Apoyo para biología
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Puentes de hidrogeno
Cuando dos moléculas de agua se aproximan y se establece la atracción
electrostática entre la δ (+) del H y δ (-) del O de una molécula adyacente,
esto va acompañado por una redistribución de las cargas electrónicas en
ambas moléculas que “exalta” en gran medida (10 veces) su interacción
(aprox. 4 Kcal/mol).
Puente de hidrógeno
0,177 nm
Enlace covalente
Esta unión electrostática compleja se denomina “enlace de hidrógeno”
o “puente de hidrógeno”, correctamente “enlace por puente de
hidrógeno”.
Debido a la ordenación casi tetraédrica de los
electrones alrededor del átomo de oxígeno,
cada molécula de agua es potencialmente
capaz de unirse mediante enlaces de hidrógeno
con cuatro moléculas de agua vecinas:
Zona electropositiva
Zona electronegativa
El número extremadamente elevado de puente de hidrógeno entre moléculas de agua confiere gran cohesión interna.
104,5º
Depende del estado de agregación
en que se encuentre el agua
“Los enlaces de hidrógeno son interacciones electrostáticas (dipolo-dipolo) complejas que se establecen
entre un átomo de H unido a un elemento muy electronegativo (F, O ó N) y un átomo muy electronegativo
(como F, O ó N) que presente δ (-) de carga”
Aceptor de
hidrógeno
Dador de
hidrógeno
El H “terminal” de una molécula es atraído por el
átomo electronegativo “terminal” de otra molécula.
Timina
Adenina
Grupo alcohol
y
agua
Grupos amida
Bases
complementarias
Grupo carbonilo
y
agua
Enlaces de hidrógeno de importancia biológica:
Resultan de la unión de un ácido carboxilico y una
amina, como en el enlace peptídico (unión entre
aminoácidos para formar los péptidos y las proteínas)
µ
S
°
S
:
①
s
s
i.
°
.
.
i
'
i
.
.
:
⊖
:
:
.
i
÷
2
22
2
C
C
3
C
o
a
°
:
C
C
0º
2
C
2
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Propiedades constitutivas
Dependen de la naturaleza química del soluto
● Densidad
● Viscosidad
● Conductividad eléctrica
Propiedades coligativas
Dependen de la concentración de soluto
Corresponde a las modificaciones que sufren algunas de las propiedades de la sustancia pura luego de convertirse
en solvente de una solución diluida.
• Descenso de la presión de vapor
• Aumento del punto de ebullición
• Descenso del punto de fusión
• Presión osmótica
“Son propiedades de las soluciones que DEPENDEN sólo de la CONCENTRACIÓN DE PARTÍCULAS DE SOLUTO
disueltas y NO de su naturaleza”
Factor i de van’t Hoff
Hace referencia al número de partículas en solución luego de la
disociación
Osmolaridad
Osm = “moles de partículas de soluto/litro de solución”
Expresa la concentración de partículas de una solución.
Una solución de 1 Osm tiene 1 mol de partículas de soluto / litro de solución.
Molaridad (M): moles de moléculas de soluto/litro de solución.
Una solución de 1 M tiene 1 mol de moléculas / litro de solución.
Solución química: mezcla homogénea.
Soluto + solvente
No importa el
TAMANO de las
partículas, sólo el
número
\
-
c
,
t
-
/
,
CUC
sa
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c.
a
ac
7
a
\
C
Cac
,
3
CÉ
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os
3
7
S
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-
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Factor i de van’t Hoff
Es el número de partículas generadas por la disociación de una molécula de soluto, y su valor varía de acuerdo con
la sustancia considerada.
Para sustancias no disociables, i=1, mientras que para sustancias que se disocian n es mayor, por ejemplo, para el
NaCl que se disocia totalmente, i=2.
Hidrácidos:
Oxácidos:
Hidróxidos:
Sales:
-Binarias:
-Ternarias:
Óxidos
Peróxidos
Grupos hidroxilos
M=metal X=No metal
-
C
C
C
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3
7
7
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s
'
:
C
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C
C
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C
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S
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C
7
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5
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3
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Caca
3
G-
UC
sa
Saca
-
sa
U
-
ca
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Isotonicas
Isoosmoticas
Hipotonicas
Hipoosmoticas
Hipertonicas
Hiperosmoticas
Las soluciones pueden ser
Igual presión osmótica/ osm efectiva
Igual osmolaridad
OSMOLARIDAD (“πteórico”)
Únicamente tiene en cuenta la concentración de partículas de la solución. No tiene en cuenta las características
de la membrana.
En el caso de una membrana semipermeable
(
impermeable a los solutos y permeable al agua
)
la osmolaridad
efectiva sería igual a la osmolaridad
OSMOLARIDAD EFECTIVA (“πexperimental”)
Osmolaridad Efectiva
Esta es
“
la posta
”
, la verdadera, acá se agrega el
“
sigma
”
que nos habla de las características de la membrana.
Esta nos define si hay o no flujo neto de agua.
Tenemos por un lado las características de la membrana
(
sigma
)
y por el otro la concentración de partículas de
la solución
([
Osm
])
y lo que vamos a evaluar es cuántas de esas partículas son osmóticamente activas
(
es
decir, cuáles aportan efectivamente a la osmolaridad de la solución
)
. Ejemplo
:
si tengo un soluto que es 100
%
permeable,
σ
=
0, no importa cuántas partículas de ese soluto haya, es lo mismo si hay 100, 500, ó 50.000
partículas, al multiplicarlo por 0 la osmolaridad de la solución nos va a dar cero, es decir que en realidad esas
partículas no aportaban realmente a la osmolaridad de la solución,
no son osmóticamente activas.
