Unidad 1 Bioquímica de los Alimentos PDF

BIOQUÍMICA DE LOS ALIMENTOS UNIDAD 1 EL AGUA 1.1 Generalidades del agua El agua es el líquido más abundante de la tierra y uno de los pocos líquidos naturales. El agua cubre tres cuartas partes de la superficie terrestre, y si la superficie de la tierra fuera lisa, el agua la cubriría a una profundi...

BIOQUÍMICA DE LOS ALIMENTOS UNIDAD 1 EL AGUA 1.1 Generalidades del agua El agua es el líquido más abundante de la tierra y uno de los pocos líquidos naturales. El agua cubre tres cuartas partes de la superficie terrestre, y si la superficie de la tierra fuera lisa, el agua la cubriría a una profundidad de 2 kilómetros. Aunque el agua es abundante, la mayoría es salada. El agua pura no tiene olor, sabor ni color, es decir, es inodora, insípida e incolora. Su importancia reside en que casi la totalidad de los procesos químicos que suceden en la naturaleza, no solo en organismos vivos sino también en la superficie no organizada de la tierra, así como los que se llevan a cabo en laboratorios y en la industria, tienen lugar entre sustancias disueltas en agua. Es buen disolvente. No tiene forma y adquiere la forma del Recipiente. Se presenta en tres estados naturales sólido, líquido y gaseoso. Refracta la luz. Está compuesta de HIDRÓGENO (11.19 partes en peso y 2 en volumen) y de OXÍGENO (88.81 partes en peso y 1 en volumen). Cuando se descompone por medio de una corriente eléctrica (electrolisis del agua) la mezcla de H y O es detonante. Se obtiene por destilación. Estructura y propiedades de las moléculas del agua Henry Cavendish descubrió en 1781 que el agua es una sustancia compuesta y no un elemento, como se pensaba desde la Antigüedad. Los resultados de dicho descubrimiento fueron desarrollados por Antoine Laurent de Lavoisier dando a conocer que el agua estaba formada por oxígeno e hidrógeno. En 1804, el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el naturalista y geógrafo alemán Alexander von Humboldt publicaron un documento científico que demostraba que el agua estaba formada por dos volúmenes de hidrógeno por cada volumen de oxígeno (H2O). Entre las moléculas de agua se establecen enlaces por puentes de hidrógeno debido a la formación de dipolos electrostáticos que se originan al situarse un átomo de hidrógeno entre dos átomos más electronegativos, en este caso de oxígeno. El oxígeno, al ser más electronegativo que el hidrógeno, atrae más, hacia este, los electrones compartidos en los enlaces covalentes con el hidrógeno, cargándose negativamente, mientras los átomos de hidrógeno se cargan positivamente, estableciéndose así dipolos eléctricos. Los enlaces por puentes de hidrógeno son enlaces por fuerzas de van der Waals de gran magnitud, aunque son unas 20 veces más débiles que los enlaces covalentes. Los enlaces por puentes de hidrógeno entre las moléculas del agua pura son responsables de la dilatación del agua al solidificarse, es decir, su disminución de densidad cuando se congela. En estado sólido, las moléculas de agua se ordenan formando tetraedros, situándose en el centro de cada tetraedro un átomo de oxígeno y en los vértices dos átomos de hidrógeno de la misma molécula y otros dos átomos de hidrógeno de otras moléculas que se enlazan electrostáticamente por puentes de hidrógeno con el átomo de oxígeno. La estructura cristalina resultante es muy abierta y poco compacta, menos densa que en estado líquido. El agua tiene una densidad máxima de 1 g/cm³ cuando está a una temperatura de 4 °C, característica especialmente importante en la naturaleza que hace posible el mantenimiento de la vida en medios acuáticos sometidos a condiciones exteriores de bajas temperaturas. La dilatación del agua al solidificarse también tiene efectos de importancia en los procesos geológicos de erosión. Al introducirse agua en grietas del suelo y congelarse posteriormente, se originan tensiones que rompen las rocas. El agua es una sustancia única en muchas maneras es un compuesto de dos gases, mas sin embargo existe de manera líquida a temperatura ambiente. Esto es debido a su arreglo molecular y su cohesión. La fuerza de las uniones internas resiste la separación iónica, por ende el agua pura liquida, contiene muy pocos iones y no conducirá electricidad. Puede mantener sus características, identidad e integridad estructural bajo condiciones muy drásticas. El agua puede ser congelada a temperaturas bajo cero, o calentada a temperaturas extremadamente altas y aun así ser agua molecular. La unión entre moléculas de agua hace que esta exista como líquido a temperaturas normales, mientras que otros compuestos de pesos similares son gases. El metano y amoniaco son un poco más ligeros que el agua, el monóxido de carbono y el dióxido de carbono son más pesados, aun así, todos son gases. RELACIÓN DE LA ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DEL AGUA Debido a la estructura asimétrica del agua la molécula es desbalanceada. Una molécula de agua tiene dos átomos de hidrogeno en un extremo y un átomo de oxígeno en el otro extremo. Esto hace que esta molécula sea polar, esto es, la molécula actúa como un imán. Las moléculas de agua se arreglan entre sí en cadenas por atracción magnética que es mucho más fuerte que la atracción usual entre las moléculas. Esta atracción causa que el agua tenga una gran tensión superficial que permite que los objetos floten en ella. Esta atracción hace que se adhiera a superficies, lo que la hace un agente humidificador excelente. La acción