14/04/2020
2.4 ⭐⭐COMPUESTOS Y SOLUCIONES INORGÁNICOS⭐⭐
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El agua compuesto organico<
2. agua como solvente
3. agua en reaciones quimicas
4. propiedades termicas del agua
3. agua como lbricante
4. equilibrio acido base
OBJETIVOS
• Describir las propiedades del agua y las de los ácidos,
bases y sales inorgánicos.
• Distinguir entre soluciones, coloides y suspensiones.
• Definir pH y explicar el papel de los sistemas
amortiguadores (buffer) en la homeostasis.
La mayoría de las sustancias químicas del cuerpo existen en forma de compuestos. Los biólogos y los químicos dividen estos compuestos en dos clases principales: compuestos inorgánicos y compuestos orgánicos. Por lo general, los compuestos inorgánicos carecen de carbono y son simples desde el punto de vista estructural. Sus moléculas también tienen sólo unos pocos átomos y no pueden ser utilizadas por las células para realizar funciones biológicas complicadas. Comprenden agua y numerosas sales, ácidos y bases. Los compuestos inorgánicos pueden tener enlaces iónicos o covalentes. El agua representa el 55-60% de la masa corporal total de un adulto delgado; todos los demás compuestos inorgánicos suman un 1-2%. Los ejemplos de compuestos inorgánicos que contienen carbono son dióxido de carbono (CO2), ion bicarbonato (HCO3 − ) y ácido carbónico (H2CO3). Los compuestos orgánicos siempre contienen carbono, en general contienen hidrógeno y casi siempre tienen enlaces covalentes. La mayoría son moléculas grandes y muchos están formados por largas cadenas de átomos de carbono. Los compuestos orgánicos representan alrededor del 38-43% del cuerpo humano.
1. El agua compuesto organico
Agua El agua es el compuesto inorgánico más importante y abundante de todos los sistemas vivos. Si bien se podría sobrevivir durante semanas sin alimentos, sin agua sobrevendría la muerte en cuestión de días. Casi todas las reacciones químicas del cuerpo se producen en un medio acuoso. El agua tiene muchas propiedades que la convierten en un compuesto indispensable para la vida. Ya se mencionó la propiedad más importante del agua, su polaridad: los electrones de valencia se comparten de manera desigual, lo que confiere una carga negativa parcial cerca del átomo de oxígeno y dos cargas positivas parciales cerca de los dos átomos de hidrógeno de una molécula de agua (véase la Figura 2.5c). Esta propiedad sola convierte al agua en un excelente solvente para otras sustancias iónicas o polares, confiere cohesión a las moléculas de agua (la tendencia a permanecer juntas) y le permite resistir los cambios de temperatura.
2. agua como solvente
Agua como solvente En épocas medievales, la gente buscaba en vano un “solvente universal”, una sustancia que disolviera todos los demás materiales. No hallaron nada que funcionara tan bien como el agua. Si bien es el solvente más versátil conocido, el agua no es el solvente universal buscado por los alquimistas medievales. Si lo fuera, ¡ningún recipiente podría contenerla porque los disolvería a todos! ¿Qué es exactamente un solvente? En una solución, una sustancia denominada solvente disuelve otra sustancia denominada soluto. Por lo general, una solución contiene más solvente que soluto. Por ejemplo, el sudor es una solución diluida de agua (el solvente) más pequeñas cantidades de sales (los solutos). La versatilidad del agua como solvente de sustancias ionizadas o polares se debe a sus enlaces covalentes polares y su forma curva, que permite que cada molécula de agua interactúe con varios iones o moléculas adyacentes. Los solutos con carga o con enlaces covalentes polares son hidrófilos (hidro- = agua; -filo = atracción), que significa que se disuelven con facilidad en agua. El azúcar y la sal son ejemplos comunes de solutos hidrófilos. En cambio, las moléculas que contienen principalmente enlaces covalentes no polares son hidrófobas (-fobas = temor). No son muy hidrosolubles. Las grasas animales y los aceites vegetales son ejemplos de compuestos hidrófobos. Para comprender el poder disolvente del agua, considere lo que sucede cuando se coloca en agua un cristal de una sal, como el cloruro de sodio (NaCl) (Figura 2.10). El átomo de oxígeno electronegativo de las moléculas de agua atrae los iones sodio (Na ), y los átomos de hidrógeno electropositivos de las moléculas de agua atraen los iones cloruro (Cl + − ). Pronto, las moléculas de agua rodean y separan los iones Na + − en la superficie del cristal, lo que rompe los enlaces iónicos que mantienen juntos al NaCl. Las moléculas de agua que y Cly el Cl rodean los iones también reducen la probabilidad de que el Na + − se aproximen y vuelvan a formar un enlace iónico. La capacidad del agua para formar soluciones es esencial para la salud y la supervivencia. Como el agua puede disolver tantas sustancias diferentes, es un medio ideal para las reacciones metabólicas. El agua también disuelve los productos de desecho, lo que permite su eliminación por o***a.
