CAPITULO
2
LAS MOLÉCULAS DE
LA VIDA
2.1. INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LAS BIOMOLÉCULAS.
Composición GENERAL DE
LA
MATERIA VIVA -
Las actividades de las células se derivan directamente de la actividad de las
moléculas que las constituyen. Es imposible entender las funciones de las
células sin un conocimiento adecuado de la estructura y las propiedades de los
principales tipos de moléculas que forman parte de ellas.
Uno de los objetivos de este tema es suministrar la información esencial acerca
de los aspectos químicos de la materia para poder comprender las bases de la
vida. Una breve exposición de las bases atómicas y moleculares de los seres
vivos resulta una necesidad para poder comprender los siguientes niveles de
organización de la materia viva.
Las bacterias, las levaduras los hongos, los gatos, los perros, los monos, los
elefantes, en fin todos los seres vivos tienen una gran similitud en su
composición elemental. Si se analizan las membranas de todos ellos se
encontrarán moléculas muy semejantes y hasta idénticas que son parte
integrante de las mismas, por solo citar un ejemplo. A continuación se iniciará
el estudio de los aspectos elementales esenciales de la química que permitan
comprender los mecanismos moleculares de organización de los seres vivos:
Entre los elementos más abundantes presentes en los seres vivos están los átomos
de carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno (O) y nitrógeno (N), que llegan a
representar más del 99 % de la composición del organismo humano (Tabla 2.1).
Con tan
solo esos cuatro bioelementos, existen biomoléculas tales como
monosacáridos, polisacáridos, ácidos orgánicos y ácidos grasos, alcoholes,
aminas, triglicéridos, colesterol y esteres del colesterol, además de hormonas
esteroides, la mayoría de los aminoácidos (sin los dos azufrados), algunas
proteínas que estén libres de aminoácidos azufrados, y una infinidad de
metabolitos intracelulares y extracelulares.
La formación de ácidos nucleicos y sus precursores requiere de otro
bioelemento: el fósforo (P). El P forma parte de aproximadamente el 0,5% de los
restantes bioelementos destacados en la composición de nuestro cuerpo
(Tabla 2.2).
De todo lo anterior se puede destacar que los componentes orgánicos
mayoritarios de los seres vivos requieren de los elementos C, H, 0, N, S y P;
para constituir los lípidos, los glúcidos o carbohidratos, las proteínas y los
ácidos nucleicos, son necesarios estos seis elementos químicos. El resto de los
elementos químicos, aunque pueden estar formando parte de algunas de esas
moléculas, presentan destacadas funciones como iones en las células. El cloruro
(Cl ), el potasio (K), el sodio (Na), el calcio (Ca), el magnesio (Mg), etc, son
componentes electrolíticos de importancia capital para la regulación. del
equilibrio hidro-mineral. No menos importantes se presentan otros en tan ínfimas
cantidades que se les consideran oligoelementos, más adelante se encontrarán
algunos ejemplos de su importancia para nuestro organismo (tabla 2.3).
La inadecuada ingestión en la dieta de algunos de los oligoelementos puede tener
serias consecuencias sobre la salud humana. La anemia (condición en la cual la
sangre contiene menor concentración de hemoglobina que la normal)
microcítica es la más común de las anemias nutricionales y su causa es la falta
de hierro. También la falta de cobre puede provocar este tipo de anemia.
La deficiencia de zinc ocasiona severos trastornos en la piel entre otros
(Fig. 2.1).
Pero
también los excesos nutricionales en bioelementos son dañinos a la salud. El
fluoruro, un elemento tan renombrado para proteger las caries dentales y que se
utiliza como aditivo a las cremas dentales para prevenir las caries, es causante
de tina enfermedad dental que motea los dientes de forma desagradable. La
fluorosis dental es una condición que es provocada por el consumo excesivo de
fluor durante el periodo de desarrollo dentario, desde el nacimiento hasta los
6-8 años de edad (Fig. 2.4). Se presenta una foto de una dentadura afectada por
fluorosis.
