Molécula de Agua

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+ + OHPuesto 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 molar

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.

El pH normal de la sangre se sitúa entre 7,35 y 7,45, lo que corresponde a una [H+] en torno a 40 nM. Como el pK del tampón bicarbonato es 6,1, bastante alejado del pH normal de la sangre, su eficacia amortiguadora es muy reducida. Sin embargo, su importancia fisiológica es enorme ya que:

• el sistema respiratorio permite controlar la presión parcial de CO₂ en los pulmones
• los riñones permiten ajustar la [HCO₃-] en el plasma

ECUACIÓN DE HENDERSON HASSELBALCH

                         Lawrence Joseph Henderson. (1878 - 1942)

            

Profesor de Fisiología en Harvard, es quien acuña en 1909 el término "balance ácido-básico" Recopiló su labor investigadora en una obra sobre el orden de la naturaleza, redactando un volumen sobre la sangre. y crea la conocida ecuación de Henderson, que establece la relación entre el pH y "el par" bicarbonato/ácido carbónico Recopiló su labor investigadora en una obra sobre el orden de la naturaleza, redactando un volumen sobre la sangre.

Karl Albert Hasselbalch 

(1874 - 1962)

Era un médico y químico. Él era un pionero en el uso de la medida del pH en medicina (con Bohr cristiano, padre de Niels Bohr), y él describió cómo la afinidad de la sangre para el oxígeno era dependiente en la concentración del bióxido de carbono. Él era también primer para determinar el pH de la sangre. En 1916, él convirtió la ecuación 1908 de Lorenzo José Henderson a la forma logarítmica, que ahora se conoce como la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Modifica la ecuación de Henderson, dando lugar a lo que hoy conocemos como 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+ + A

Su 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] =00:
pH = pK + Log 100, pH=pK + 2 
Cuando la [A-] = [HA], tenemos: pH = pK

Aplicaciones de la ecuación en la elaboración de fármacos.

La fórmula de Henderson-Hasselbalch es empleada para medir el mecanismo de absorción de los fármacos en la economía corpórea. Dicho de otra manera, la absorción es la transferencia de un fármaco desde un sitio de administración hacia el sangre. Los rangos de rapidez y eficacia de la absorción farmacológica dependen de una ruta específica de administración, sea esta en su disposición farmacológica traslocarse al interior de la membrana celular para estimular el efecto organísmico deseado, por lo que la administración farmacéutica por diferentes rutas mucosas dependen de su biodisponibilidad farmacológica. Para ello se requiere que para la translocación del fármaco se necesite que este, desde su formulación farmacéutica no se disocie al llegar a la membrana celular, sea de carácter liposoluble, y de bajo peso molecular por lo que debe de ser de características de ácidos y bases débiles.

·         El efecto del pH en la absorción farmacológica se media estudiando el pH de las presentaciones farmacéuticas:

·         Fármacos Ácidos Débiles [HA]: Liberan un [H+] causando una carga aniónica [A-], para formar: [HA] <-> [H+] + [A-].

·         Fármacos Alcalinos Débiles [BH+]: Liberan también un [H+]. La forma ionizada de los fármacos base son usualmente cargados, y pierden un protón que produce una base sin carga[B], para formar: [BH+] <-> [B] + [H+].

Tomando el pH de ciertas mucosas, por ejem:

·         Cavidad Oral: 5 a 6 pH.

·         Mucosa Gástrica: 1 a 3 pH.

·         Mucosa Intestinal: 4 a 5 pH.

 Y Tomando el pK de ciertos fármacos, por ejem:

·         Morfina: (Base) 9 pK.

·         Acetaminofeno: (Ácido) 8 pK.

·         Diazepam: (Ácido) 4 pK.

·         Aspirina: (Ácido) 1.4 pK.

  Ejecutando la fórmula de Henderson-Hasselbalch para el ejemplo de:

  Aspirina administrada vía enteral, absorbida en la mucosa gástrica:

Despeje:

D

3= 1+log [AH]/[A][H+]

3-1= log [AH]/[A][H+]

2= log [AH]/[A][H+]

antilog 2= [AH]/[A][H+]

100= [AH]/[A][H+]

100/1= [AH]/[A][H+]

101-100% = 1 = 100-x%; x= 99% Quiere decir, que la administración enteral de la aspirina, alcanza una absorción casi al 100%, logrando una efectividad de translocación mayor.