Algunas biomoléculas como las proteínas y los ácidos nucleicos poseen grupos funcionales como el amino (NH2) y el carboxilo (COOH) que pueden

llevar a cabo reacciones tipo ácido-base ( y COO- respectivamente). Por lo tanto, muchas de estas propiedades varían con la concentración de iones H+ en la solución, que contiene a las moléculas.

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como substancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-) respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.

Una definición mas general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una substancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones. De acuerdo con esta definición, cualquier reacción ácido-base puede ser escrita como:

HA + H2O ↔ H3O+ + A- (1)

en donde un ácido (HA), reacciona con una base (H2O) para formar la base conjugada del ácido (A-) y el ácido conjugado de la base (H3O+). La reacción generalmente se escribe omitiendo al agua:

HA ↔ H+ + A- (2)

De acuerdo con lo anterior, el ion acetato (CH3COO-), es la base conjugada del ácido acético (CH3COOH); de la misma forma el ion amonio (NH4

+) es el ácido conjugado del amoniaco (NH3), esto es :

CH3COOH↔ CH3COO- + H+

Y

NH4+ ↔ NH3 + H+

Una definición mas general sobre la definición de ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

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Bitácora de Bombero 1

La constante de equilibrio de una reacción química, en el caso particular de una reacción ácido-base, se denomina por obvias razones como constante de disociación, que para la reacción (eq 1), se determina como:

(3)

Las cantidades en corchetes indican concentraciones molares.

La constante de disociación es una medida de la afinidad por protones de los pares ácido/base conjugados HA/A- y H3O+/H2O respectivamente.

Dado que en soluciones acuosas la concentración de agua permanece esencialmente sin alteraciones debido a que la molaridad del agua en agua es muy elevada:

se acostumbra combinar este término con la constante de disociación, de tal forma que la constante de disociación del ácido (Ka) se define como:

(4)

Los ácidos pueden ser clasificados de acuerdo a su fuerza relativa, que no es sino la capacidad de transferir sus protones al agua. Por definición, la constante de disociación de H3O+ en agua es igual a la unidad, los ácidos que tienen constantes de disociación menores a este valor (K< 1), solo estarán parcialmente ionizados en soluciones acuosas y se denominan ácidos débiles. Por el contrario, los ácidos que tienen una constante de disociación mayor a la unidad (K > 1), se denominan ácidos fuertes y estarán totalmente ionizados en soluciones acuosas.

Los ácidos fuertes transfieren rápidamente su protón al agua, el ácido más fuerte que puede existir de manera estable en soluciones acuosas es H3O+. De la misma forma, en solución acuosa no existe una base más fuerte que OH-.

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(5)

Como se definió anteriormente la concentración molar de agua en agua es de 55.5M, por tanto este valor se puede omitir de la ecuación (6), de tal forma que la constante de ionización del agua se calcula como:

(6)

La w se refiere a water (agua en inglés) y es el producto ionico del agua, que a 25 °C tiene un valor de 10-14 M medido experimentalmente.

El agua pura deberá contener cantidades equimolares de H+ y OH- de tal manera que:

(7)

Dado que [H+] y [OH-] están relacionados recíprocamente, si [H+] es mayor que este valor (10-7 M), [OH-] es menor y viceversa; el resultado debe ser siempre igual al producto iónico del agua: 10-14. Tomemos el siguiente ejemplo:

0.0000001 * 0.0000001 = 10-14;

(1x10-7 * 1x10-7)

pero también:

0.0000000000001 * 0. 1 = 10-14

(1x10-13 * 1x10-1)

Las soluc iones que contienen [H+] = 10-7 M se denominan neutras , pues poseen la misma cantidad de [OH-].

Aquellas soluciones que poseen [H+] > 10-7 M, se denominan ácidas

Las soluciones con [H+] < 10-7 M, se denominan básicas.