Concepto
DE BIOMOLÉCULAS
Las biomoléculas son las moléculas orgánicas que forman parte de los seres
vivos, con diversos grados de complejidad, desde muy simples hasta muy
complejas. Una característica esencial de las biomoléculas orgánicas es su gran
diversidad, a pesar de tener es su composición un número relativamente pequeño
de elementos químicos (más frecuentes C, H, 0, N, y otros dos en menor
proporción, el P y el S). Estos elementos químicos integran la mayoría de los
compuestos orgánicos al unirse entre sí mediante uniones que se estudiarán a
continuación.
LA
COMBINACIÓN DE ÁTOMOS Y
LAS FUENTES DE ESTABILIDAD
A) El
enlace covalente
Los átomos que
constituyen una molécula se mantienen unidos por enlaces covalentes. Este tipo
de enlace se genera cuando ¡os pares de átomos que se
unen comparten pares de electrones. Las biomoléculas deben su estabilidad a los
enlaces covalentes que mantienen los átomos adyacentes unidos. Pero además,
muchos de los procesos biológicos que ocurren en la célula viva se producen por
ruptura o formación de algunos de estos enlaces covalentes.
Los átomos de cada elemento químico tienen un número de protones en el núcleo,
lo cual se corresponde con su número atómico, y un número equivalente de
electrones en la envoltura. Estos electrones ocupan los orbitales, que se
caracterizan por un estado energético permitido, que se señala con un número, el
número cuántico principal, y con una letra (s, p, d) que corresponde al orbital.
En cada orbital pueden estar sólo 2 electrones de spin opuesto. En el caso de!
átomo de carbono, que tiene número atómico 6, existen 6 electrones que deberían
ocupar esos orbitales con una distribución 1s2, 2s.2p2.
Pero en el caso particular del C
no ocurre así y se originan 4 orbitales híbridos entre el 2s y los 2p,
denominados sp3, que se dirigen hacia los vértices de un tetraedro Cada uno de
estos orbitales sp3 contiene ahora un electrón que puede ser compartido por
ejemplo con un orbital 1s de un átomo de hidrógeno, y formar el metano CH4,
mediante enlaces covalentes sencillos o simples,
Asimismo, en el caso del C se pueden hibridizar los orbitales 2s con sólo dos de
los 2p y dar lugar a un orbital híbrido sp2.
El enlace
covalente es un enlace fuerte, estable en medio acuoso. Un enlace C-C simple,
donde se comparten 2 electrones, uno por cada átomo de carbono, tiene una
energía de enlace de 85.kcal/mol (356 KJ/mol), lo que significa que una
alta cantidad de energía debe ser suministrada para romper esa unión.
Un enlace covalente doble, por ejemplo C=O, tiene una energía dé 175 kcal/ mol
(732 Kj/mol). Entre los enlaces covalentes que se pueden presentar se destacan
los siguientes:
EnIace
Energía
k/Imol
H-H
436
C-H 414
C-C 343
C-O 351
C-N 292
O-H 460
N-H 393
C=O 686
Como resultado de la
formación de enlaces covalentes entre los átomos surgen los grupos funcionales
que caracterizan a familias de sustancias. A continuación se estudiarán las
agrupaciones atómicas más frecuentes encontradas en las biomoléculas y que se
denominan grupos funcionales
Los
principales grupos funcionales:
Las biomóléculas se caracterizan por presentar agrupaciones atómicas o grupos
funcionales, de los cuales dependen muchas de sus propiedades fisicoquímicas.
Entre estos grupos funcionales se pueden distinguir los que se muestran en la
tabla 2.4.
