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julio-septiembre 2007 • ciencia 17
Jorge Peón Peralta
l agua es una de las sustancias más abundantes en nuestro alrededor. Este esencial líquido representa una de las moléculas (H 2 O) que más prevale- cen en el Universo entero, ocupando el segundo lugar después de la mo- lécula de hidrógeno (H 2 ). Como es sabido, el agua es también la sustan- cia más importante para el desarrollo y el sostén de la vida en nuestro planeta; de hecho, la mayoría de los procesos biológicos se llevan al cabo gracias a ella. Como dato adicional, podemos recordar que, aproximadamente, 70 por ciento de la su- perficie terrestre está cubierta por el líquido. A esto se suma el hecho de que la mayor parte de la energía solar que obtiene la superficie de nuestro planeta se absorbe gracias a su contenido de agua y su evaporación, y la consecuente forma- ción de nubes es uno de los principales factores que coadyuvan a estabilizar la temperatura terrestre. Desde la perspectiva de la química, el agua tiene una enorme capacidad para disolver otras sustancias, por lo cual se le ha dado el sobrenombre de “disolvente universal”. Gracias a tal capacidad, es posible mantener en forma de disolución acuosa una enorme diversidad de compuestos; esto resulta esencial en muchos ámbitos como, por ejemplo, los ecosistemas acuáticos y los medios acuosos y coloi- dales de los tejidos y las células. Es esencial señalar que las propiedades del agua están determinadas, en el nivel más fundamental, por la geometría de su molécu- la y por la naturaleza de los átomos que la forman. A continuación se presenta una
El a g u a , una sustancia
tan común como
s o r p r e n d e n t e
El agua es quizá el único líquido capaz de mantener en solución a
gran variedad de especies químicas, las cuales tienen que conservar
un equilibrio preciso para hacer que se lleven a cabo procesos bioló-
gicos de gran complejidad.
E
pares de electrones “libres” o “no compartidos” del oxígeno. Al existir cuatro pares de electrones alrededor del núcleo del átomo de oxígeno, éstos se tienden a distribuir en tres dimensiones, manteniendo la mayor distancia posible entre ellos para que las fuerzas de repulsión sean mínimas. El resultado de tales inter- acciones es que los átomos de hidrógeno, junto con los pares electrónicos de los enlaces H-O, quedan proyectados de un mismo lado de la molécula, en tanto que los dos pares “libres” se distribuyen en el resto del espacio. Como se verá más tarde, mu- chas de las propiedades del agua se deben a esta geometría mo- lecular angulada; y es justo dicha disposición atómica la que le permite al agua interactuar de maneras muy específicas con otras moléculas, así como con iones (átomos o moléculas cargados eléc- tricamente) e incluso con moléculas biológicas de gran tamaño. Otra de las características más importantes del agua tiene que ver con el grado de polaridad o de separación de carga eléc- trica que existe en la molécula. En la parte central de la Figura 1 se presenta la imagen de una molécula de agua, donde se apre- cia la distribución de carga eléctrica. La densidad de la nube de electrones (que rodea y mantiene unidos a los núcleos de hi- drógeno y oxígeno) se indica con una escala de colores: las zonas en rojo corresponden a lugares con mayor carga negativa, gracias a una mayor densidad de la nube electrónica; las zonas en verde indican una menor densidad electrónica. Como se puede ver, la distribución de carga es asimétrica, ya que los dos átomos de hidrógeno tienen una densidad electrónica muy baja (y por lo tanto, una carga parcial positiva, δ+), en tanto que del lado del
breve explicación acerca de la constitución de este vital compuesto, para luego referirnos a sus propiedades fisicoquímicas.
