 M

Luego colocando los valores:

El Producto Iónico del Agua (Kw) es =

-16

Kw = [H ] [OH ]-+ = (Keq )([H2O])

Kw = [H ] [OH ]-+ = (1,8 x 10 M)(55,5 M)-16

Kw = [H ] [OH ]-+ = 1,0 x 10 M-14 2

1,0 x 10 M-14 2

VALORES DE [H-] Y [OH+]

En el agua pura, existen iguales concentraciones de [H+] [OH-], por lo tanto esta a pH neutro.

A este pH se puede calcular la concentración de H+ y OH- a partir del Producto Iónico del Agua de la manera siguiente:

Despejando [H ]:

Kw = [H ] [OH ]-+ = [H ]+

+

[H ] =+ Kw = 1,0 x 10 M 2-14

[H ] = [OH ] = 10 M-+ -7

ESCALA DEL pH

El Producto Iónico del Agua (Kw) constituye la Escala del pH.

El termino pH se define mediante la expresión:

Se sustituye el valor de [H ]:

pH = log 1 = - log [H ] +

[H ]+

+

pH = log 1 = - log (1,0 x 10 )1,0 x 10 7

7

pH = log 1,0 + log 10 = 0 + 7 = 77

pH

Se define como el logaritmo decimal de la concentración molar de iones hidrogeno con el signo cambiado.

En función del pH, las disoluciones

pueden clasificarse en:

Neutras: si el valor del pH es igual a 7.

Ácidas: si el valor del pH es menor a 7.

Básicas: si el valor del pH es mayor a 7.

pH = - log [H ]

CONSTANTE DE DISOCIACION (Ka)

La tendencia de cualquier Acido (HA) a perder un protón y formar su base conjugada (A ) se define mediante la constante de equilibrio (Keq) para la reacción reversible:

HA H + A

Keq = [H ] [A ]

[HA]

Esta se suele denominar Constante de Disociación (Ka).

-

- = Ka+

pKa

Es una expresión análoga al pH.

Es el logaritmo negativo de la constante de disociación de un ácido débil.

A menor pKa mas fuerte el Ácido y mas fuerte la tendencia a disociar un protón.

Con las Curvas de Titulación se puede determinar el pKa

de una Ácido débil.

pKa = - log [Ka]

Ka y pKa

CURVA DE TITULACIÓN

CH3COOH H + CH3COO+ -

ECUACION DE HENDERSON-HASSELBALCH

La curva de titulación de cualquier acido puede ser representada por la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

ECUACION DE HENDERSON-HASSELBALCH

HOMEOSTASIS ACIDO-BASE

El pH del cuerpo se mantiene constante y presenta un rango: 7,35 – 7,45.

El cuerpo Humano presenta 2 mecanismos de defensa:

Amortiguadores Fisiológicos

Ventilación Pulmonar

Filtración Renal

AMORTIGUADORES FISIOLOGICOS

Los Amortiguadores, buffers o tampones son sistemas acuosos que tienden a resistir cambios en el pH cuando se añaden pequeñas cantidades de ácidos o bases.

Están formados por:

Un Acido Débil mas su base conjugada.

Una Base Débil mas su acido conjugado.

Capacidad Amortiguadora Máxima: esta representada por un rango comprendido entre 1 +/- del pKa.

AMORTIGUADORES FISIOLOGICOS

Los Amortiguadores Fisiológicos de mayor relevancia son:

Amortiguador Fosfato

Amortiguador Bicarbonato

Proteínas

Hemoglobina

COMPUESTOS HIDROFÍLICOS

Ventaja: Pueden circular libremente en el Plasma sin necesidad de transportador.

COMPUESTOS HIDROFÓBICOS

Vs

Ventaja: Pueden atravesar las membranasplasmáticas libremente.

SANGRE

INTRACELULAR

MEMBRANA PLASMATICA

Hidrofílico

COMPUESTOS HIDROFILICOS

SANGRE

INTRACELULAR

MEMBRANA PLASMATICA

Carrier

Hidrofóbico

COMPUESTOS HIDROFÓBICOS

FORMULAS

pH = - log [H ] + pOH = - log [OH ] -

[H ] = antilog - pH + [OH ]=antilog- pOH-

Si despejamos las [] de Hidrogeniones y Oxidrilos

FORMULAS

La Aspirina es un acido débil con un pKa de 3,5.

El pH gástrico es 1,5

El pH del intestino es 6

¿Se absorbe mas aspirina hacia el torrente sanguíneo en el estomago o en el intestino delgado?