Tabla 2.4. Principales grupos funcionales presentes en las biomoléculas.
|
Grupo funcional |
Represent. |
Principales propiedades |
|
Hidroxilo |
-OH |
Grupo funcional característico de los alcoholes. En forma abreviada R-OH. Puede aparecer en otras biomoléculas diferentes de los alcoholes. |
|
Carbonilo . |
C=O |
Si la función carbonilo se
encuentra |
|
Carboxilo |
-COOH |
Grupo que caracteriza a los
ácidos orgánicos. Este grupo le confiere carácter ácido a las biomoléculas
que lo poseen al disociarse. |
|
Amino |
- NH2 |
Se comporta este grupo corno una base, aceptando con facilidad H+ del medio. R-NH2 + H+<-> R-NH3+ Amida -CONH2. El grupo hidroxilo de los ácidos carboxílicos es desplazado por un amino. |
|
Sulfhídrilo |
-SH |
Se conoce también como tiol. Dos grupos sulfhidrilo pueden reaccionar entre sí ara formar un enlace disulfuro, frecuente en las proteínas. |
Agrupaciones atómicas derivadas. Los grupos funcionales son capaces de
reaccionar entre sí y originar nuevas agrupaciones atómicas, las cuales tienen
mayor complejidad. Algunas biomoléculas presentan estos tipos de agrupaciones:
Hemiacetales. En la formación de este enlace se produce una
reorganización de los átomos. A los hemiacetales (o hemicetales si el carbonilo
era de una cetona) pertenecen por ejemplo las formas cíclicas de los
monosacáridos.
Acetales. Se forman al reaccionar el hidroxilo de los hemiacetales (o.
hemicetales) y otro OH, con formación de una molécula de agua. También el
hidroxilo de un hemiacetal puede reaccionar con un amino (o imino) y formar un
enlace N-acetal, como es por ejemplo el enlace N-glicosídico que une a las bases
nitrogenadas con el azúcar en el caso de los nucleótidos y nucleósidos.
Esteres.
Los ésteres se forman al reaccionar un ácido con un alcohol, con pérdida de una
molécula de agua. Se analizarán dos tipos de ésteres por su importancia en la
constitución de algunas biomoléculas.
Éster carboxílico.
Formado entre un grupo COOH y un
OH. :
Éster fosfórico. Se forma al reaccionar un ácido fosfórico con un alcohol.
Es posible que un éster fosfórico ya formado reaccione con otro grupo OH
para formar un enlace fosfodiéster, como es por ejemplo el que une a los
nucleótidos para formar las moléculas de los ácidos nucleicos.
Tioéster. Un tioéster se forman cuando reacciona un grupo carboxilo con un
grupó sulfhidrilo SH. Algunas biomoléculas con enlace tioéster son compuestos
muy importantes en el metabolismo celular. Este enlace es también importante
porque al hidrolizarse libera gran cantidad de energía útil para muchos
procesos.
Amidas. Se forman al reaccionar un grupo carboxilo (COOH) con un amino
(NH2). Este tipo de enlace químico para formar esta agrupación atómica es el que
permite la unión de los aminoácidos para formar los péptidos y las proteínas
Anhídrido de ácido. Un anhídrido de ácido se forma cuando reaccionan
ácidos que pueden ser iguales o diferentes, con pérdida de una molécula
de agua Los anhídridos del ácido fosfórico desempeñan un papel
extraordinario en la conservación y liberación de la energía química en la
célula.
La multifuncionalidad. Resulta un hecho notable que en una misma biomolécula se
pueden encontrar varios grupos funcionales, en ocasiones el mismo tipo de grupo
funcional y otras veces grupos funcionales distintos. Más adelante se verá cómo
los monosacáridos, Los nucleótidos, Los aminoácidos y los ácidos grasos
presentan este fenómeno de la multifuncionalidad. Esta propiedad de la mayoría
de las biomoléculas hace mucho más diversa la existencia de la materia orgánica,
así como la forma en que muchas partes de ellas pue4en interactuar por medio de
atracciones o repulsiones. Así por ejemplo un alcohol importante en el
metabolismo de los lípidos (un polialcohol) como es el. Glicerol o glicerina (propanotriol)
presenta tres grupos hidroxílos:
La molécula del aminoácido glicina presenta dos grupos funcionales diferentes,
presentando la siguiente fórmula molecular, en la que puede observarse la
presencia de un grupo amino y otro carboxilo:
Polaridad del enlace covalente. En las moléculas formadas por átomos iguales
unidos a grupos similares los electrones se comparten de manera simétrica, pero
en moléculas cómo el H20, con átomos que poseen diferente
electronegatividad, o en moléculas con átomos iguales pero unidos a grupos
diferentes, eL compartimiento del par electrónico es desigual y un átomo, el más
electronegativo, atrae más fuertemente el par electrónico que el otro átomo,
adquiriendo el primero una fracción de carga negativa y el segundo positiva.