polar de agua también permite que esta disuelva substancias y que las separe en iones. Los iones son mantenidos separados en las cadenas magnéticas. Esta propiedad sobresaliente hace que el agua sea un solvente casi universal. El agua es la única substancia que existe bajo el rango no muy amplio de temperaturas de la tierra en tres estados físicos. El agua existe como sólido, líquido y gas. Mientras que la mayoría de las substancias se contraen al ser congeladas, el agua se expande. Debido a esta expansión, y por regla de densidades el hielo es más ligero que el agua, por ende flota. Esto es bueno, pues si el hielo se contrajera sería más pesado que el agua y se hundiría hasta el fondo de los océanos y lagos, haciendo que se convirtieran en hielo sólido. Sin embargo, la expansión de agua puede ser desafortunada, porque causa que las tuberías y los radiadores se rompan. El agua también es importante por su habilidad de absorber grandes cantidades de calor sin un gran incremento en su temperatura. Tiene un efecto de templado del clima terrestre, se estima que el sol convierte 250 toneladas de materia a energía cada minuto. La tierra solo recibe una pequeña parte de esta energía, pero si no fuera por el agua la superficie terrestre se quemaría hasta carbonizarse. El agua retiene esta energía calorífica para proteger a la tierra del frio congelante del espacio. La capacidad calorífica del agua es tan alta que es usada como patrón para medir las capacidades caloríficas de otras substancias. Esta propiedad la hace también muy valiosa en sistemas de calentamiento y de enfriamiento. El diccionario de Webster define al agua como " El líquido que desciende del cielo como lluvia, de los arroyos, lagos y océanos". El agua ordinaria pura (H2O) consiste de Hidrogeno (11.1888 por ciento) por peso y oxigeno (88.812 por ciento). Tiene un color ligeramente azul y es muy poco compresible. A su máxima densidad, a 39.2 F o 4 C, es el patrón de gravedades específicas de sólidos y líquidos. Su calor específico es la base para la caloría de sólidos y líquidos. El B.T.U. del calor. Su punto de fusión es a 32 F o 0 C.  Como ya se menciona la molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio de dos enlaces covalentes. El ángulo entre los enlaces H-O- H es de 104'5º. El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones de cada enlace. El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa, mientras que los núcleos de hidrógeno quedan parcialmente desprovistos de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva. Por ello se dan interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces por puentes de hidrógeno, la carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes. Aunque son uniones débiles, el hecho de que alrededor de cada molécula de agua se dispongan otras cuatro moléculas unidas por puentes de hidrógeno permite que se forme en el agua (líquida o sólida) una estructura de tipo reticular, responsable en gran parte de su comportamiento anómalo y de la peculiaridad de sus propiedades fisicoquímicas. De muchas maneras, el agua es un líquido milagroso. Es esencial para todos los organismos vivos (de este planeta, por lo menos) y es llamado, comúnmente como el solvente universal porque muchas substancias se disuelven en el. Estas propiedades únicas del agua resultan de la manera en que moléculas individuales de H2O interactúan entre ellas.  Distribución electrónica en H2O Enlace de Hidrógeno entre Moléculas de Agua En otra lección discutimos los dipolos que se forman a través de la molécula de agua como resultado de un covalente polar que se une entre el hidrógeno y el oxígeno. Ya que los electrones que se enlazan son compartidos desigualmente por los átomos de hidrógeno y de oxígeno, una carga parcial negativa (ð-) se forma en la parte del oxígeno de la molécula de agua, y una carga parcial positiva (ð+) se forma en la parte del hidrógeno. Puesto que los átomos de hidrógeno y oxígeno en la molécula contienen cargas opuestas (aunque parciales), moléculas de agua vecinas son atraídas entre ellas como pequeños imanes. La atracción electrostática entre el hidrógeno ð+ y el oxígeno ð- en las moléculas adyacentes es llamada enlace de hidrógeno. El enlace de hidrógeno hace que las moléculas de agua se mantengan unidas. Mientras que los enlaces de hidrógeno son relativamente débiles comparados a otro tipos de enlaces, son lo suficientemente fuertes como para darle al agua muchas propiedades únicas. Por ejemplo, el enlace de hidrógeno hundió el Titanic, y el enlace de hidrógeno le permite al lagarto Basilisk caminar sobre el agua (como resultado, el Basilisk ha ganado el apodo del lagarto 'Jesús'). ¿Cómo hace esto el enlace de hidrógeno? Bueno, empecemos con el Titanic. El Titanic se hundio porque golpeó un iceberg - un pedazo de hielo que flota en la superficie del océano. La razón por la que el hielo flota es por el enlace de hidrógeno. En la forma líquida del agua, el enlace de hidrógeno empuja las moléculas de agua a unirse. Como resultado, el agua líquida tiene una estructura relativamente compacta y densa. A medida que el agua se congela, las moléculas se congelan en su lugar y se empiezan a acomodar en una estructura rígida en forma de rejilla. La estructura que se forma en hielo sólido de cristal tiene realmente grandes huecos. Por consiguiente, en un volumen dado de hielo, hay menos moléculas de agua que en el mismo volumen de agua líquida. En otras palabras, el hielo es menos denso que el agua líquida