INTERACCIÓN DEL AGUA CON IONES Y GRUPOS IÓNICOS

Los iones y grupos iónicos de las moléculas orgánicas restringen la movilidad de las moléculas de agua en un grado mayor que cualquier otro tipo de solutos. La fuerza de los enlaces agua-ion es mayor que la de los enlaces de hidrógeno agua-agua, pero también es mucho menor que la de los enlaces covalentes.

La estructura normal del agua pura (basada en enlaces de hidrógeno dispuestos tetraédricamente) se altera por la adición de solutos disociables. El agua y los iones inorgánicos simples experimentan interacciones dipolo-ion. Se piensa que en una solución diluida de iones en agua, existe una segunda capa de agua en estado estructural perturbado debido a las conflictivas influencias estructurales antagónicas del agua de la (fase masiva). En soluciones salinas concentradas no existe agua de la fase masiva de estructura normal; la estructura del agua está determinada e impuesta por los iones. Existen abundantes pruebas que indican que algunos iones en solución acuosa diluida tienen un efecto neto demoledor de estructura (la solución es más fluida que el agua pura), mientras que otros tienen un efecto neto formador de estructura (la solución es menos fluida que el agua pura). Debe entenderse que el término “estructura neta” se refiere a todas las clases de estructuras, tanto la normal como los nuevos tipos de estructura del agua. Desde el punto de vista de la estructura “normal” del agua, todos los iones son demoledores de la misma.

La capacidad de un ion dado para alterar la estructura neta está estrechamente relacionada a su poder polarizante (carga dividida por radio) o simplemente con la fuerza de su campo eléctrico. Los iones pequeños y/o multivalentes (la mayoría iones positivos, tales como Li⁺, Na⁺, H₃O⁺. Ca²⁺, Ba²⁺, Mg²⁺, Al³⁺, F^– y OH^–) tienen fuertes campos eléctricos siendo creados de estructura neta. La estructura impuesta por estos iones compensa sobradamente cualquier pérdida de la estructura normal del agua. Estos iones interactúan fuertemente con las cuatro a seis moléculas de agua de la primera capa, haciéndolas menos móviles y empaquetándolas mas compactamente (mayor densidad) que las moléculas HOH del agua pura. Los iones de tamaño grande y monovalente (la mayoría de los iones cargados negativamente y los iones positivos grandes, tales como K⁺, Rb⁺, Cs⁺, NH⁺₄, Cl^–, Br^–, I^–, NO^–₃, BrO^–₃, IO^–₃ y ClO^–₄) poseen campos eléctricos bastantes débiles y son demoledores de estructura neta, aunque el efecto es muy ligero en el caso del K+. Estos iones reducen la estructura normal del agua y son incapaces de formar una cantidad compensatoria de estructura nueva.

Los iones por supuesto tienen efectos adicionales que se extienden más allá de su influencia de sobre la estructura del agua. Mediante sus variadas capacidades para hidratarse (competir con el agua), alterar la estructura del agua, influir en la constante dieléctrica del medio acuoso y determinar el espesor o grosor de la doble capa eléctrica en torno a los coloides, los iones influyen profundamente en el “grado de hospitalidad” relativo a otros solutos no acuosos y a sustancias suspendidas en el medio. Así la conformación de las proteínas y la estabilidad de los coloides (haloestabilización y halodesestabilización de acuerdo con la serie liotrópica o de Hofmeister) dependen mucho de las clases y cantidades de iones presentes.

El agua que interactúa con iones y grupos iónicos representa parte del agua firmemente ligada a los alimentos. La estructura normal del agua es distorsionada por la adición de solutos disociables. Existe evidencia de que algunos iones tienen un efecto demoledor de la estructura normal del agua, mientras que otros la promueven.

Se piensa que el agua multicapa de los iones se encuentra en un estado distorsionado debido a las influencias estructurales conflictivas del agua vecinal y el agua de la fase masiva. El agua de la fase masiva tiene propiedades similares a la del agua en una solución diluida.