L a e s t r u c t u r a m o l e c u l a r d e l a g u a En cualquiera de sus estados de agregación, el agua da la apariencia de ser una sustan- cia relativamente simple; sin embargo, tras esta primera impresión, se esconde un impor- tante grado de complejidad a nivel microscó- pico. En la Figura 1 se muestra la imagen de una molécula de H 2 O individual; en ella se aprecia que los dos átomos de hidrógeno se en- cuentran unidos a un átomo de oxígeno, ambos del mismo lado, dándole a la molécula una for- ma en V, con un ángulo de 104.5 grados entre los enlaces O-H. Dicha geometría se determina por el orde- namiento de los pares electrónicos en la molécu- la: existe un total de 8 electrones de valencia o “exteriores” en el agua; de estos electrones, dos pares corresponden a enlaces oxígeno-hidró- geno (donde cada átomo aporta un electrón al enlace), mientras que los otros dos pares no par- ticipan en los enlaces y se consideran como
A g u a
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F i g u r a 1. a) Diagrama de una molécula de agua individual. b) Mapa de colores del potencial electrostático. c) Esquema simplificado del agua indicando cargas parciales en cada átomo.
a) b)
c)
nes agua-agua hace que exista una incesante fluctuación de la estructura interna del líquido. Junto con la polaridad, esta dinámica hace que el agua sea un excelente fluido para la rea- lización de una gran diversidad de procesos químicos; en parti- cular, para aquellos que requieren la separación y la difusión de especies químicas con cargas eléctricas netas o parciales. Mu- chos de estos procesos químicos tienen que ver con procesos biológicos como la fotosíntesis, la síntesis de trifosfato de ade- nosina ( ATP ), el movimiento de iones a través de las membra- nas celulares, etcétera.
L a d i s o l u c i ó n d e i o n e s y d e c o m p u e s t o s p o l a r e s La polaridad de la molécula de H 2 O le permite tener inte- racciones de tipo electrostático con muchas otras especies químicas que tengan algún grado de polaridad; o bien, con cargas eléctricas netas en sus átomos. Tal es el caso de los com- puestos iónicos. La forma sólida de dichos compuestos está constituida por dos especies en un arreglo cristalino: un catión, de carga posi- tiva, y un anión, de carga negativa. En el caso del cloruro de sodio, la sal de mesa común (NaCl), los iones corresponden al anión cloruro (Cl–) y al catión sodio (Na +). En la Figura 3 se incluye el diagrama de un cristal de NaCl, donde se distinguen ambas especies formando un empaquetamiento tridimensional perfectamente ordenado en el sólido.
puentes, al tiempo que como “aceptora” del átomo de hidrógeno en la interacción con otras moléculas de agua. En la Figura 2 se incluye el diagrama de un conjunto de moléculas de agua en el seno del líquido, donde es posible apre- ciar este fenómeno. La energía asociada a la formación o ruptu- ra de un puente de hidrógeno individual es de unas 5 kilocalorías por mol, lo cual equivale a aproximadamente un 5 por ciento de la ener- gía de un enlace químico de tipo covalente. Esto hace que a los puentes de hidrógeno se les clasifique como interacciones de tipo débil; de hecho, en el agua líquida dichos puentes son lo suficientemente frágiles como para que exista una continua formación y ruptura de los enla- ces de hidrógeno. Aunque se les considere in- teracciones débiles en comparación con los enlaces covalentes, la energía de un puente de hidrógeno es significativamente mayor que la energía con la que interactúan las moléculas de otros líquidos, por ejemplo el cloroformo, el éter y la acetona. El tiempo de vida promedio de un enlace de hidrógeno es extremadamente breve: de al- rededor de unas diez billonésimas de segundo. La rápida ruptura y formación de interaccio-
A g u a
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F i g u r a 2. a) Esquema de un dímero de agua. La línea punteada representa la interacción tipo puente de hidrógeno en el dímero. b) Esquema de un grupo de moléculas en el seno del líquido. Las líneas continuas en el líquido muestran la formación de cadenas de puentes de hidrógeno. También se indica la distancia oxígeno-oxígeno en un puente medida en ángstroms (diezmillonésimas de milímetro).