y flotará en la superficie del líquido. Polaridad del agua La molécula de agua es muy polar, puesto que hay una gran diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el oxígeno. Los átomos de oxígeno son mucho más electronegativos (atraen más a los electrones) que los de hidrógeno, lo que dota a los dos enlaces de una fuerte polaridad eléctrica, con un exceso de carga negativa del lado del oxígeno, y de carga positiva del lado de los hidrógenos. Los dos enlaces no están opuestos, sino que forman un ángulo de 104,45° debido a la hibridación sp 3 del átomo de oxígeno así que, en conjunto, los tres átomos forman una molécula angular, cargado negativamente en el vértice del ángulo, donde se ubica el oxígeno y, positivamente, en los extremos de la molécula, donde se encuentran los hidrógenos. Este hecho tiene una importante consecuencia, y es que las moléculas de agua se atraen fuertemente, adhiriéndose por donde son opuestas las cargas. En la práctica, un átomo de hidrógeno sirve como puente entre el átomo de oxígeno al que está unido covalentemente y el oxígeno de otra molécula. La estructura anterior se denomina enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno. El hecho de que las moléculas de agua se adhieran electrostáticamente, a su vez modifica muchas propiedades importantes de la sustancia que llamamos agua, como la viscosidad dinámica, que es muy grande, o los puntos (temperaturas) de fusión y ebullición o los calores de fusión y vaporización, que se asemejan a los de sustancias de mayor masa molecular. TIPOS DE AGUA EN ALIMENTOS Existen dos tipos de agua los cuales son el agua ligada y el agua libre. El agua libre se encuentra en la periferia del alimento. El agua que se congela es denominada agua libre, al congelarse forma cristales de hielo por yuxtaposición, el agua libre se representa por el número de cristales pequeños, en la congelación rápida los cristales son intracelulares y en la lenta extracelulares. Esta se volatiliza fácilmente y se congela primero, se dice que es la responsable de la actividad acuosa. El agua ligada se encuentra dentro de las moléculas del alimento. El agua ligada no se congela a - 20⁰C y es la porción de agua más difícil de extraer. Las células se deshidratan en la congelación porque las desprovee de la disponibilidad de agua líquida. 1.2 PROPIEDADES DEL AGUA Cohesión La cohesión es la propiedad con la que las moléculas de agua se atraen entre sí. Debido a esta interacción se forman cuerpos de agua por adhesión de moléculas de agua, las gotas. Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incompresible. Al no poder comprimirse puede funcionar en algunos animales como un esqueleto hidrostático, como ocurre en algunos gusanos perforadores capaces de agujerear la roca mediante la presión generada por sus líquidos internos. Estos puentes se pueden romper fácilmente con la llegada de otra molécula con un polo negativo o positivo dependiendo de la molécula, o, con el calor. La fuerza de cohesión permite que el agua se mantenga líquida a temperaturas no extremas. Adhesión El agua, por su gran potencial de polaridad, cuenta con la propiedad de la adhesión, es decir, el agua generalmente es atraída y se mantiene adherida a otras superficies. Tensión superficial Por su misma propiedad de cohesión, el agua tiene una gran atracción entre las moléculas de su superficie, creando tensión superficial. La superficie del líquido se comporta como una película capaz de alargarse y al mismo tiempo ofrecer cierta resistencia al intentar romperla; esta propiedad contribuye a que algunos objetos muy ligeros floten en la superficie del agua aún siendo más densos que esta. Debido a su elevada tensión superficial, algunos insectos pueden estar sobre ella sin sumergirse e, incluso, hay animales que corren sobre ella, como el basilisco. También es la causa de que se vea muy afectada por fenómenos de capilaridad. Las gotas de agua son estables también debido a su alta tensión superficial. Esto se puede ver cuando pequeñas cantidades de agua se ponen en superficies no solubles, como el vidrio, donde el agua se agrupa en forma de gotas. Las moléculas en la superficie del agua líquida tienen menos vecinas y, como resultado, su atracción hacia las moléculas de agua que están cerca se ve aumentada. Este aumento de atracción se llama tensión de superificie y hace que la superficie del líquido sea más difícil de atravesar que al interior. Cuando se coloca cuidadosamente un objeto pequeño que normalmente se hundiría en el agua, éste puede permanecer suspendido en la superficie debido a la tensión de la superficie. El lagarto Basilisk hace uso de la alta tensión de la superficie del agua para alcanzar la increíble hazaña de caminar en la superficie del agua. Basilisk no puede realmente caminar, corre sobre el agua, moviendo sus patas antes que atraviesen la superficie. Acción capilar El agua cuenta con la propiedad de la capilaridad, que es la propiedad de ascenso, o descenso, de un líquido dentro de un tubo capilar. Esto se debe a sus propiedades de adhesión y cohesión. Cuando se introduce un capilar en un recipiente con agua, ésta asciende espontáneamente por el capilar como si trepase "agarrándose" por las paredes, hasta alcanzar un nivel superior al del recipiente, donde la presión que ejerce la columna de agua se equilibra con la presión capilar. A este fenómeno se debe, en parte, la ascensión de la savia bruta, desde las raíces hasta las hojas, a través de los vasos leñosos. Calor