Los iones pequeños y/o multivalentes (la mayoría iones positivos) Li⁺, Na⁺, Ca⁺, Ba⁺, Mg⁺, Al⁺³, F^–,H₃O y OH^–, poseen fuerte campo eléctrico y son promotores de estructura neta. Mientras que los iones grandes y monovalentes (la mayoría de los iones cargados negativamente e iones grandes positivos) K⁺, Rb⁺, Cs⁺, NH₄⁺, Cl^–, Br^–, I^–, NO₃^–, BrO₃^–, ClO₄^–, son demoledores de estructura neta. La interacción del agua con solutos neutros formadores de enlaces de hidrógeno es más débil que con solutos iónicos. Sin embargo, el agua enlazada con solutos neutros por enlaces de hidrógeno debe considerarse como agua constitucional o vecinal.

Los grupos iónicos de las biomoléculas son generalmente ácidos o bases débiles, cuyo grado de ionización depende del pH.

EL AGUA COMO SOLVENTE

El carácter polar de las moléculas de agua es responsable de interacciones con otras sustancias que entren en relación con ellas. Lógicamente estas interacciones dependen de la naturaleza de la otra sustancia.

1. Compuestos iónicos: En general las sustancias iónicas son solubles en agua. En cristales de este tipo de compuestos (ej NaCl), las atracciones electrostáticas entre los iones constituyentes (Na⁺ y Cl^–) mantienen una red altamente ordenada. Cuando estos cristales se ponen en contacto con agua, se produce una alteración en la organización de las moléculas de ambos compuestos. Las moléculas dipolares del agua son atraídas por los iones con fuerza suficiente como para disociarlas de sus uniones. Los iones se van rodeando de moléculas de agua, lo cual debilita la fuerza de atracción con los iones de carga contraria en el cristal y terminan por separarse y dispersarse en el solvente. Los iones en solución acuosa se encuentran hidratados, esto es, rodeados por una capa de moléculas de agua. Los cationes (por ej. Na⁺, K⁺, Ca^2+, Mg²⁺ entre los inorgánicos; grupos amina ≡C-NH₃⁺, entre los orgánicos) atraen la zona de carga parcial negativa de la molécula de agua. Loa aniones (por ej. Cl^–, HPO₄^2- , HCO₃^–, entre los inorgánicos; grupos carboxilato –COO^– entre los orgánicos) atraen la zona de carga positiva del dipolo.
2. Compuestos polares no iónicos: En el caso de alcoholes, aldehídos o cetonas, por ejemplo, el agua puede formar enlaces de hidrógeno con los grupos hidroxilos o carbonilos presentes en esas moléculas, lo cual facilita su disolución. Los compuestos iónicos y polares no iónicos, en general, son hidrófilos pues pueden interaccionar con las moléculas de agua y formar soluciones estables.
3. Compuestos apolares: Este tipo de sustancias, como los hidrocarburos por ejemplo. Resultan prácticamente insolubles en agua, pues no puede establecerse unión o atracción entre sus moléculas y las de agua. Se las llama sustancias hidrófobas, generalmente se disuelven bien en solventes orgánicos no polares o poco polares. ( por ej. Benceno, tetracloruro de carbono, cloroformo). Las moléculas apolares pueden ejercer entre si atracciones de un tipo denominado interacciones hidrofóbicas.
4. Compuestos anfipáticos: Existen sustancias que poseen grupos hidrófobos e hidrófilos en la misma molécula, por ejemplo, los fosfolípidos o las sales de ácidos grasos de cadena larga con metales monovalentes (jabones de Na y K). Este tipo de sustancias son denominadas anfifílicas o anfipáticas. En contacto con agua se colocan con su porción hidrofílica dirigida hacia la superficie del agua o sumergida en ella, mientras el resto apolar se proyecta hacia el exterior de la fase acuosa. (A) Cuando estas moléculas se encuentran en el seno del agua, pueden formar agrupaciones esféricas llamadas micelas. Las cadenas apolares se dirigen hacia el interior de la micela, mutuamente atraídas por interacciones hidrofóbicas. Los extremos hidrofílicos de la molécula quedan expuestos hacia la fase acuosa e interaccionan con ella, lo cual asegura la estabilidad de las micelas. (B)