Casi todas las soluciones fisiológicas poseen una concentración de iones Hidrógeno cercana a la neutralidad; la sangre por ejemplo es ligeramente básica [H+] = 4 x 10-8 M.

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Los valores de [H+] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, de ahí que Sören Sörensen en 1909 ideó una forma mas adecuada de compararlas, el pH que no es mas que la forma logarítmica de expresar las concentraciones:

(8)

o lo que es lo mismo

(9)

La letra p denota “logaritmo negativo de”.

Para una solución neutra a 25 °C en donde la concentración de iones Hidrógeno es de 1.0 x 10-7 M el pH se calcula como:

El valor de 7 para el pH de una solución neutra no es un valor arbitrario, se deriva del valor absoluto del producto ionico del agua a 25 °C que coincide con este número.

El pH del agua pura es de 7.0, las soluciones ácidas tienen un pH < 7.0 y las básicas un pH > 7.0. Para una solución 1.0 M de un ácido fuerte, el pH = 0 y para una solución 1.0 M de una base fuerte el pH es 14.

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Figura: El pH de algunos líquidos.

Se muestra el valor de pH que presentan algunos líquidos. Recordar que la escala es logarítmica de ahí que si una solución difiere en una unidad de pH de otra, en realidad difiere en un factor de 10 en su [H+].

El pH de una solución puede ser cuantificado fácilmente a través de mediciones electroquímicas con un potenciómetro o con papel pH.

La relación entre el pH de una solución y las concentraciones de un ácido y su base conjugada pueden ser derivadas al despejar [H+] de la ecuación de la constante de

disociación del ácido:

(9)

Si se extrae el logaritmo negativo de la ecuación, se tiene:

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(10)

recordar que el logaritmo de un producto es igual a la suma de los multiplicandos.

El pH es igual al logaritmo negativo de [H+], definiendo en analogía con la ecuación de Sörensen, pK = - logK se tiene:

(11)

para obtener la ecuación de Henderson-Hasselbach hay que invertir el – log [HA]/[A-

], lo que involucra cambiar el signo:

(12)

o más generalmente:

Esta ecuación indica que el pK de un ácido es numéricamente igual al pH de la solución cuando las concentraciones molares del ácido y su base conjugada son iguales (log1=0).

Casi todos los procesos biológicos son dependientes del pH; un pequeño cambio en el pH lleva a un gran cambio en la velocidad de un proceso. Lo anterior es cierto no solo para aquellas reacciones en donde está involucrado directamente el ion H+, sino también para aquellas en donde aparente no está involucrado.

Las enzimas, un tipo particular de proteínas que catalizan las reacciones que se llevan a cabo en los seres vivos y muchas otras biomoléculas, contienen en su estructura grupos con pKas característicos. Los grupos amino y carboxilo protonados de los aminoácidos así como los grupos fosfato de los nucleótidos, por ejemplo, funcionan como ácidos débiles y, por tanto, su estado iónico depende del pH de la solución que los contiene.

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Las interacciones iónicas juegan, además, un papel fundamental en la estructura y reconocimiento de las macromoléculas de los seres vivos.

Las células y organismos mantienen un pH específico y constante manteniendo sus biomoléculas en su estado iónico óptimo que generalmente se encuentra alrededor de pH 7.0.

En los organismos multicelulares el pH de los fluidos extracelulares está también fuertemente regulado. La constancia en el pH se logra gracias a los amortiguadores biológicos que son mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas.

Los amortiguadores son sistemas acuosos que tienden a resistir los cambios en el pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido (H+) o base (OH-).

Un sistema amortiguador consiste de un ácido débil (dador de protones) y su base conjugada (aceptor de protones). Por ejemplo una mezcla de concentraciones iguales de ácido acético e ion acetato, que se encuentra en el punto medio de las gráficas anteriores en un sistema amortiguador.