Un enlace de este tipo es polar,
para distinguirlo del enlace, por ejemplo la molécula de H2 que es apolar.
En el caso más simple, una molécula’formada por 2 átomos y un enlace polar, esa
molécula constituye un dipolo eléctrico, con un momento dipolo u (u = q X 4
donde q es la carga y d la distancia entre los centros de carga opuesta). A
consecuencia del momento dipolo las moléculas tienden a orientarse en un campo
eléctrico y a interactuar favorablemente unas con otras sin ambas son
polares. Por el contrario estas moléculas no interactúan bien con las apolares;
Esa es la razón por ejemplo de que el etanol, que es una sustancia.
formada por moléculas polares se disuelve bien en agua que también es polar
mientras que las grasas (triacilglicéridos) que es una sustancia apolar no.
Una regla muy simple es que lo polar tiene afinidad por lo polar y lo apolar
por lo apolar.
B) Lar interacciones débiles.
Entre las
biomoléculas se pueden establecer interacciones débiles o fuerzas covalentes que
desempeñan un papel muy importante en numerosos e importantes fenómenos que
ocurren en las distintas formas de materia viva. Ejemplo de esto se pueden
encontrar en los procesos de reconocimiento molecular, en la morfo-estructuración
de las macromoléculas, en los proceso de flujo de la la información genética, en
la transmisión de señales entre las células y otras:
La interacción eIctrostática o unión salina. Esta interacción se establece
entre átomos con carga eléctrica. Si son de la misma carga se repelen y si son
de carga contraria se atraen. Muchas biomoléculas poseen agrupaciones atómicas
que pueden ionizarse en el medio acuoso de la célula y adquirir carga positiva o
negativa, y es posible así que se establezcan interacciones electrostáticas
entre partes de la misma biomolécula o entre biomoléculas diferentes. La energía
de este tipo de interacción esta dada por la ley de Coulo.
Donde E es la energía, q1 y q2
son las cargas sobre los dos átomos, r la
distancia entre esos átomos, D la constante dieléctrica del medio y k una
constante de proporcionalidad. Como la constante dieléctrica del H2O es
muy elevada, tiene un valor de 80, la energía de la interacción electrostática
de 2 átomos que estén a una distancia de 0.3 nm (3 Ángstrom) es, aplicando esta
fórmula, solamente de 1.4 kcal/mol (5.9 kJ/mol).
El
puente de hidrógeno.
Aunque también es una interacción débil, el puente de hidrógeno es crucial en el
mantenimiento de la estructura espacial de macromoléculas como las proteínas y
el ADN. Esta interacción además es responsable de muchas de las propiedades del
H20 como solvente. En realidad el puente de hidrógeno también se establece por
una interacción electrostática. En un enlace covalente entre un átomo de H y
otro muy electronegativo, como el O o el N, los electrones no se
comparten equitativamente y son más atraídos hacia el átomo electronegativo. Se
crea así una pequeña carga negativa sobre el O o el N, y una pequeña carga
positiva sobre el H. Esta carga positiva pequeña puede a su vez interactuar con
otro átomo electronegativo de otra molécula o de la misma molécula y así
formarse el puente de H.
De igual forma, esta interacción es mucho más débil que un enlace covalente. La
energía de esta interacción es de sólo 1.3 kcal/mol (4.13 kJ/mol), comparada con
unas 100 kcal/mol aproximadamente del enlace covalente. Los puentes de hidrógeno
más fuertes se establecen cuando los 3 átomos se encuentran en una línea recta.
Téngase en cuenta que en una macromolécula como el ADN se establecen miles de
estas interacciones, de ahí su importancia como fuerza estabilizadora en
ésta y otras biomoléculas.