BIBLIOGRAFÍA

1. Badui Dergal Salvador, 2006, Química de los alimentos, Cuarta edición, México, Editorial Pearson, página 11
2. Fennema R. Owen, 2000, Química de los alimentos, Segunda edición, España, Editorial Acribia, pagina 36-38
3. Blanco A., 2006, Química biológica, Octava edición, Argentina, Editorial Ateneo, pagina 11-12

Desde tiempos inmemoriales, la preservación de los alimentos ha sido un tema de suma importancia para asegurar la supervivencia de la raza humana. Todos nuestros ancestros de una forma u otra han encontrado métodos distintos para poder lograr que sus alimentos tengan mayor duración y soporten los cambios de temperatura propios del cambio de estación. Desde secar la carne al sol y salarla hasta procesos mucho más elaborados como el encurtido y envasado al vacío que hacían nuestras abuelas para poder aprovechar los vegetales y frutas antes de que se echen a perder. Sin embargo, todas esas prácticas efectivas pero empíricas no tenían un fundamento científico real en ese entonces. Hoy por hoy sabemos que el agua juega un rol crucial en la preservación de alimentos, ya que más allá de ser el solvente universal y medio para distintas reacciones, el agua es una molécula directamente relacionada al desarrollo de la vida. Por ello, un alimento rico en agua será un alimento con menor tiempo de vida, debido a que el agua que contiene es medio propicio para el desarrollo de microorganismos.

Por otro lado, conocemos que la molécula del agua tiene una forma angular particular que le brinda esas propiedades tan especiales, sin mencionar las interacciones intermoleculares por puente de hidrógeno que permiten ese orden peculiar del agua, dándole una estructura ordenada tanto en el estado sólido como en el líquido.  Tomando eso en cuenta, es posible entonces pensar que cualquier interacción adicional que dicha molécula tenga con otras, propiciará un cambio significativo en su estructura y por ello una variación de sus propiedades, las cuales pueden ser favorables o perjudiciales para el producto alimenticio en el que se encuentra.

En soluciones salinas los electrones que se encuentran en orbitales libres de los cationes formarán con la molécula del agua, complejos. Es decir, moléculas de agua se coordinarán mediante sus puentes de hidrógeno formando capas de hidratación que rodean al catión y por lo tanto modifican la estructura natural del agua. Las capas de hidratación que se forman por aniones se dan a través de interacciones ión-dipolo y por interacciones dipolo-dipolo si se trata de grupos polares, una vez más contribuyendo a la modificación de la estructura del agua.

Partiendo de esto, se puede afirmar entonces que tanto los iones o los grupos iónicos impedirán la movilidad de las moléculas de agua en mayor grado de lo que que otros solutos podrían.  La fuerza de atracción entre el agua y el ión es mucho más grande que la fuerza de atracción entre moléculas de agua debido al enlace puente de hidrógeno, pero no tan grande como la fuerza de enlace covalente que unen los hidrógenos al oxígeno.  Por lo tanto, la estructura normal del agua pura, tetraédrica, será disrumpida por la presencia de solutos disociables.

El agua que interactúa con iones y grupos iónicos será la parte del agua ligada más fuertemente a los alimentos. Si consideramos a los iones de la sal de mesa (NaCl), comúnmente incluído en los alimentos, podemos inferir que las moléculas de agua más cercanas a dichos iones (agua vecinal), rodearán a cada uno de dichos iones orientándose por su polaridad, obligando a las demás capas de agua (agua del entorno) a distorsionar su estructura debido a las interacciones con las moléculas de agua más internas. Por otro lado, las ultimas capas de agua (fase masiva externa) presentarán casi ninguna modificación y se comportarán como aquellas moléculas de agua presentes en una solución salina diluída.

How water dissolves salt – https://youtu.be/xdedxfhcpWo

En el caso de aumentarse la concentración de sal en agua, la fase masiva será casi inexistente debido a la cantidad de iones disociados presentes en solución. Por lo tanto las capas vecinales de agua serán las que predominen en el sistema.