1. agua en reaciones quimicas
Agua en las reacciones químicas El agua sirve como medio para la mayoría de las reacciones químicas del cuerpo y participa como reactivo o producto en ciertas reacciones. Por ejemplo, durante la digestión, las reacciones de descomposición rompen grandes moléculas de nutrientes en moléculas más pequeñas por el agregado de moléculas de agua. Este tipo de reacción se denomina hidrólisis (-lisis = aflojar o separar). Las reacciones hidrolíticas permiten la absorción de los nutrientes de la dieta. En cambio, cuando dos moléculas pequeñas se unen para formar una molécula en una reacción de síntesis por deshidratación (des- = de, reducido o sin; hidra- = agua), uno de los productos formados es una molécula de agua. Como se mencionará más adelante en este capítulo, estas reacciones se producen durante la síntesis de proteínas y otras moléculas grandes (p. ej., véase la Figura 2.21).
2. propiedades termicas del agua
Propiedades térmicas del agua En comparación con la mayoría de las sustancias, el agua puede absorber o liberar una cantidad relativamente grande de calor con sólo un cambio modesto de su propia temperatura. Por este motivo, se dice que el agua tiene una alta capacidad térmica. Esta propiedad se debe a la gran cantidad de enlaces de hidrógeno del agua. A medida que el agua absorbe energía térmica, parte de la energía se utiliza para romper enlaces de hidrógeno. Entonces, queda menos energía para aumentar el movimiento de las moléculas de agua, lo que aumentaría su temperatura. La alta capacidad térmica del agua es el motivo por el cual se la utiliza en los radiadores de los automóviles; enfría el motor absorbiendo calor sin que su propia temperatura se eleve a un nivel inaceptablemente alto. La gran cantidad de agua del cuerpo ejerce un efecto similar: reduce la repercusión de los cambios de temperatura ambiental, lo que ayuda a mantener la homeostasis de la temperatura corporal. Asimismo, el agua requiere una gran cantidad de calor para cambiar de estado líquido a gaseoso. Su calor de vaporización es alto. A medida que el agua se evapora de la superficie de la piel, elimina una gran cantidad de calor, lo que representa un mecanismo de enfriamiento importante.
1. agua como lbricante
Agua como lubricante El agua es un componente importante del moco y otros líquidos lubricantes de todo el cuerpo. La lubricación es especialmente necesaria en el tórax (cavidades pleurales y pericárdica) y el abdomen (cavidad peritoneal), donde los órganos internos se tocan y se deslizan uno sobre otro. También es necesaria en las articulaciones, donde huesos, ligamentos y tendones se frotan entre sí. Dentro del tubo digestivo, el moco y otras secreciones acuosas humedecen los alimentos, lo que ayuda a su tránsito suave a través del aparato digestivo.