A la π experimental sólo contribuyen las partículas que no atraviesan la membrana (partículas osmóticamente activas)
Para corregir esta desviación se introduce un coeficiente (σ) denominado coeficiente de reflexión:
Si la membrana es impermeable al soluto, la reflexión es total y σ vale 1 (todas las partículas son osmóticamente
activas).
Si la membrana es totalmente permeable al soluto, la reflexión es nula y σ vale 0 (tocas las partículas son
osmóticamente inactivas)
Si la membrana es parcialmente permeable al soluto, la reflexión es parcial y σ tendrá un valor entre 0 y 1 (solo
un porcentaje de las partículas son osmoticamente activas)
σ: fracción de moléculas de soluto que chocan contra la membrana,
no la atraviesan y se reflejan hacia el mismo compartimiento.
cantidad de moléculas que se reflejan
cantidad de moléculas que chocan
σ=
|
577
.
.
577
\
/
/
-
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A: 160 mM + 100mM
420 mOsm
Hiperosmolar
320 mOsm
Isotónica
B: 320 mM + 10mM
650 mOsm
Hiperosmolar
640 mOsm
Hipertónica
C: 50 mM + 220mM
320 mOsm
Isoosmolar
100 mOsm
Hipotónica
[Osm]
Σσ[Osm]
Solución de NaCl + glicerol:
320 mOsm
Membrana impermeable al Na+ y al Cl-.
Permeable al glicerol
La célula se crena
La célula se hincha y
luego se lisa
La célula no
modifica su forma
= 0,320 Osm
El agua se mueve desde el interior del glóbulo
rojo (320 Osm) hacia la solución (640 Osm).
Por ende, al salir agua de la célula, el
volumen del glóbulo rojo disminuye
El agua se mueve desde la solución
hacia el interior del glóbulo rojo, por
ende, el volumen de la célula aumenta,
es decir que se hincha. Cuando la
presión dentro del glóbulo rojo sea
excesiva, la célula se lisa (explota
como una bombucha)
La
-
-
Jaffas
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pH
En el agua pura la mayoría de las moléculas existen como H O, pero un número pequeño de moléculas están
constantemente disociándose en iones hidrógeno o protones (H ) y oxhidrilos (OH ) y reasociándose. La ecuación
que describe este equilibrio es:
2
+
-
Reacción reversible.
Alcanzado el equilibrio las
concentraciones son constantes
La tendencia del agua a disociarse es muy pequeña.
Entonces en el equilibrio:
- la concentración de moléculas de agua excede en gran número a
la de H+ y OH-
- la concentración de moléculas de agua permanece prácticamente con
stante.
En estas condiciones, la concentración de protones ([H+]) es igual
a la de oxhidrilos ([OH-]) y a 25°C tiene un valor
de 10 M
-7
Constante de disociación del agua
ARRHENIUS: un ácido es una sustancia que contiene un exce
so de protones (H+) mientras que una base es una
sustancia que contiene un exceso de oxhídrilos (OH-)
BRONSTED – LOWRY: un ácido es una sustancia capaz de cede
r protones (donor de protones) y una base es
una sustancia capaz de tomar protones (aceptor de protones).
• Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente en agua (HC
l, H SO , NaOH, KOH)
• Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente en agua (Ácid
o acético, H2CO3 (ácido carbónico), Anilina,
Amoníaco)
Ácido
Base
Neutro
2
4
Las soluciones en las cuales la concentración de protones es igual a la de oxhidrilos
se denominan soluciones neutras.
Doña
Soo
-
P
-
p
.
-
7o
C
7
JJ
;D
~
.
JJ
;D
i
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Dado que las concentraciones de H+ y de OH- en el agua pura y en soluciones diluidas son muy bajas, se buscó una
escala para manejar números sencillos.
El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una solución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno
(H+) presentes en determinadas disoluciones.
Definimos como “p” a un operador matemático que implica aplicar la función -log de modo que:
10
Por lo tanto:
Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen en 1909 y se ha utilizado universalmente por lo
práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas en soluciones diluidas (que tienen baja
concentración de solutos) .
Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1×10 M, lo que equivale a: 0.0000001 M y que finalmente es un pH de 7,
ya que pH = –log [10 ] = 7.
En soluciones acuosas diluidas, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14. Son ácidas las soluciones con pH
menores que 7. Por otro lado, las soluciones alcalinas tienen un pH superior a 7. La solución se considera neutra
cuando su pH es igual a 7, por ejemplo el agua.
-7
-7
Soluciones ácidas, [H+] > [OH-] → [H+] > 10 M → pH < 7
En soluciones básicas, [H+] < [OH-] → [H+] < 10 M → pH > 7
En las soluciones neutras, [H+] = [OH-] → [H+] = 10 M → pH = 7
-7
-7
-7
Sørensen también definió pOH como el logaritmo negativo de base de 10 de la concentración molar de oxhidrilos
(OH-):
Aplicando logaritmo a ambos miembros de la constante de disociación del agua (Kw) a 25ºC obtendremos:
• El pH mide el grado de acidez y el pOH el de alcalinidad de soluciones diluidas en una escala logarítmica
• Cada unidad de pH representa una diferencia de concentración de H+ de 10 (escala logarítmica). Un pequeño
cambio en el pH representa un gran cambio en la concentración de H+ y OH-.
Se creó la escala de pH para manejar números sencillos (0 – 14).
Constante de disociación
del agua (Kw)
Ácidas
N
Básicas
°
j
:
J
:
l
O
J
9
.
9
.
1
8
8
1
9
8
mi
2- Mini Apunte Agua (1).pdf
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