Para entender el grado de disrupción que dichos iones generan en la estructura del agua, se debe primero comprender el efecto que los iones tienen sobre la estructura neta del agua, donde la estructura neta se refiere a toda estructura que las moléculas de agua formen, sea la normal como nuevas formas que puedan surgir. Entonces existen dos clases de iones, aquellos que promueven la estructura y aquellos que la demuelen.

Los promotores de la estructura serán iones pequeños, los cuales presentan campos eléctricos fuertes y por lo tanto favorecen la formación de la estructura neta. Dichos iones entonces compensarán cualquier pérdida de la estructura que el agua normal haya sufrido. El agua ligada a ellos será fuerte y por lo tanto la movilidad será restringida, aumentando la densidad del agua comparado con las moléculas del agua pura.

Por otro lado, los iones grandes o grupos iónicos monovalentes serán  aquellos que por su campo eléctrico débil no liguen fuertemente con el agua y por lo tanto no mantengan la estructura neta del agua. Dichos iones entonces, perturbarán la disposición de las moléculas de agua y no serán capaces de compensar dicha disrupción. La densidad de la solución será menor respecto al agua pura.

En general, hablar de la interacción agua-ión es mucho más complejo que solo referirse a la estructura. La inclusión de iones en una solución dentro de un alimento determinará su tiempo de vida, ya que más allá de poder alterar ciertas propiedades del agua, influirá directamente en la conformación de las proteínas presentes, estabilidad coloidal, entre otros. El estudio de las interacciones agua-ión cobra entonces suma importancia a la hora de diseñar nuevos productos alimenticios, porque ellos serán también los que determinen que otros solutos puedan ser incluidos sin perjudicar la estabilidad general de dicho alimento.

Referencias Bibliográficas

1. Belitz, H. (2009). Food Chemistry. Heidelberg: Springer.
2. Fennema, O. R. (1996). Food Chemistry. Wisconsin: Marcel Decker Inc.
3. Hribar, B. (2002). How Ions affect the structure of Water. Journal of the American Chemistry Society, 12302-12311.

 

 

En una solución acuosa, los solutos afectan a aquellas propiedades de la solución que solo dependen de la concentración o del número de las partículas disueltas, pero no dependen de la identidad de los solutos; estas propiedades se conocen como propiedades coligativas. Como ejemplo, podemos mencionar que el punto de congelamiento de una solución acuosa de cualquier sal es más bajo que el del agua pura debido a la presencia de la sal disuelta en agua, no importa si la sal disuelta es cloruro de sodio o nitrato de potasio; si las cantidades molares del soluto y el número de iones son los mismos, los puntos de congelamiento serán los mismos.

Las cuatro propiedades coligativas más estudiadas son:

• Descenso de la presión de vapor:

Un líquido contenido en un recipiente se puede evaporar completamente si se cuenta con el volumen disponible. Si no se dispone del volumen suficiente, un líquido se evaporará solo hasta el punto donde la velocidad de evaporación sea igual a la velocidad de condensación del vapor. La presión de vapor en este punto de equilibrio es llamada la presión de vapor del líquido.  De esta manera, si un vaso con agua se coloca en un cuarto abierto se evaporará completamente; sin embargo, si el vaso es cubierto con una tapa, el espacio entre el líquido y la tapa va a contener una cierta cantidad de vapor de agua. La cantidad de vapor de agua presente depende de la temperatura, pero no de la cantidad de líquido que está presente en el equilibrio.

Si en lugar de agua pura se coloca una solución acuosa en el vaso, la presión de equilibrio será menor que la del agua pura. La presencia del soluto en el líquido disminuye la presión de vapor característica y por consecuencia, la solución se evapora más lento en comparación al solvente puro. Generalmente, se espera que los solutos que son líquidos en su forma pura ( p. ej. alcohol etílico) tengan su propia presión de vapor, mientras que los compuestos iónicos no contribuirán a la presión de vapor total de la solución.

Una de las consecuencias de la disminución de la presión de vapor se puede observar en una lata de gaseosa derramada, al evaporarse el agua la gaseosa se vuelve más azúcar y menos agua. hasta que la presión de vapor del agua es tan baja que a penas se evapora. Resultando en que la gaseosa derramada permanezca pegajosa sobre la superficie por un largo tiempo comparado con solo agua derramada sobre una superficie.