Soluciones, coloides y suspensiones Una mezcla es una combinación de elementos o compuestos que están combinados físicamente, pero no unidos por enlaces químicos. Por ejemplo, el aire que se respira es una mezcla de gases que incluye nitrógeno, oxígeno, argón y dióxido de carbono. Tres mezclas líquidas comunes son soluciones, coloides y suspensiones. Una vez mezclados, los solutos de una solución permanecen dispersos de manera uniforme entre las moléculas de solvente. Como las partículas de soluto de una solución son muy pequeñas, una solución se ve clara y transparente. La diferencia principal entre un coloide y una solución es el tamaño de las partículas. Las partículas de soluto de un coloide son suficientemente grandes para dispersar la luz, así como las gotas de agua de la neblina dispersan las luces de los faros delanteros de un automóvil. Por esta razón, los coloides suelen impresionar translúcidos u opacos. La leche es un ejemplo de un líquido que es, a la vez, un coloide y una solución. Las proteínas grandes de la leche la convierten en un coloide, mientras que las sales de calcio, el azúcar de la leche (lactosa), los iones y otras partículas pequeñas están en solución. Los solutos tanto de las soluciones como de los coloides no se depositan ni se acumulan en el fondo del recipiente. En cambio, en una suspensión, el material suspendido se puede mezclar con el líquido o el medio de suspensión durante algún tiempo, pero con el tiempo sedimentará. La sangre es un ejemplo de suspensión. Cuando recién se la extrae del cuerpo tiene un color rojizo uniforme. Después de que permanece un rato en un tubo de ensayo, los eritrocitos sedimentan fuera de la suspensión y se acumulan en el fondo del tubo (véase la Figura 19.1a). La capa superior, la porción líquida de la sangre, es de color amarillo pálido y se denomina plasma sanguíneo. El plasma sanguíneo es una solución de iones y otros solutos pequeños, y un coloide debido a la presencia de proteínas plasmáticas más grandes. La concentración de una solución se puede expresar de varias maneras. Una manera habitual es mediante un porcentaje de masa por volumen, que da la masa relativa de un soluto hallado en un volumen dado de solución. Por ejemplo, se puede observar lo siguiente en una botella de vino: “Alcohol 14,1% por volumen”. Otra manera de expresar la concentración es en unidades de moles por litro (mol/L), que relaciona la cantidad total de moléculas en un volumen dado de solución. Un mol es la cantidad de cualquier sustancia que tiene una masa en gramos igual a la suma de las masas atómicas de todos sus átomos. Por ejemplo, 1 mol del elemento cloro (masa atómica = 35,45) es 35,45 g, y 1 mol de solución de cloruro de sodio (NaCl) es 58,44 g (22,99 por el sodio + 35,45 por el Cl). Así como una docena siempre significa 12 de algo, un mol de cualquier cosa tiene el mismo número de partículas: 6,023 × 10 . Este número enorme se denomina número de Avogadro. Por lo tanto, las mediciones de sustancias expresadas en moles informan acerca de la cantidad de átomos, iones o moléculas presentes. Esto es importante cuando se producen reacciones químicas, dado que cada reacción requiere un número fijo de átomos de elementos específicos. En el Cuadro 2.3 se describen estas maneras de expresar la concentración. 23
Ácidos, bases y sales inorgánicos Cuando los ácidos, bases y sales inorgánicos se disuelven en agua, se disocian; es decir, se separan en iones que son rodeados por moléculas de agua. Un ácido (Figura 2.11a) es una sustancia que se disocia en uno o más iones hidrógeno (H ) y uno o más aniones. Como H + + es un protón único con una carga positiva, un ácido también se denomina dador de protones. En cambio, una base (Figura 2.11b) elimina H + de una solución y, por lo tanto, es un aceptor de protones. Muchas bases se disocian en uno o más iones hidróxido (OH ) y uno o más cationes. Una sal, cuando se disuelve en agua, se disocia en cationes y aniones, ninguno de los cuales es H − (Figura 2.11c). En el cuerpo, las sales, como el cloruro de potasio, son electrolitos importantes para + − u OH transportar corrientes eléctricas (iones que fluyen de un lugar a otro), especialmente en tejidos nerviosos y musculares. Los iones de sales también aportan muchos elementos químicos esenciales de los líquidos intracelular y extracelular, como la sangre, la linfa y el líquido intersticial de los tejidos. Los ácidos y las bases reaccionan entre sí para formar sales. Por ejemplo, la reacción de ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de potasio (KOH), una base, produce la sal cloruro de potasio (KCl) y agua (H2O). Esta reacción de intercambio se puede escribir de la siguiente manera: HCl + KOH n H + − + − + Cl + K + OH n KCl + H2O Ácido Base Iones disociados Sal Agua
2. equilibrio acido base