Nótese que la capacidad amortiguadora de los ácidos débiles varía y para los mostrados en las gráficas anteriores. Para el ácido acético es de 3.76 a 5.76 unidades de pH; para el fosfato dihidrogenado es de 5.86 a 7.86 unidades de pH y para el amoniaco es de 8.25 a 10.25 unidades de pH.

La capacidad amortiguadora va una unidad por arriba y una por debajo de su pKa, pues es precisamente en esta región en donde el agregar H+ u OH- tiene menor efecto.

En esta región los dos equilibrios que existen en la solución, la disociación del agua y la del ácido en cuestión, balancean las concentraciones agregadas de ácido o base, de tal manera que la suma de los componentes de las reacciones no varía, solo lo hace su relación de acuerdo con:

Kw = [H+][ OH-]

OH- H2O

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Ac. Acético Acetato-

(CH3COOH) (CH3COO-)

H+

Figura: Representación de los equilibrios que ocurren al agregar un ácido débil (acético) al agua.

Estos sistemas a diferencia de las macromoléculas están formados por metabolitos de bajo peso molecular y son los sistemas de fosfato y bicarbonato.

El sistema amortiguador de fosfato actúa en el citoplasma de las células y consiste de:

H2PO4- ↔ H+ + HPO4

2- (1)

El sistema amortiguador de fosfato es más eficiente a un pH cercano a su pKa de 6.86, por lo que resiste cambios en el pH desde 5.86 hasta 7.86, por tanto, es muy efectivo para los sistemas biológicos que realizan reacciones alrededor de pH 7.0. En los mamíferos por ejemplo el pH extracelular y de la mayoría de los compartimientos citoplásmicos está en el intervalo de 6.9 a 7.4.

El plasma sanguíneo es amortiguado en parte por el sistema amortiguador de bicarbonato, que consiste de ácido carbónico (H2CO3) como donador de protones y bicarbonato (HCO3

-) como aceptor de protones:

H2CO3 ↔ H+ + HCO3- (2)

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(3)

Este sistema amortiguador es más complejo que otros conjugados porque uno de sus componentes, el ácido carbónico, está formado por dióxido de Carbono disuelto (CO2(d)) y agua en una reacción reversible:

CO2(d) ↔ H2CO3 (4)

(5)

El dióxido de Carbono en condiciones normales de presión y temperatura es un gas, por lo que la cantidad de éste que puede estar disuelto (d) en la sangre, depende del equilibrio con el que está en la fase gaseosa (CO2(g))

CO2(g) ↔ CO2(d) (6)

(7)

El pH del amortiguador del sistema de bicarbonato, depende de la concentración de H2CO3 y HCO3

-. La concentración de H2CO3 a su vez depende de la concentración de CO2(d), la que a su vez depende de la concentración de CO2(g). Esta última se denomina como presión parcial del CO2. El pH de un amortiguador de bicarbonato expuesto a una fase gaseosa está determinado finalmente por la concentración de HCO3

- en la solución y de la presión parcial de CO2(g).

En los animales pulmonados, el sistema amortiguador de bicarbonato es un efectivo amortiguador fisiológico cerca de pH 7.4 porque el ácido carbónico disuelto en el plasma sanguíneo está en equilibrio con la gran capacidad de reserva de CO2(g) en el espacio aéreo de los pulmones. Este sistema amortiguador involucra tres equilibrios reversibles entre el CO2 gaseoso en los pulmones y el bicarbonato en el plasma sanguíneo:

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Bitácora de Bombero 9

Fase acuosa (sangre en los capilares)

H+ + HCO3-

H2CO3

H2O H2O reacción 2

CO2(d)

CO2(g)

Fase gaseosa (espacio aéreo en los pulmones)

Figura: representación de los equilibrios de pH que suceden en la sangre.