Las interacciones de Van der Waals. Denominadas así en honor del
científico que las descubrió, las interacciones de Van der Waals se originan
porque la distribución electrónica alrededor de los átomos varía con el tiempo.
En cada instante la distribución electrónica alrededor de un átomo no es
simétricamente perfecta y, como los electrones tienen una pequeña carga
negativa, se puede originar alrededor del átomo un pequeño dipolo eléctrico y
esta asimetría eléctrica puede inducir en átomos vecinos una asimetría
complementaria, de tal manera entonces que los átomos se atraen. La atracción
entre los dos átomos aumenta a medida que estos se acercan, hasta una cierta
distancia llamada distancia de Van der Waals, si se acercan más se genera
entonces una fuerte repulsión entre esos átomos porque los orbitales
electrónicos se solapan. La energía asociada con esta interacción es muy
pequeña, entre 0.5
a 1.0 kcal/mol por
par de átomos. Si las superficies de contacto entre 2 biomoléculas son extensas
la fuerza neta de este tipo de interacción puede ser significativa.
Las
interacciones hidrofóbicas.
Estas interacciones se producen cuando moléculas apolares se encuentran
disueltas en un medio acuoso, es decir, rodeadas de moléculas polares como el
H2O. En esas condiciones las moléculas apolares tienden a agruparse entre sí,
separándose del H2O, cumpliéndose así la segunda ley de la termodinámica, que
establece que la entropía total de un sistema más su entorno siempre tiende a
aumentar en los procesos espontáneos. A[ agregarse las moléculas apolares y
separarse de ¡as moléculas de agua, estas últimas adquieren una mayor libertad
de movimiento y un mayor desorden o entropía.
ISOMERIA
Son isómeros moléculas de igual composición, con la misma fórmula general, pero
con propiedades físicas y químicas distintas. Se diferencian entre sí los
isómeros por las uniones de los átomos en sus moléculas, por la variación en el
orden o posición de algunos sustituyentes y grupos funcionales o por la
presencia de centros de quiralidad en la molécula (quiralidad, del griego
cheir, que significa mano). Existen varios tipos:
Isomería estructural
Puede ser de 3 tipos:
Isomería de cadena. Se debe a las distintas disposiciones que pueden
adoptar los átomos, en particular los de carbono, en las cadenas çarbonadas. Por
ejemplo los dos aminoácidos leucina e isoleucina son isómeros de cadena.
Isomería de posición. Se debe a la existencia de compuestos cuya única
diferencia consiste en la posición de un determinado grupo funcional.
Isomería de función. Cuando dos compuestos tienen la misma fórmula molecular
pero diferentes grupos funcionales se dice que son isómeros de función. Por
ejemplo, son isómeros de función el gliceraldehido y la dihidroxiacetona, dos
biomoléculas importantes del metabolismo de los glúcidos.
Isomería espacial
Este tipo de isomería se presenta en aquellos compuestos que se
diferencian en su configuración espacial y comprende dos tipos:
Isomería geométrica. Ocurre cuando en una molécula están presentes dobles
enlaces covalentes o anillos y los átomos involucrados en estas estructuras no
pueden girar libremente en el espacio. Por tal razón la posición de los grupos
sustituyentes unidos a ellos queda fija en el espacio, a uno u otro lado del
anillo o del doble enlace. Si los grupos sustituyentes se disponen hacia el
mismo lado del anillo o del doble enlace se nombra esta disposición cis y si
hacia lados distintos trans.
Isomería Óptica. La isomería óptica se presenta en moléculas que
tienen algún centro de asimetría o son totalmente quirales. La causa más
frecuente de asimetría en las biomoléculas es la presencia de carbonos quirales
o asimétricos, o sea aquellos carbonos cuyos 4 orbitales sp3 se
unen a orbitales de 4 átomos diferentes o agrupaciones atómicas
diferentes.
Esta propiedad óptica se manifiesta por la capacidad que tienen estos isómeros
de desviar el plano de vibración de la luz polarizada, hacia la derecha o la
izquierda. La actividad óptica se determina experimentalmente por medio de un
equipo conocido como polarímetro. En la figura 2.5 se muestran las
estructuras espaciales de los isómeros ópticos de un aminoácido.