específico Esta propiedad también se encuentra en relación directa con la capacidad del agua para formar puentes de hidrógeno intermoleculares. El agua puede absorber grandes cantidades de calor que es utilizado para romper los puentes de hidrógeno, por lo que la temperatura se eleva muy lentamente. Esto permite que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los cambios de temperatura. Así se mantiene la temperatura constante. El calor específico del agua se define como la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura, en un grado Celsius, a un gramo de agua en condiciones estándar y es de 1 cal/°C g, que es igual a 4,1840 J/K g. Esta propiedad es fundamental para los seres vivos (y la Biosfera en general) ya que gracias a esto, el agua reduce los cambios bruscos de temperatura, siendo un regulador térmico muy bueno. Un ejemplo de esto son las temperaturas tan suaves que hay en las zonas costeras, que son consecuencias de estas propiedad. También ayuda a regular la temperatura de los animales y las células permitiendo que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los cambios de temperatura. Así se mantiene la temperatura constante. La capacidad calorífica del agua es mayor que la de otros líquidos. Para evaporar el agua se necesita mucha energía. Primero hay que romper los puentes y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa. Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20 °C. Temperatura de fusión y calor de evaporación Sirve el mismo razonamiento, también los puentes de hidrógeno son los responsables de esta propiedad. Para evaporar el agua , primero hay que romper los puentes y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa. Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20º C y presión de 1 atmósfera. Presenta un punto de ebullición de 100 °C (373,15 K) a presión de 1 atmósfera (se considera como estándar para la presión de una atmósfera la presión promedio existente al nivel del mar). El calor latente de evaporación del agua a 100 °C es 540 cal/g (ó 2260 J/g). Tiene un punto de fusión de 0 °C (273,15 K) a presión de 1 atm. El calor latente de fusión del hielo a 0 °C es 80 cal/g (ó 335 J/g). Tiene un estado de sobreenfriado líquido a −25 °C. La temperatura crítica del agua, es decir, aquella a partir de la cual no puede estar en estado líquido independientemente de la presión a la que esté sometida, es de 374 °C y se corresponde con una presión de 217,5 atmósferas. Densidad La densidad del agua líquida es muy estable y varía poco con los cambios de temperatura y presión. A la presión normal (1 atmósfera), el agua líquida tiene una mínima densidad a los 100 °C, donde tiene 0,958 kg/L. Mientras baja la temperatura, aumenta la densidad (por ejemplo, a 90 °C tiene 0,965 kg/L) y ese aumento es constante hasta llegar a los 4,0 °C donde alcanza una densidad de 1 kg/L. A esa temperatura (4,0 °C) alcanza su máxima densidad (a la presión mencionada). A partir de ese punto, al bajar la temperatura, la densidad comienza a disminuir, aunque muy lentamente, hasta que a los 0 °C disminuye hasta 0,9999 kg/L. Cuando pasa al estado sólido (a 0 °C), ocurre una brusca disminución de la densidad pasando de 0,9999 kg/L a 0,917 kg/L. Cristalización La cristalización es el proceso por el que el agua pasa de su estado líquido al sólido cuando la temperatura disminuye de forma continua. Dureza El termino dureza en el agua es definido como la calidad en el agua que requiere cantidades excesivas de jabón para producir espuma. La dureza es también objetable debido a la tendencia para formar incrustaciones en calentadores de agua y calderas. La dureza es causada por elementos de calcio y magnesio. Estos elementos son disueltos por el agua al pasar sobre la superficie terrestre o al colarse por las formaciones que contienen calcio o magnesio. La presencia de dióxido de carbono en el agua incrementara la habilidad del agua de disolver estos elementos. La dureza que forma incrustaciones puede ser removida mediante la ebullición. Este tipo de dureza es llamado dureza temporal o carbonatada y es formada por carbonatos de calcio o magnesio y bicarbonatos. Un ejemplo común es la incrustación en las teteras. La dureza permanente o no-carbonatada es dureza que no puede ser removida por la simple ebullición. La dureza permanente es causada por los cloruros y sulfatos de calcio y magnesio. PROPIEDADES DISOLVENTES El Agua como Solvente La carga parcial que se desarrolla a través de la molécula de agua la convierte en un excelente solvente. El agua disuelve muchas substancias al rodear partículas cargadas 'empujadas' hacia la solución. Por ejemplo, la sal común de mesa, el cloruro de sodio, es una substancia iónica que contiene iones alternos de sodio y cloro. Cuando se añande sal de mesa al agua, las cargas parciales en la molécula de agua se sienten atraídas al Na+ y a los iones Cl-. Las moléculas de agua se encaminan hacia la estructura de cristal y entre los iones individuales, rodeándolos y disolviendo lentamente la sal. Las moléculas de agua van en realidad a alinearse de manera diferente dependiendo en los iones que están siendo empujados en la solución. La parte negativa de oxígeno de las moléculas de agua rodearan los iones de sodio positivos; las partes de hidrógeno positivas rodearán los iones de cloro negativos. Figura 4: Sal de mesa disolviéndose en Agua De una manera similar, cualquier substancia que contiene una carga eléctrica neta, incluyendo los compuestos iónicos y la molécula covalente polar(esas que tienen un dípolo), pueden disolverse en el agua. Esta idea también explica el por qué algunas substancias no se disuelven en el agua. El aceite, por ejemplo, es una molécula no-polar. Ya que no hay una carga eléctrica neta a través del aceite, éste no atrae las moléculas de agua y si se disuelve en el El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el disolvente universal. Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno. En el caso de las disoluciones iónicas los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados. La capacidad disolvente es la responsable de que sea el medio donde ocurren las reacciones del metabolismo. Algunas sustancias, sin embargo, no se mezclan bien con el agua, incluyendo aceites y otras sustancias hidrofóbicas. Membranas celulares, compuestas de lípidos y proteínas, aprovechan esta propiedad para controlar las interacciones entre sus contenidos químicos y los externos, lo que se facilita, en parte, por la tensión superficial del agua. La capacidad disolvente es responsable de:  Las funciones metabólicas.  Los sistemas de transporte de sustancias en los organismos. PROPIEDADES QUÍMICAS DEL AGUA   pH neutro.  Con ciertas sales forma hidratos.  Reacciona con los óxidos de metales formando bases.  Es catalizador en muchas reacciones químicas.  Presenta un equilibrio de auto ionización, en el cual hay iones H3O+ y OH−. PROPIEDADES COLIGATIVAS Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton UMA. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos. Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente. LAS CUATRO PROPIEDADES COLIGATIVAS SON:  DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DEL DISOLVENTE  ELEVACIÓN EBULLOSCÓPICA  DESCENSO CRIOSCÓPICO  PRESIÓN OSMÓTICA 1.- DESCENSO RELATIVO DE LA PRESIÓN DE VAPOR La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores: 1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre 2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fracción molar del soluto. 1. dificultando su paso a vapor Presión de vapor disolvente puro disolución n 2.- ELEVACIÓN EBULLOSCÓPICA La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica Cualquier disminución en la presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición. La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (DT e) es proporcional a la concentración molal del soluto: DTe = Ke m La constante ebulloscópica (Ke) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua su valor es 0,52 ºC/mol/Kg. Esto significa que una disolución molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C. 3.- DESCENSO CRIOSCÓPICO La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro. La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando Tc al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que: Tc = Kc m siendo Kc la constante crioscópica del disolvente. Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C. 4.- PRESIÓN OSMÓTICA La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas, pero antes de entrar de lleno en el estudio de esta propiedad es necesario revisar los conceptos de difusión y de ósmosis. Difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, lo que se alcanza al cabo de cierto tiempo (Figura de la izquierda). En Biología es especialmente importante el fenómeno de difusión a través de membranas, ya que la presencia de las membranas biológicas condiciona el paso de disolvente y solutos en las estructuras celulares (Figura de la derecha). La presencia de una membrana separando dos medios diferentes impone ciertas restricciones al proceso de difusión de solutos, que dependerán fundamentalmente de la relación entre el diámetro de los poros de la membrana y el tamaño de las partículas disueltas. Las membranas se clasifican en cuatro grupos :  impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente  semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del agua  dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales  permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y verdaderos; sólo son impermeables a las dispersiones groseras impermeables Semipermeables dialíticas permeables En Biología y en Fisiología, al hablar de disolvente nos referimos al agua, pero los solutos pueden ser:  coloidales (proteínas, polisacáridos)  verdaderos de tipo molecular (glucosa, urea)  verdaderos de tipo salino (NaCl, KHCO3) Ósmosis es la difusión de líquidos a través de membranas. Supongamos una disolución de NaCl separada del disolvente por una membrana semipermeable que, como hemos visto, permite el paso del agua pero no de la sal (Figura izquierda de la tabla). El agua tiende a atravesar la membrana, pasando de la disolución más diluída a la más concentrada (Figura central de la tabla), o sea, en el sentido de igualar las concentraciones. Esta tendencia obedece al segundo principio de la termodinámica y se debe a la existencia de una diferencia en la presión de vapor entre las dos disoluciones. El equilibrio se alcanza cuando a los dos lados de la membrana se igualan las concentraciones, ya que el flujo neto de agua se detiene. Se define la presión osmótica como la tendencia a diluirse de una disolución separada del disolvente puro por una membrana semipermeable (Figura central de la tabla). Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es capaz de atravesar la membrana que los separa. La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de aguacuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable (Figura derecha de la tabla). Para medir la presión osmótica se utiliza el osmómetro (Figura de la derecha), que consiste en un recipiente cerrado en su parte inferior por una membrana semipermeable y con un émbolo en la parte superior. Si introducimos una disolución en el recipiente y lo sumergimos en agua destilada, el agua atraviesa la membrana semipermeable y ejerce una presión capaz de elevar el émbolo hasta una altura determinada. Sometiendo el émbolo a una presión mecánica adecuada se puede impedir que pase el agua hacia la disolución, y el valor de esta presión mecánica mide la presión osmótica. Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones muy diluídas (como las que se manejan en Biología) son análogas a las leyes de los gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus H. Van t'Hoff (fotografía de la izquierda), premio Nobel de Química en 1901, y se expresan mediante la siguiente fórmula: P= m R T donde representa la presión osmótica, m es la molalidad de la disolución, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta. Si comparamos la presión osmótica de dos disoluciones podemos definir tres tipos de disoluciones:  disoluciones isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica que la disolución de referencia  disoluciones hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica que la disolución de referencia  disoluciones hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica que la disolución de referencia La membrana del eritrocito puede considerarse como una membrana semipermeable, que permite el paso del agua, pero no de las sales. En un medio isotónico (de igual presión osmótica), el eritrocito permanece inalterable (Selecciona Isotonic en la animación de la derecha). Si el eritrocito se introduce en agua destilada o en un medio hipotónico el agua atravesará la membrana hacia el citoplasma, con lo que aumenta el volumen celular, distendiendo la membrana hasta que llega un punto en que ésta se rompe (Selecciona Hypotonic en la animación de la derecha). Este fenómeno se conoce con el nombre de hemolisis. Si el eritrocito se pone en un medio hipertónico (de mayor presión osmótica), el agua sale del eritrocito hacia el exterior, con lo cual su volumen disminuye, y la membrana se retrae, de forma que ofrece al microscopio un aspecto estrellado (Selecciona Hypertonic en la animación de la derecha). Resulta, por tanto, vital para la célula mantener constante la presión osmótica del medio intersticial. Cuando la célula se encuentra en un medio donde la osmolaridad es distinta a la de su medio interno, tanto su funcionamiento como su propia integridad se encontrarán amenazados. medio isotónico medio hipotónico medio hipertónico 1.3 FUNCION BIOLOGICA DEL AGUA Las funciones del agua, íntimamente relacionadas con las propiedades anteriormente descritas, se podrían resumir en los siguientes puntos: En el agua de nuestro cuerpo tienen lugar las reacciones que nos permiten estar vivos. Forma el medio acuoso donde se desarrollan todos los procesos metabólicos que tienen lugar en nuestro organismo. Esto se debe a que las enzimas (agentes proteicos que intervienen en la transformación de las sustancias que se utilizan para la obtención de energía y síntesis de materia propia) necesitan de un medio acuoso para que su estructura tridimensional adopte una forma activa. Gracias a la elevada capacidad de evaporación del agua, podemos regular nuestra temperatura, sudando o perdiéndola por las mucosas, cuando la temperatura exterior es muy elevada es decir, contribuye a regular la temperatura corporal mediante la evaporación de agua a través de la piel. - Amortiguador térmico Posibilita el transporte de nutrientes a las células y de las sustancias de desecho desde las células. El agua es el medio por el que se comunican las células de nuestros órganos y por el que se transporta el oxígeno y los nutrientes a nuestros tejidos. Y el agua es también la encargada de retirar de nuestro cuerpo los residuos y productos de desecho del metabolismo celular. Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidrogeniones (H 3O+) o hidroxilos (OH -) al medio. -Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas  Lubricante, amortiguadora del roce entre órganos Favorece la circulación y turgencia Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos El agua es el principal e imprescindible componente del cuerpo humano. El ser humano no puede estar sin beberla más de cinco o seis días sin poner en peligro su vida. El cuerpo humano tiene un 75 % de agua al nacer y cerca del 60 % en la edad adulta. Aproximadamente el 60 % de este agua se encuentra en el interior de las células (agua intracelular). El resto (agua extracelular) es la que circula en la sangre y baña los tejidos. En las reacciones de combustión de los nutrientes que tiene lugar en el interior de las células para obtener energía se producen pequeñas cantidades de agua. Esta formación de agua es mayor al oxidar las grasas - 1 gr. de agua por cada gr. de grasa -, que los almidones -0,6 gr. por gr., de almidón-. El agua producida en la respiración celular se llama agua metabólica, y es fundamental para los animales adaptados a condiciones desérticas. Si los camellos pueden aguantar meses sin beber es porque utilizan el agua producida al quemar la grasa acumulada en sus jorobas. En los seres humanos, la producción de agua metabólica con una dieta normal no pasa de los 0,3 litros al día. Como se muestra en la siguiente