Equilibrio ácido-base: el concepto de pH Para garantizar la homeostasis, los líquidos intracelular y extracelu- lar deben contener cantidades casi equilibradas de ácidos y bases. Cuanto más iones hidrógeno (H + ) hay disueltos en una solución, más ácida es ésta; cuanto más iones hidróxido (OH − ), más básica (alcali- na) es la solución. Las reacciones químicas que tienen lugar en el organismo son muy sensibles a cambios incluso pequeños de la acidez o la alcalinidad de los líquidos corporales en los que se producen. Cualquier desviación de los límites estrechos de concentraciones normales de H + − y OH altera mucho las funciones corporales. La acidez o alcalinidad de una solución se expresa en la escala de pH, que se extiende de 0 a 14 (Figura 2.12). Esta escala se basa en la concentración de H + en moles por litro. Un pH de 7 significa que una solución contiene la diez millonésima parte (0,0000001) de 1 mol de iones hidrógeno por litro. La notación científica del número 0,0000001 es 1 × 10 −7 , que indica que el número es 1 con el punto decimal movido 7 veces hacia la izquierda. Para convertir este valor a pH, se cambia el exponente negativo (−7) a un número positivo (7). Una solución con una concentración de H + −4 de 0,0001 (10 ) moles por litro tiene un pH de 4; una solución con una concentración de H + −9 de 0,000000001 (10 ) moles por litro tiene un pH de 9; etc. Es importante advertir que un cambio de un número entero en la escala de pH representa un cambio de diez veces en la cantidad de H + . Un pH de 6 denota 10 veces más H + que un pH de 7, y un pH de 8, diez veces menos H + que un pH de 7 y 100 veces menos que un pH de 6. El punto medio de la escala de pH es 7, donde las concentraciones de H + − y OH son iguales. Una sustancia con un pH de 7, como el agua pura, es neutra. Una solución que tiene más H + − que OH es una solu- ción ácida y tiene pH inferior a 7. Una solución con más OH − + que H es una solución básica (alcalina) y tiene pH superior a 7. Mantenimiento del pH: sistemas amortiguadores Si bien, como ya se mencionó, el pH de los líquidos corporales puede diferir, los límites normales para cada líquido son muy estrechos. En el Cuadro 2.4 se muestran los valores de pH para ciertos líquidos corporales, junto con los de algunas sustancias comunes fuera del cuerpo. Los mecanismos homeostáticos mantienen el pH de la sangre entre 7,35 y 7,45, que es ligeramente más básico que el agua pura. En el Capítulo 27 se comentará que si el pH de la sangre desciende por debajo de 7,35, aparece un cuadro denominado acidosis,y si el pH asciende por encima de 7,45, aparece un cuadro denominado alcalosis; ambos cuadros pueden causar grave compromiso de la homeostasis. La saliva es ligeramente ácida y el semen, ligeramente básico. Como los riñones ayudan a eliminar el exceso de ácido del cuerpo, la o***a puede ser bastante ácida. Si bien el organismo capta y forma continuamente ácidos y bases fuertes, el pH de los líquidos del interior y exterior de las células se mantiene casi constante. Una razón importante es la presencia de sistemas amortiguadores (buffer), cuya acción consiste en convertir ácidos y bases fuertes en ácidos y bases débiles. Los ácidos (o bases) fuertes se ionizan con facilidad y aportan numerosos H + − (u OH ) a una solución. Por lo tanto, pueden modificar de manera sustancial el pH, lo que puede alterar el metabolismo corporal. Los ácidos (o bases) débiles no se ionizan tanto y aportan menos H + − (u OH ) a la solución. Por consiguiente, ejercen menos efecto sobre el pH. Los compuestos químicos que pueden convertir ácidos o bases fuertes en débiles se denominan amortiguadores (buffers). Lo hacen eliminando o agregando protones (H + ).
Un sistema amortiguador importante del cuerpo es el sistema ácido carbónico-bicarbonato. El ácido carbónico (H2CO3) puede actuar como ácido débil, y el ion bicarbonato (HCO3 − ) como base débil. En consecuencia, este sistema amortiguador puede compensar un exceso o una escasez de H + (un cuadro ácido), el HCO3 − . Por ejemplo, si hay un exceso de H + puede actuar como una base débil y eliminar el xceso de H + , de la siguiente manera: + H − + HCO3 ⎯⎯n H2CO3 Ion hidrógeno Ion bicarbonato (base débil) Ácido carbónico Por el contrario, si hay una escasez de H + (un cuadro alcalino), el H2CO3 puede funcionar como un ácido débil y aportar los H + necesa- rios, de la siguiente manera: H2CO3 ⎯⎯n H + − + HCO3 Ácido carbónico Ion hidrógeno Ion bicarbonato (ácido débil) En el Capítulo 27 se describen con mayor detalle los amortiguado- res y sus funciones para mantener el equilibrio ácido-base.
PREGUNTAS DE REVISIÓN 12. ¿Cómo difieren los compuestos inorgánicos de los compuestos orgánicos? 13. Describa dos maneras de expresar la concentración de una solución. 14. ¿Qué funciones cumple el agua en el cuerpo? 15. ¿Cómo previene el bicarbonato la acumulación de un exceso de H + ?