CONFÓRMEROS
Este término se viene
utilizando actualmente por algunos autores para identificar á las formas
moleculares que pueden obtenerse por rotación sobre los enlaces que tiene
rotación libre en una molécula. Así una biomolécula pequeña como el ácido
succínico cuando se encuentra en solución puede adoptar dos conformaciones, una
de las cuales es más estable pues existe mayor distancia entre algunas
agrupaciones atómicas. Las macromoléculas como las proteínas y los ácidos
nucleicos existen en la célula en conformaciones o disposiciones espaciales
características que poseen actividad biológica, y se conocen con el nombre de
conformaciones nativas, estabilizadas desde luego por interacciones débiles.
El Agua
La vida sobre la tierra depende totalmente del agua y esta es indispensable
para la existencia de la vida en cualquier punto del universo El agua es
insípida e inodora, se considera un solvente casi universal y tiene una alta
tensión superficial.
La mayor parte del cuerpo humano está constituida por agua. Al nacimiento
aproximadamente el 75 % del peso o masa corporal es de H20, aunque ya desde el
año de edad hasta los. 5 años de edad esta cifra se va aproximando al 60
%. En hombres jóvenes el promedio es también del 60 % y en mujeres del
50 %. En mayores de 60 años esos porcentajes descienden hasta
52 % para varones y 47 % para mujeres. En algunos otros seres vivos
el porcentaje de agua puede ser mayor, y así se ha reportado que en peces de
grandes profundidades el porcentaje puede superar el 95 %. Si se
tiene en consideración que el cuerpo humano contiene aproximadamente entre el
60-70 % del peso del cuerpo, una persona de 70 kg de peso (154 lb.) contiene
entre 42 y 49 kg de agua.
En las células, las biomoléculas existen en un ambiente acuoso y además el agua tiene una participación muy activa en muchas reacciones químicas que ocurren en su interior. El agua ayuda a determinar muchas propiedades biológicas de las macromoléculas.
Aunque sólo contiene tres átomos (fig. 2.55), la molécula tiene una estructura única que le confiere propiedades extraordinarias para apoyar la vida.
Las moléculas que son polares o que se pueden unir mediante el esquema del puente de hidrógeno del agua sin romperlo se dice que son hidrófilas. Las moléculas no polares rompen los puentes de hidrógeno que unen el agua y son por consiguiente hidrófobas e insolubles.
La temperatura de fusión y de ebullición son inusuales en compuestos
semejantes. El agua se congela a 0° C (32° F) y a 100° C (2l F) hierve;
estas propiedades termodinámicas
únicas le permiten al cuerpo regular y mantener la temperatura. Para lograr la
ebullición de este líquido se requiere parte de esa energía para romper los
puentes de hidrógeno en lugar de incrementar el movimiento de las moléculas.
De forma similar ocurre con la evaporación, por lo que se necesita mucha energía
para convertir el agua líquida en vapor. Los mamíferos sacan provecho de esta
propiedad cuando sudan, puesto que el calor requerido par evaporar el sudor se
toma del cuerpo, enfriándose de esta manera. El agua protege la célula del calor
y del frío.
El agua se disocia en iones
hidronio (H30+) e hidroxilos (OH-). Por simplicidad se acostumbra a representar
el ión hidronio como el ión hidrógeno (H+) ó protón.
La constante de equilibrio Keq de esta disociación está dada por la expresión:
Keq = [H+][ OH-]/[H20]
Los términos entre paréntesis se
refieren a concentraciones molares y como la concentración de agua es de 55.5
moles/l y cambia poco por la ionización, la expresión (1) se puede
simplificar como:
Kw = [H+][ OH-]
En la cual Kw es el producto
iónico del agua y a
25°C, K es 1.0 x
10-14. Obsérvese que las concentraciones de H+ y OH- se relacionan
recíprocamente. Si por ejemplo la concentración de H+ es alta, entonces la
concentración de OH- debe ser baja y viceversa. Por ejemplo, si [H+] =
10-2 moles/L, entonces [OH-] = 10-12 moles/L.