figura, el organismo pierde agua por distintas vías. Esta agua ha de ser recuperada compensando las pérdidas con la ingesta y evitando así la deshidratación Ósmosis 1. ósmosis y presión osmótica Si tenemos dos disoluciones acuosas de distinta concentración separadas por una membrana semipermeable (deja pasar el disolvente pero no el soluto), se produce el fenómeno de la ósmosis (también osmosis) que sería un tipo de difusión pasiva caracterizada por el paso del agua (disolvente) a través de la membrana semipermeable desde la solución más diluida (hipotónica) a la más concentrada (hipertónica), este trasiego continuará hasta que las dos soluciones tengan la misma concentración ( isotónicas o isoosmóticas). Y se entiende por presión osmótica la presión que sería necesaria para detener el flujo de agua a través de la membrana semipermeable. La membrana plasmática de la célula puede considerarse como Figura 4 semipermeable, y por ello las células deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos que las bañan.  2. La difusión y la diálisis Cuando la concentración de los fluidos extracelulares e intracelulares es igual, ambas disoluciones son isotónicas. Y si por el contrario los medios extracelulares se diluyen, se hacen hipotónicos respecto a la célula, el agua tiende a entrar y las células se hinchan, se vuelven turgentes (turgescencia), Figura 5 llegando incluso a estallar. (Figura 5). Si los líquidos extracelulares aumentan su concentración de solutos se hacen hipertónicos respecto a la célula, y ésta pierde agua, se deshidrata y mueren (plasmólisis o plasmolisis). Los líquidos presentes en los organismos son dispersiones de diversas sustancias en el seno del agua. Según el tamaño de las partículas se formarán dispersiones moleculares o disoluciones verdaderas como ocurre con las que se forman con las sales minerales o por sustancias orgánicas de moléculas pequeñas, como los azúcares o aminoácidos. Las partículas dispersas pueden provocar además del movimiento de ósmosis, estos otros dos: La diálisis. En este caso pueden atravesar la membrana además del disolvente, moléculas de bajo peso molecular y éstas pasan atravesando la membrana desde la solución más concentrada a la más diluida. (Figura 6). Es el fundamento de la hemodiálisis que intenta sustituir la filtración renal deteriorada. La difusión sería el fenómeno por el cual las moléculas disueltas tienden a distribuirse uniformemente en el seno del agua. Puede ocurrir también a través de una membrana si es lo suficientemente permeable. Así se realizan los intercambios de gases y de algunos nutrientes entre la célula y el medio en el que vive. Figura 6 SUSTANCIA QUE CONTIENE EL AGUA El agua circula entre los distintos compartimentos corporales llevando electrolitos, que son partículas minerales en solución. Tanto los cambios internos como el equilibrio acuoso dependen de su concentración y distribución. Los minerales se pueden dividir acorde a la necesidad que el organismo tiene de ellos: Los Macrominerales, también llamados minerales mayores, son necesarios en cantidades mayores de 100 mg por día. Entre ellos, los más importantes que podemos mencionar son: Sodio, Potasio, Calcio, Fósforo, Magnesio y Azufre. Los Microminerales, también llamados minerales pequeños, son necesarios en cantidades muy pequeñas, obviamente menores que los macrominerales. Los más importantes para tener en cuenta son: Cobre, Yodo, Hierro, Manganeso, Cromo, Cobalto, Zinc y Selenio. Los macro y microminerales no deben ser administrados sin razones que los justifiquen, dado que muchos de ellos son tóxicos pasando determinadas cantidades. El cumplimiento de una dieta alimenticia equilibrada contempla y aporta las cantidades requeridas de estos minerales. El aporte extra de minerales debe ser siempre justificado por prescripción médica, y sus causas son basadas en motivos como vómitos, diarrea, esfuerzo físico, etc Los niveles máximos recomendados en el agua: Sodio (Na) 20 mg. por litro Potasio (K) 10 mg. por litro Sulfatos (SO4) 25 mg. por litro Nitratos (NO3) 10 mg. por litro Flúor (F) 1.5 mg. por litro. Este término es relativo a la composición del agua en la medida en que esta es afectada por la concentración de sustancias ya sea toxicas o producidas por procesos naturales. De acuerdo con lo anterior, tanto los criterios como los estándares y objetivos de calidad de agua variarán dependiendo de si se trata de agua para consumo humano (agua potable), para uso agrícola o industrial, para recreación, para mantener la calidad ambiental, etc. Los límites tolerables de las diversas sustancias contenidas en el agua son normadas por la Organización Mundial de la Salud (O.M.S.), la Organización Panamericana de la Salud (O.P.S.), y por los gobiernos nacionales, pudiendo variar ligeramente de uno a otro. Los valores que se presentan en las tablas de abajo son por lo tanto referenciales. Mediante La investigación del Dr. Jesus Antonio Cruz Navarro, podemos determinar los siguientes criterios de calidad admisibles para la destinación del agua para la preservación de la fauna y flora. Los siguientes son los valores máximos admisibles para preservación de flora y fauna, en aguas dulces, frías o cálidas y en aguas marinas o estuarinas AGUA AGUA FRÍA AGUA CÁLIDA REFERENCIA EXPRESADO COMO MARINA y DULCE DULCE ESTUARINA Clorofenoles Clorofenol 0,5 0,5 0,5 Concentración de Difenilo 0,0001 0,0001 0,0001 agente activo Oxígeno Disuelto mg/l 5,0 4,0 4,0 pH Unidades 6,5 - 9,0 4,5 -9,0 6,5 -8,5 