Propiedades de interés biológico del agua

En la Tierra, con 14,5 °C de temperatura media, el amoniaco no se halla en estado líquido, y el único líquido abundante es el agua. Aparte de sus elevados puntos de fusión y de ebullición, el agua tiene otras propiedades relacionadas con la presencia de enlaces de hidrógeno.

1. Elevado calor específico. Se necesita suministrar mucha energía para calentar el agua, ya que parte de ella se emplea en romper enlaces de hidrógeno, y no en aumentar la temperatura (agitando las moléculas). Gracias a esta cualidad, la temperatura de la célula variará poco aunque la temperatura externa suba bruscamente.
2. Alto calor de vaporización. Para vaporizar una masa de agua que está a 100 °C hay que romper todos los enlaces de hidrógeno, y ello exige cinco veces más energía que para calentarla de 0 a 100 °C. Por esta razón, al sudar se invierten considerables cantidades de calor en vaporizar agua, lo que refresca la piel.

3. 	Pareja de zapateros (Gerris lacustris) sobre la superficie del agua. Contrariamente a la creencia popular, no flotan. (Fuente: http://en.wikipedia.org/wiki)

   Elevada tensión superficial. En el interior de una masa de agua cada molécula está sometida a fuerzas de atracción en todas las direcciones, que se cancelan mutuamente. Pero en la superficie hay una fuerza neta hacia el interior que mantiene a las moléculas fuertemente cohesionadas; se forma así una película superficial por la que pueden desplazarse algunos organismos (imagen de la derecha). La cohesión de las moléculas y su adhesión a otros materiales favorece, igualmente, el ascenso de la savia en las plantas.
4. Anómala densidad a bajas temperaturas. En el agua sólida (hielo) cada molécula está involucrada en cuatro enlaces de hidrógeno que la mantienen rígidamente anclada en una red cristalina. Al comenzar a fundirse, se rompen los enlaces de hidrógeno de parte de las moléculas, que se liberan e invaden los huecos de la red; en conjunto, ocupan menos espacio que antes, y la densidad aumenta. Esta es la razón de que el hielo sea menos denso que el agua líquida y flote en ella, lo que evita que los lagos lleguen a helarse en invierno hasta el fondo y mueran los seres vivos que albergan. Como contrapartida negativa, si el agua de sus células se congelara los cristales de hielo podrían, al dilatarse, rasgar la membrana plasmática.
5. Poder disolvente. Las moléculas que intervienen en el metabolismo deben hallarse en disolución, o de otro modo no podrían desplazarse para chocar unas con otras y reaccionar químicamente. Por fortuna, el agua es uno de los mejores disolventes conocidos. Así, muchas sales se disuelven rápidamente porque los iones que las forman se rodean de una capa de moléculas de agua que los aísla, proceso conocido como solvatación:
   
   
   Disolución de una sal por solvatación de sus iones.
   Pero el agua no solo es capaz de disolver sustancias iónicas, sino también multitud de compuestos con los que puede formar enlaces de hidrógeno o, en general, sustancias polares con las que establece interacciones dipolo-dipolo (como, por ejemplo, el propio amoniaco). En cambio, las moléculas apolares como el metano no podrán disolverse en agua, razón por la cual merecen el calificativo de hidrofóbicas.
6. Capacidad de ionización. Muchas sustancias no solo se disuelven en agua, sino que reaccionan con ella. En el cloruro de hidrógeno (HCl), por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una carga δ⁺ tan elevada —debido a la gran avidez del cloro hacia los electrones— que atrae fuertemente a un par de electrones sin compartir de una molécula de agua, formando con éstos un enlace covalente y rompiendo el que le unía al cloro: H₂O + HCl → H₃O⁺ + Cl^─ [véase la ilustración siguiente]. El protón (el átomo de hidrógeno sin su electrón, H⁺) cedido por el HCl puede saltar de molécula en molécula de agua, formando sucesivos iones oxonio (H₃O⁺), hasta que uno de ellos se solvata por unas seis moléculas de agua (H₁₅O₇⁺) que lo estabilizan. Estas sustancias que liberan protones en disolución reciben el nombre de ácidos:
   
   
   Un protón (H⁺) “extra” aportado por un ácido puede difundirse a través de la red de enlaces de hidrógeno del agua mediante la formación y ruptura de enlaces covalentes (mecanismo de Grotthuss). (Fuentes: ASH y http://en.wikipedia.org/wiki).

   Por su parte, el amoniaco (NH₃) actúa a la inversa: en lugar de ceder un protón a una molécula de agua puede arrancárselo a través del par de electrones no compartidos de su átomo de nitrógeno, convirtiéndola en un ión OH¯ (hidroxilo): H₂O + NH₃ → OH¯ + NH₄⁺. Las sustancias que, como el amoniaco, aceptan protones en disolución se denominan bases.

   Existen iones OH¯ y H₃O⁺ incluso en agua pura, ya que ésta puede actuar como un ácido y como una base (se dice que es anfótera) y reaccionar consigo misma: H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^–. Se suele escribir esta ecuación así: H₂O → H⁺ + OH¯; pero debe quedar claro que el protón H⁺ no existe de forma libre, sino como un ion oxonio (H₃O⁺) o, más exactamente, como un “oxonio solvatado” (H₁₅O₇⁺ o, incluso, H₄₃O₂₁⁺).

   Los productos de esta autoionización del agua tienen una vida media muy breve, y su concentración en agua pura a 25 °C es de 10^–7 M. Lógicamente, la concentración de H₃O+ (o, abreviadamente, de H⁺) se incrementará cuando se añada un ácido al agua, y disminuirá al añadir una base. Se suele medir dicha concentración mediante su logaritmo decimal cambiado de signo, cantidad que constituye el llamado pH o potencial de hidrógeno: pH = –log [H₃O⁺]. Así, el pH del agua pura será –log (10^–7) = 7. Toda disolución con pH = 7 se dice que es neutra; en las disoluciones ácidas el pH es menor que 7, y en las básicas es mayor que 7.