• Descenso del punto crioscópico

La presencia de un soluto disminuye el punto crioscópico o de congelamiento de una solución en relación al del solvente puro. Como ejemplo, el punto de congelamiento del agua pura es 0°C; si se disuelven 10 gramos de cloruro de sodio en 100 gramos de agua, el punto de congelamiento disminuye a -5,9 °C. Si se usa sacarosa en vez de cloruro de sodio (10 gramos de sacarosa en 100 gramos de agua),  el nuevo punto de congelamiento es de -0,56 °C. La razón para que en el primer caso el punto de congelamiento sea menor que en el segundo es que hay más partículas en 10 gramos de cloruro de sodio que en 10 gramos de sacarosa, debido a que el peso molecular de la sacarosa es de 342,3 g/mol mientras que el del cloruro de sodio es 58,44 g/mol. Por otro lado, cada unidad de cloruro de sodio tiene dos iones cuando se disuelve en agua mientras que la sacarosa no es un electrolito, por ende la solución contiene moléculas de sacarosa y no dos iones diferentes. Por tanto, al predecir el punto de congelamiento de una solución se debe considerar no solo el número de unidades presentes en la fórmula, sino también el número de iones que resultan de cada unidad de la fórmula.

• Aumento del punto de ebullición

Debido a que la presencia de partículas de soluto disminuye la presión de vapor de un solvente líquido, se requiere una mayor temperatura para alcanzar el punto de ebullición, por tanto el punto de ebullición de una solución es más alto que el del solvente puro. Como en el caso de la disminución del punto de criogénico, el efecto depende del número de partículas de soluto presente en una cierta cantidad de solvente, mas no de la identidad de esas partículas. De esta manera,  si se disuelven 10 gramos de cloruro de sodio  en 100 gramos de agua, el punto de ebullición es 101,7°C, este valor es más alto que el del punto de ebullición del agua pura. 

 

• Aumento de la presión osmótica

Esta última propiedad coligativa es considerada muy importante para los sistemas biológicos e involucra la ósmosis, proceso por el cual las moléculas del solvente pueden pasar a través de ciertas membranas aunque las partículas de soluto se ven impedidas a hacerlo. Cuando dos soluciones de diferente concentración están presentes en cualquier lado de estas membranas (también llamadas semipermeables) hay una tendencia de las moléculas del solvente a moverse desde la solución más diluida hacia la solución más concentrada hasta que las concentraciones de ambas soluciones sean iguales. Esta tendencia es llamada presión osmótica, la presión externa puede ser ejercida sobre una solución para contrarrestar el flujo del solvente; la presión requerida para detener la ósmosis de un solvente es igual a la presión osmótica de la solución.

La ósmosis es un procedimiento bastante útil, por ejemplo, las carnes se pueden preservar convirtiéndolas en cecina o carne seca : la carne se baña en una solución salina muy concentrada, lo que resulta en la deshidratación de las células de la carne. La cecina se preserva mejor que la carne fresca, ya que las bacterias en la superficie de la carne salada serán víctimas de la ósmosis y morirán. Este proceso prolonga así la duración y conservación de la carne sin el uso de refrigeración.

BIBLIOGRAFÍA:

1. Bosma, Wayne B. Colligative Properties <http://www.chemistryexplained.com/Ce-Co/Colligative-Properties.html> Consultado : 31 de agosto del 2019

2. Atkins, Peter, and de Paula, Julio (2001). Physical Chemistry , 7th edition. New York: W.H. Freeman

3. Brown, Theodore L.; LeMay, H. Eugene; Bursten, Bruce E.; and Burdge, Julia R. (2002). Chemistry: The Central Science , 9th edition. Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall.

4.  Properties of Solutions 2019 <https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Introductory_Chemistry/Book%3A_The_Basics_of_GOB_Chemistry_(Ball_et_al.)/09%3A_Solutions/9.4%3A_Properties_of_Solutions> Consultado : 31 de agosto del 2019