Estructura y enlaces del agua

No new information was provided, therefore no updates were made. The original notes are below:

Estructura y Propiedades del Agua

• El agua es esencial para la vida en la Tierra.
• La molécula de agua está formada por un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno, unidos por enlaces covalentes simples.
• La disposición de la molécula es tetraédrica, con el oxígeno en un vértice y los átomos de hidrógeno abiertos.
• El oxígeno atrae los electrones de los enlaces con el hidrógeno, adquiriendo una carga parcial negativa (δ-).
• Los átomos de hidrógeno adquieren cargas parciales positivas (δ+).
• Esta distribución de cargas convierte al agua en una molécula polar o dipolo.
• Las moléculas polares tienen cargas parciales positivas y negativas, pero una carga global neutra.
• La estructura tetraédrica genera un momento dipolar neto en la molécula de agua.
• La existencia de cargas parciales permite la formación de enlaces de hidrógeno.

Enlaces de Hidrógeno

• Un enlace de hidrógeno es una atracción electrostática entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno ya unido a otro átomo electronegativo.
• Los átomos electronegativos comunes son el oxígeno, el nitrógeno, el flúor y el azufre.
• Los enlaces de hidrógeno son débiles individualmente, pero numerosos, dando gran cohesión al agua.
• Cada molécula de agua puede formar hasta cuatro enlaces de hidrógeno.
• En el hielo, el agua tiene una estructura ordenada con cuatro enlaces de hidrógeno por molécula.
• En estado líquido, hay un promedio de 3.4 enlaces de hidrógeno por molécula.
• La vida media de un enlace de hidrógeno es muy corta (aprox. 1.5 picosegundos).
• La red de enlaces de hidrógeno proporciona una gran cohesión interna al agua.

Propiedades Físico-Químicas del Agua

• La capacidad de formar enlaces de hidrógeno confiere al agua propiedades únicas.
• Punto de fusión, punto de ebullición y calor específico altos en comparación con moléculas de peso similar.
• El punto de fusión es la temperatura a la que un sólido pasa a líquido.
• El punto de ebullición es la temperatura a la que un líquido pasa a gas.
• El calor de vaporización es la energía necesaria para que un líquido se convierta en gas.
• La tensión superficial es la energía necesaria para aumentar la superficie de un líquido.
• El agua tiene una densidad máxima a 4°C, lo que permite que el hielo flote.
• El agua se disocia en una pequeña proporción en iones hidronio (H3O+) e hidróxido (OH-), influyendo en el pH.

Solubilidad y Interacciones con el Agua

• La solubilidad depende de la capacidad de una molécula para interactuar con el agua.
• Compuestos con carga o polares (dipolos) son hidrofílicos (se disuelven bien en agua).
• Compuestos apolares son hidrofóbicos (no se disuelven bien en agua).
• Moléculas anfipáticas tienen regiones hidrofílicas e hidrofóbicas.
• Las sustancias polares presentan dipolos o cargas.
• Las sustancias apolares no presentan dipolos ni cargas.
• Los átomos electronegativos (O, N, F, etc.) pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua.
• Un aceptor de hidrógeno es un átomo electronegativo que atrae un átomo de hidrógeno.
• Un dador de hidrógeno es un átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo.
• Grupos funcionales solubles en agua incluyen aquellos con O-H, grupos amino o carboxilo.
• Moléculas con solo carbono e hidrógeno son generalmente insolubles en agua.

Interacciones No Covalentes

• Interacciones dipolo-dipolo: atracción entre polos opuestos de dipolos.
• Interacciones iónicas: atracción entre grupos con cargas opuestas.
• Interacciones ion-dipolo: atracción entre un ion y el polo opuesto de un dipolo.
• Fuerzas de Van der Waals: atracción entre dipolos temporales inducidos por fluctuaciones de electrones.
• Interacciones hidrofóbicas: tendencia de grupos no polares a unirse en soluciones acuosas.

Enlaces Iónicos e Hidratación

• Enlaces iónicos implican la transferencia de electrones entre átomos.
• Los iones resultantes tienen cargas netas (positivas o negativas).
• Las sales, como el cloruro de sodio (NaCl), forman redes cristalinas en estado sólido.
• Al disolverse en agua, los iones se hidratan, separándose y dispersándose.
• Los iones sodio (Na+) son rodeados por moléculas de agua con el oxígeno orientado hacia el ion.
• Los iones cloruro (Cl-) son rodeados por moléculas de agua con los hidrógenos orientados hacia el ion.

Interacciones Hidrofóbicas y Anfipáticas

• Las interacciones hidrofóbicas ocurren entre moléculas no polares en agua.
• Moléculas de agua forman una "jaula" alrededor de las moléculas hidrofóbicas.
• Ácidos grasos son anfipáticos, con una cabeza polar y una cola no polar.
• En agua, las colas hidrofóbicas interactúan entre sí, formando micelas.
• Micelas tienen cabezas polares hacia el agua y colas no polares hacia el interior.

Soluciones y Concentración

• Una solución es un sistema homogéneo de dos o más componentes.
• Solvente: componente en mayor proporción.
• Soluto: componente en menor proporción.
• Para definir una solución, es necesario conocer su naturaleza química y concentración.
• La concentración es la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución o solvente.
• Unidades físicas de concentración: porcentaje masa/volumen, volumen/volumen, masa/masa, gramos/litro.
• Unidades químicas de concentración: molaridad, normalidad, osmolaridad.
• Molaridad: moles de soluto por litro de solución.
• Normalidad: equivalentes de soluto por litro de solución.
• Osmolaridad: moles de partículas disueltas por litro de solución.

Osmolaridad y Presión Osmótica

• Osmolaridad surge al tener compartimentos separados por una membrana semipermeable.
• La ósmosis es el movimiento de agua a través de una membrana semipermeable.
• El agua se mueve desde áreas de menor concentración de soluto a áreas de mayor concentración.
• Soluciones isotónicas tienen la misma osmolaridad a ambos lados de la membrana.
• Soluciones hipertónicas tienen mayor osmolaridad que la célula.
• Soluciones hipotónicas tienen menor osmolaridad que la célula.
• La osmolaridad depende del número de partículas en solución.
• Para soluciones no iónicas, el número de partículas coincide con el número de moléculas.
• Para soluciones iónicas, cada molécula se disocia en dos o más iones.
• La osmolaridad plasmática normal es de aproximadamente 300 mOsm.
• La presión osmótica es la fuerza necesaria para contrarrestar el movimiento osmótico del agua.
• La osmolaridad de los fluidos corporales es resultado de la suma de electrolitos y no electrolitos.
• El organismo mantiene una presión osmótica casi constante.

Importancia Biológica y Médica de la Osmolaridad

• La osmolaridad afecta a las células en diferentes soluciones.
• En soluciones isotónicas, las células mantienen su forma.
• En soluciones hipertónicas, las células se deshidratan (crenación).
• En soluciones hipotónicas, las células se hinchan y pueden lisarse.
• La composición iónica difiere entre el líquido extracelular e intracelular.
• El sodio es el catión predominante en el líquido extracelular.
• El potasio es el catión predominante en el líquido intracelular.
• Cambios en la osmolaridad pueden activar mecanismos para restablecer el equilibrio hídrico.