Ácidos y bases.
Es conveniente recordar que un ácido es un compuesto químico capaz de donar H+
(protones), y una base una sustancia que acepta protones; En los seres vivos la
mayoría de las sustancias ácidas y básicas son sin embargo ácidos y bases
débiles que sólo se disocian parcialmente y por eso en una solución acuosa de un
ácido débil como el ácido láctico existe un equilibrio entre el ácido y su base
conjugada.
Los ácidos fuertes donan fácilmente protones y las bases fuertes fácilmente los
aceptan, de tal manera la base conjugada de un ácido fuerte es una base débil y
viceversa.
Ácido <> H+ + base conjugada
HCl > H+ + Cl
Ácido Láctico <> H+ Lactato
El equilibrio de ionización de un ácido débil se expresa por:
HA <=> H+ + A-
La constante aparente de equilibrio Ka para esta ionización es:
Ka = [H+][ A-]/[ AH]
Y el pKa es definido por:
pKa=-logKa=Iog [1/Ka]
La
concentración de iones hidrógeno H+ en una solución acuosa se expresa medianteel
pH, mediante la siguiente relación:
pH= - log H+
El valor de
pH de una disolución acuosa varía entre 0 y 14. .Un valor entre 0 y 7 es
característico de una solución ácida, y por encima de 7 de las soluciones
básicas; un valor de 7 es neutro.
Tomando logaritmos en la ecuación 1 y sustituyendo las expresiones de pH y pKa
se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
pH = pKa + log( [A]/[AH])
El pH de una solución es definido por lo tanto como eL logaritmo negativo
de La concentración de iones H+ (pH= - log [H+ ]). Un pH de 7,40 en el plasma
sanguíneo por ejemplo, equivale a una concentración de iones H+ de 4 x 10-8 mol/
L.
El pK (se sobreentiende pKa) representa el logaritmo negativo de la constante de
ionización del ácido Ka y por eso cuanto menor es el pKa, más fuerte es el
ácido, y cuanto más alto es el pKa, más fuerte es la base conjugada o más -
débil es el ácido. Algunas biomoléculas como los aminoácidos tienen a la vez
grupos químicos con pKa altos (se comportan como bases) y bajos (se comportan
como ácidos) y se conocen como anfolitos. Las moléculas grandes
como las proteínas pueden tener muchos grupos ácidos y básicos y se denominan
por eso polianfolitos. Obsérvese que al disociarse los grupos
ácidos y básicos existe variación en la carga eléctrica y eso va a ser muy
importante en muchas biomoléculas como las proteínas.
AMORTIGUADORES O BUFFER
Un amortiguador,
tampón o buffer es una disolución de un ácido débil y su base
conjugada en determinadas concentraciones, teniendo la propiedad este sistema de
impedir los cambios bruscos de pH de esa disolución.
Entre las soluciones que frecuentemente requieren ser preparadas en un
laboratorio y también en las del propio organismo humano, se encuentran los
amortiguadores o buffer. Los amortiguadores o tampones son
sustancias que resisten los cambios de pH de un sistema, al menos dentro de
ciertos límites Todos los ácidos o bases débiles en presencia de sus
sales, forman sistemas amortiguadores. La acción de los buffer puede ser
explicada utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que expresa:
pH=pK + log
[A-]/[AH]
pH pKA + log base conjugada/ácido sin disociar.
.
Corno se aprecia, el pH de un sistema buffer es determinado por el pKA del ácido
y la relación A- /HA. Los buffer tienen mayor capacidad de
amortiguar los cambios de pH cerca del pKA. En el caso de un buffer formado por
ácido acético y acetato de sodio, el sistema funcionaría así desde el punto de
vista químico:
Si se añade NaOH
CH3COO- H+
+ Na+ OH => 2 CH3COO- Na + H2O
CH3COO- Na+
Se puede
apreciar que al añadir una base fuerte, ésta se elimina.