Sulfuro de Hidrógeno H2S 0,0002 0,0002 0,0002 Ionizado Amoníaco NH3 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Arsénico As 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Bario Ba 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Berilio Be 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Cadmio Cd 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Cianuro libre CN- 0,05CL9650 0,05CL9650 0,05CL9650 Cinc Zn 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Cloro total residual Cl2 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Cobre Cu 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Cromo hexavalente Cr6+ 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Fenoles monohídricos Fenoles 1,0CL9650 1,0CL9650 1,0CL9650 Grasas como Grasa y aceites porcentaje de sólidos 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 secos Hierro Fe 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Manganeso Mn 0,1CL9650 0,1CL9650 0,1CL9650 Mercurio Hg 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Níquel Ni 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Plaguicidas Concentración de organoclorados (cada 0,001CL9650 0,001CL9650 0,001CL9650 agente activo variedad) Plaguicidas Concentración de organofósforados (cada 0,05CL9650 0,05CL9650 0,05CL9650 agente activo variedad) Plata Ag 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Plomo Pb 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Selenio Se 0,01CL9650 0,01CL9650 0,01CL9650 Sustancias activas al Tensoactivos 0,143 CL9650 0,143 CL9650 0,143 CL9650 azul de metileno Calidad del agua para uso potable Criterios de Calidad para la Destinación del Recurso para CONSUMO HUMANO y DOMÉSTICO Para tratamiento convencional Estos se relacionan a continuación e indican que para su potabilización se requiere solamente tratamiento convencional. REFERENCIA EXPRESADO COMO VALOR (*) Amoníaco N 1,0 Arsénico As 0,01 Bario Ba 1,0 Cadmio Cd 0,01 Cianuro CN- 0,2 Zinc Zn 15,0 Cloruros Cl- 250,0 Cobre Cu 1,0 Color Color real 75 Unid de Pt - Co  Compuestos Fenol 0,002 Fenólicos Cromo Cr6+ 0,05 Concentración de Agente Difenil Policlorados No detectable activo Mercurio Hg 0,002 Nitratos N 10,0 Nitritos N 1,0 Ph Unidades 5,0 - 9,0 Plata Ag 0,05 Plomo Pb 0,01 Selenio Se 0,01 Sulfatos SO4= 400,0 Sustancias activas al azul Tensoactivos 0,5 de metileno 20.000 Coliformes Totales NMP microorg./100 ml 2.000 microorg./100 Coliformes Fecales NMP ml El agua potable es un bien escaso, ya que los métodos de tratamiento no se aplican, por falta de concienzación, con la intensidad suficiente: o parten de fuentes poco adecuadas En general la salinidad es una característica que puede indicar problemas más serios. ( * ) Todos los valores están expresados en mg/l, excepto aquellos para los cuales se presentan directamente sus unidades. A continuación, se relacionan los valores máximos admisibles para el agua destinada al consumo humano; estos indican que para su potabilización se requiere solo desinfección. REFERENCIA EXPRESADO COMO VALOR (*) Amoníaco N 1,0 Arsénico As 0,01 Bario Ba 1,0 Cadmio Cd 0,01 Cianuro CN- 0,2 Cinc Zn 15,0 Cloruros Cl- 250,0 Cobre Cu 1,0 Color Color real 20 Unid de Pt - Co Compuestos Fenol 0,002 Fenólicos Cromo Cr6+ 0,05 Difenil Concentración de No detectable Policlorados Agente activo Mercurio Hg 0,002  Nitratos N 10,0 Nitritos N 1,0 Ph Unidades 6,5 - 8,5 Plata Ag 0,05 Plomo Pb 0,01 Selenio Se 0,01 Sulfatos SO4= 400,0 Sustancias activas al Tensoactivos 0,5 azul de metileno Coliformes 2.000 microorg./100 NMP Totales ml 10 Unid. Jackson de Turbiedad UJT Turb. (*) Todos los valores están expresados en mg/l, excepto aquellos para los cuales se presentan directamente sus unidades. USOS DEL AGUA  CONSUMO DOMÉSTICO. Comprende el consumo de agua en nuestra alimentación, en la limpieza de nuestras viviendas, en el lavado de ropa, la higiene y el aseo personal...  CONSUMO PÚBLICO. En la limpieza de las calles de ciudades y pueblos, en las fuentes públicas, ornamentación, riego de parques y jardines, otros usos de interés comunitario, etc..  USO EN AGRICULTURA Y GANADERÍA. En agricultura, para el riego de los campos. En ganadería, como parte de la alimentación de los animales y en la limpieza de los establos y otras instalaciones dedicadas a la cría de ganado.  EL AGUA EN LA INDUSTRIA. En las fábricas, en el proceso de fabricación de productos, en los talleres, en la construcción…  EL AGUA, FUENTE DE ENERGÍA. Aprovechamos el agua para producir energía eléctrica (en centrales hidroeléctricas situadas en los embalses de agua). En algunos lugares se aprovecha la fuerza de la corriente de agua de los ríos para mover máquinas (molinos de agua, aserraderos…)  EL AGUA, VÍA DE COMUNICACIÓN. Desde muy antiguo, el hombre aprendió a construir embarcaciones que le permitieron navegar por las aguas de mares, ríos y lagos. En nuestro tiempo, utilizamos enormes barcos para transportar las cargas más pesadas que no pueden ser transportadas por otros medios.  DEPORTE, OCIO Y AGUA. En los ríos, en el mar, en las piscinas y lagos, en la montaña… practicamos un gran número de deportes: vela, submarinismo, winsurf, natación, esquí acuático, waterpolo, piragüismo, ráfting, esquí, patinaje sobre hielo, jockey… Además pasamos parte de nuestro tiempo libre disfrutando del agua en las piscinas, en la playa, en los parques acuáticos … o, simplemente, contemplando y sintiendo la belleza del agua en los ríos, las cascadas, los arroyos, las olas del mar, las montañas nevadas…