a) b)
manentes. Existen once formas cristalinas o fases sólidas diferentes para el agua. Éstas difie- ren entre sí por la manera particular como las moléculas se empaquetan en el espacio para formar un sólido. A la existencia de las diver- sas formas cristalinas se le conoce como poli- morfismo del hielo. Cada uno de los mencionados once estados de agregación puede formarse en cierto inter- valo de presión y de temperatura; sin embargo, sólo la fase hielo Ih representa la forma estable a las condiciones de la atmósfera de la Tierra; de ahí que tanto el hielo como la nieve que vemos comúnmente se encuentran en dicha forma sólida. Un aspecto constante en todas las fases sólidas del agua es que cada átomo de oxígeno establece dos enlaces de hidrógeno como “donador” y que, simultáneamente, par- ticipa como “aceptor” en otros dos puentes de hidrógeno. Lo anterior se puede apreciar en la Figura 4, donde se muestra el ordenamiento molecular en el hielo tipo Ih. En esta forma só- lida, todas las moléculas de H 2 O se encuentran en un ambiente idéntico, formando enlaces de hidrógeno en las direcciones de un tetraedro. En la Figura mencionada también se incluye un diagrama más extendido que muestra cómo el
La capacidad del H 2 O para interactuar fuertemente con los aniones y cationes hace posible que muchos compuestos ióni- cos puedan disolverse en el agua. En la Figura 3 también se es- quematiza la manera como el agua puede separar las cargas de los iones sodio de la carga de los cloruros al disolverse un cris- tal de NaCl. En la disolución, los aniones quedan rodeados por moléculas de agua con los átomos de hidrógeno proyectados hacia la carga negativa, mientras que los cationes se rodean de los oxígenos del agua. Por otro lado, cuando una molécula polar se encuentra en solución acuosa, las diferentes zonas parcial- mente cargadas de ésta interactúan con moléculas de agua orien- tadas de forma adecuada para neutralizar las cargas parciales. En conjunto, estas interacciones posibilitan el hecho de que muchos compuestos puedan mantenerse en difusión libre en una solución acuosa. Por ejemplo, en los medios tisular y celu- lar pueden existir decenas de diferentes especies iónicas y pola- res conviviendo en una misma disolución. Es probable que el agua sea el único líquido con la capacidad de mantener en solu- ción a tal variedad de especies, las cuales tienen que conservar un equilibrio preciso para hacer posible que se lleven a cabo procesos biológicos de enorme complejidad.
E l a g u a e n e l e s t a d o s ó l i d o En el estado sólido, en el cual las moléculas prácticamente carecen de movimientos de traslación y rotación, el agua es capaz de agregarse formando puentes de hidrógeno per-
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F i g u r a 3. Esquema de la disolución de un cristal de cloruro de sodio. Los iones cloruro (Cl –^ ) se indican en gris y los iones sodio (Na +^ ) en verde.
un movimiento en la superficie de los cuerpos de agua. Este movimiento redunda en la for- mación de olas, las cuales son esenciales para la difusión de oxígeno en los mares y océanos.