Cuando los protones (generados por ejemplo por la acumulación de ácido láctico, debido al trabajo del músculo en el ejercicio continuo), son agregados a la sangre y ésta pasa por los diversos tejidos del cuerpo, la reacción 1 procede hacia el equilibrio y, por tanto, se incrementa la concentración de ácido carbónico. Lo anterior incrementa la concentración de CO2(d) en el plasma sanguíneo (reacción 2) y se incrementa la presión

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Bitácora de Bombero 10

de CO2(g) en el espacio aéreo de los pulmones (reacción 3); el exceso de CO2 es exhalado.

Por el contrario, cuando el pH es disminuido, por ejemplo al producirse amoniaco en el catabolismo, ocurre el evento opuesto. La velocidad de respiración, que es la velocidad de inhalar aire y exhalar CO2, puede ajustar rápidamente este equilibrio para mantener constante el pH de la sangre.

Como se mencionó anteriormente los seres vivos regulan de manera estricta el pH de sus soluciones intra y extracelulares. La variación de esta propiedad ácido-base puede

verse reflejada desde la modulación de la velocidad enzimática, hasta por ejemplo en los humanos, la acidosis por la sobreproducción de ácidos resultantes del metabolismo. Este hecho puede causar (por debajo de pH 6.8), daños celulares irreparables y muerte, como frecuentemente sucede en la diabetes. De manera particular, la actividad catalítica de las

enzimas es especialmente sensible a cambios en el pH. Las enzimas típicamente presentan un máximo de actividad catalítica a un pH característico. A este valor se le

denomina pH óptimo:

% Actividad

100 pepsina

tripsina

fosfatasa alcalina

50

0

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

pH

Figura: efecto del cambio en el pH en la actividad de algunas enzimas.

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Bitácora de Bombero 11

La pepsina es una enzima digestiva secretada en el jugo gástrico; la tripsina es una enzima digestiva que actúa en el intestino delgado; la fosfatasa alcalina es una enzima del tejido óseo que ayuda a su mineralización.

Después de este análisis debe quedar claro el papel de la regulación de pH en los sistemas biológicos. Un pequeño cambio en esta propiedad ácido-base puede ocasionar un gran cambio en la actividad realizada por enzimas cruciales, lo que puede ocasionar daños irreparables o en el peor de los casos, la muerte.

La solubilidad depende de las propiedades de un solvente que le permitan interaccionar con un soluto de manera más fuerte que como lo hacen las partículas del solvente unas con otras. Es de todos conocido que el agua es “el solvente universal”, pero esto no es del todo cierto; el agua ciertamente disuelve muchos tipos de substancias y en mayores cantidades que cualquier otro solvente. En particular, el carácter polar del agua la hace un excelente solvente para los solutos polares e iónicos, que se denominan hidrofílicos (del griego hydor, agua y philos, amante). Por otra parte, los compuestos no polares son virtualmente insolubles en agua (“el agua y el aceite no se mezclan”) y por lo tanto, son hidrofóbicos (del griego fobos, temer). Los compuestos apolares, son solubles en solventes no polares como el CCL4 (tetracloruro de Carbono) o el hexano. Lo anterior puede resumirse en: “lo semejante disuelve a lo semejante”

¿Porqué las sales se disuelven en el agua? Las sales, como el NaCl (cloruro de sodio) o el K2HPO4 (fosfato ácido de potasio), se mantienen unidas por fuerzas iónicas. Los iones de una sal, como lo hacen cargas cualesquiera, interactúan de acuerdo a la ley de Coulomb:

(1)

en donde F es la fuerza entre las dos cargas eléctricas (q1 y q2), que están separadas por una distancia r. D es la constante dieléctrica del medio entre las cargas y k es una constante de proporcionalidad (8.99 x 109 J·m·C-2).

La medida que la constante dieléctrica del medio crece, la fuerza entre las cargas decrece. La constante dieléctrica, es una medida de las propiedades de un solvente para mantener cargas opuestas separadas. En el vacío, D = 1 y en aire, es apenas un poco mayor. En la siguiente Tabla, se muestra la constante dieléctrica de algunos solventes comunes, así como sus momentos dipolares permanentes.