Por otro lado si se añade un ácido fuerte como HCI ocurre lo siguiente:
CH3COO- H+
+H+ + Cl => 2CH3COO- H+ + Na+ + Cl-
CH3COO- Na+
En este caso la adición
de HCI disminuye la concentración de acetato de sodio e incrementa la de ácido
acético, que es un ácido débil. El cambio de pH que se produce en la solución es
pequeño.
Sistemas amortiguadores o “buffer” en el plasma
En el ser humano
existen sistemas amortiguadores de pH, que conjuntamente con los pulmones y el
riñón, contribuyen a que los valores de éste se mantengan en el plasma entre
7.35
a 7.45. En el citoplasma de las
células el pH es un poco más bajo, de 7.0 a 7.3, aunque en el interior de un
organelo como el lisosoma varía entre 4.5 y 5.5. En la luz del
estómago, que en el organismo corresponde al medio externo, el pH es cercano a 2
y en la orina puede variar entre 4.8 y 7.5.
El plasma sanguíneo tiene, entre muchos otros componentes, un sistema
amortiguador mixto formado por varios sistemas buffer que actúan de
manera independiente, pero a la vez guardan relación unos con otros como se verá
mas adelante. Estos buffer son: -HCO3I H2C03, HP042- / H2P04-, y
Proteína-/ Proteína (principalmente hemoglobina y proteínas plasmáticas).
Siempre son mezclas de un ácido débil AH y su base conjugada A, en determinadas
proporciones. El más importante sistema amortiguador del plasma es el primero de
los que se mencionaron anteriormente, el sistema bicarbonato/ácido carbónico,
que está presente a una concentración >20 mmol/L, mientras que los otros se
encuentran a concentraciones <10 mmcl/L. También está presente en los
eritrocitos pero a inferior concentración, y actúa en el líquido intersticial.
El sistema amortiguador bicarbonato tiene otra propiedad, además del aspecto de
su elevada concentración, que es lo que determina su verdadera importancia. En
primer lugar, el H2C03 puede dar lugar a CO2 +H20, y también disociarse en –HCO3
+ H+:
- HCO3 – H+ ó H2CO3 ó CO2 + H2O
Como la concentración de H2C03 es aproximadamente 1/200 la de C02, y la concentración de H2O es constante, es posible plantear este equilibrio de la siguiente manera:
- HCO3 + H+
ó
CO2
Es entonces posible plantear para este sistema la ecuación de Henderson Hasselbalch de la siguiente forma:
- HCO3
pH = pK + Log -----------------------------
0,03 mmol/L x pCO2
El pK del
ácido carbónico es 6,1 y 0,03 es un coeficiente de solubilidad, para expresar la
concentración de CO2 en solución en dependencia de la presión; parcial de ese
gas (0,0036 mmolfL por cada mm de Hg).
La relación o proporción entre el numerador, denominado componente ‘ metabólico,
y el denominador o componente respiratorio, de la ecuación de Henderson-Hasselbalch,
para el amortiguador bicarbonato es:
• Para un pH.de 7,4 en un individuo normal es de 20/1
7.4 = 6.1 + log 20
7.4 =6.1 +
1.3
Obsérvese que más importante que los valores específicos del numerador y
denominador en el término de la derecha, lo es la relación de 20/1 para que el
pH se mantenga en 7,4.
El buffer fósfato, HP042 / H2P04-, es relativamente
poco importante por su baja concentración en el plasma y se ha calculado que su
contribución dentro del grupo de los sistemas amortiguadores denominados
no-bicarbonato es de solo un 5 %. Este sistema es importante sin embargo
en la excreción de ácidos por la orina.
Otro aspecto muy importante es que los sistemas buffer no-bicarbonato se
interrelacionan con el bicarbonato de la siguiente manera:
CO2 + H2O
ó
H2CO3 ó
HCO3 +H+ ó
H+ + T ó
HT
(donde T representa a los otros sistemas buffer distintos del bicarbonato)
Los cambios en la concentración de -HCO3 y T, se producen en condiciones
fisiológicas, manteniéndose la [H+] prácticamente constante