P r o p i e d a d e s t é r m i c a s d e l a g u a La capacidad calorífica es la cantidad de energía en forma de calor que se requiere para elevar en un grado centígrado la tempe- ratura de una sustancia. Dicha propiedad tiene que ver con la eficiencia con la que la energía absorbida redunda en un incremento de la ener- gía cinética o energía de movimiento de las mo- léculas en una sustancia. El agua resulta ser uno de los líquidos con mayor capacidad calorífica que se conocen: se requiere una caloría por cada grado centígrado que se eleva la temperatura de un gramo de agua (aproximadamente tres veces mayor que en los alcanos, por ejemplo). Esto
arreglo periódico de los átomos da origen a una malla de forma hexagonal con los átomos de oxígeno en los vértices. Los puentes de hidrógeno presentes en el hielo Ih hacen que se obtenga, para este sólido, un empaquetamiento atómico de muy baja densidad (0.917 gramos por centímetro cúbico). Tan baja densidad se debe a que los oxígenos pueden interactuar a una distancia relativamente grande (gracias al hidrógeno que funciona como mediador). Es posible calcular que sólo aproxi- madamente un tercio del espacio disponible en realidad es ocu- pado por un oxígeno o un hidrógeno. Este empaquetamiento de átomos implica que para la misma cantidad de masa, el hielo ocupa aproximadamente 9 por ciento más de espacio que el agua líquida. Lo anterior tiene un efecto que todos podemos recono- cer cotidianamente: los cubos de hielo flotan en nuestras bebi- das y los icebergs flotan en los océanos. Resulta claro que el agua es uno de los mejores ejemplos de cómo nuestra realidad macroscópica está determinada por la manera en que los átomos y las moléculas se relacionan entre sí.
T e n s i ó n s u p e r f i c i a l Las moléculas de agua que se hallan en la frontera o inter- faz entre una fase líquida y una fase gaseosa como el aire, no tienen la misma oportunidad de formar puentes de hidróge- no que las moléculas que se encuentran dentro del líquido y que están completamente rodeadas por otras moléculas de H 2 O. Esto ocasiona que las moléculas en la interfaz estén sometidas a una fuerza hacia el seno del líquido que no está balanceada del lado de la fase gaseosa. La resultante es que el área superficial de un cuerpo de agua tiende a reducirse al mínimo, para reducir el desbalance de fuerzas. En otras palabras, al minimizar el área superficial se minimiza el número de moléculas con interac- ciones “faltantes”. Esta tendencia a reducir el área, deriva en una tensión en la interfaz líquido-gas conocida como tensión superficial. Aunque el fenómeno está presente en todos los líquidos, el caso del agua es particular, debido a que la energía de los puen- tes de hidrógeno le dan una tensión superficial significativamente mayor que la mayoría de las sustancias. La tensión superficial del agua a 25°C es de 72 milinewtons por metro (como punto de comparación, la tensión superficial del alcohol etílico es de tan sólo 22.4 milinewtons por metro). La elevada tensión superficial del agua tiene varias implicaciones importantes. Además de per- mitirles a algunos insectos caminar por la superficie de los lagos, hace posible que las corrientes de aire sean capaces de inducir
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L a h i d r a t a c i ó n d e l a s p r o t e í n a s Una de las facetas más recientemente reconocidas del agua tiene que ver con su participación en la función de las pro- teínas. Estas moléculas biológicas son por cadenas (políme- ros) formadas por cientos de unidades (monómeros) conocidos como aminoácidos, y son compuestos esenciales para todos los seres vivos, ya que participan de muy diversas formas en la fisio- logía de los organismos. En general, las proteínas tienen una estructura tridimensional compleja que suele incluir sitios de reconocimiento de otras moléculas, así como “sitios activos” donde se realizan las trans- formaciones químicas. Las moléculas de agua juegan un papel esencial en la complicada estructura de estas macromoléculas. Gracias a su capacidad de formar enlaces de hidrógeno, el agua
se debe a que las interacciones H 2 O-H 2 O por puentes de hidrógeno son significativamente más fuertes que las presentes en la mayoría de los líquidos. Gracias a ello, cuando un cuerpo de agua absorbe calor, una buena parte de esta energía no se manifiesta directamente en los movimientos de las moléculas, sino en la de- formación y la ruptura de los enlaces de hidró- geno. El hecho de que el agua pueda absorber una gran cantidad de calor sin incrementar en gran medida su temperatura la hace un ex- celente fluido para remover energía térmica de cuerpos muy calientes, como los motores de combustión interna.
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F i g u r a 4. Imagen de una proteína (azul) con un grupo de moléculas de agua interactuando con aminoácidos de su superficie.