Solvente Constante Momento

dieléctrica dipolar

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Bitácora de Bombero 12

(D) (debye) Formamida 110.0 3.37

Agua 78.5 1.85

Dimetil sulfóxido 48.9 3.96

Metanol 32.6 1.66

Etanol 24.3 1.68

Acetona 20.7 2.72

Amoniaco 16.9 1.47

Coloroformo 4.8 1.15

Eter dietílico 4.3 1.15

Benceno 2.3 0.00

CCL4 2.2 0.00

Hexano 1.9 0.00

Tabla: Valores de constante dieléctrica y momento dipolar para algunos líquidos.

La constante dieléctrica del agua es la más alta de un líquido puro, por el contrario, la de solventes no polares como los hidrocarburos, es relativamente pequeña. La fuerza entre dos iónes separados por una distancia dada en un líquido no polar como hexano o benceno, es 30 ó 40 veces mayor que en agua. Consecuentemente, en solventes no polares (con D baja), los iones de cargas opuestas, se atraen tan fuertemente que forman una sal, por el contrario, las fuerzas débiles que existen entre los iones en agua (D alta), permiten que cantidades significativas de iones permanezcan separadas.

Un ion negativo inmerso en un solvente polar, atrae la parte positiva del dipolo del solvente y viceversa, por ejemplo, en el agua:

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Bitácora de Bombero 13

- anión

H+ δ+

H+

δ+ O

δ-

+ cation

Figura: representación de la orientación de aniones y cationes en solución acuosa

El ion queda rodeado por capas concéntricas de moléculas de solvente. A este fenómeno se le denomina solvatación, en el caso específico del agua, hidratación. Este arreglo atenúa las fuerzas coulómbicas entre los iones, de ahí que los solventes polares tengan constantes dieléctricas tan elevadas.

En el caso particular del agua, la constante dieléctrica es mayor que la de otros líquidos con momentos dipolares comparables, por que los puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua permiten que los solutos se orienten de tal forma que las estructuras formadas resisten movimientos causados por el incremento en la temperatura, por lo cual, la distribución de cargas en mucho más efectiva.

La solubilidad de las moléculas polares o iónicas en el agua, depende de los grupos funcionales que contengan para formar puentes de hidrógeno: hidroxilos (-OH), ceto (-C=O), carboxilo (-COOH) o amino (-NH2). Dentro de las biomoléculas solubles en agua se encuentran alguna proteínas, ácidos nucléicos y carbohidratos.

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Bitácora de Bombero 14

Los ácidos sulfúrico (H2SO4), clorhídrico (HCl) y nítrico (HNO3), se denominan ácidos fuertes pues se ionizan completamente en soluciones acuosas diluidas. De la misma forma los hidróxidos de sodio y de potasio se disocian completamente en estas condiciones por lo que se denominan bases fuertes.

En los sistemas biológicos estas moléculas aunque importantes, son menos relevantes que los ácidos y bases débiles, que son aquellos que no se disocian completamente en soluciones acuosas diluidas.

Estas moléculas representan papeles muy importantes en diversas partes del metabolismo. Para entender esa importancia, primero hay que conocer algunos términos.

Al conjunto de un dador de protones (ácido) y su aceptor de protones (base), se le denomina par ácido-base conjugado:

HA ↔ H+ + A- (1)

En donde la constante de equilibrio se calcula como:

(2)

A esta constante de equilibrio, también se le conoce como constante de disociación o Ka. Las constantes de disociación para algunos ácidos de importancia biológica se muestran en la siguiente figura:

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Bitácora de Bombero 15

Figura: Localización del pKa de algunos ácidos orgánicos.

Los términos que incluyen prótico, se refieren al número de protones que los ácidos pueden disociar; al H2PO4

2- se le denomina fosfato dihidrogedado y al HPO43-

monohidrogenado. Ka, es el logaritmo negativo de pKa, que es análogo al pH.

Los ácidos más fuertes como el fosfórico y carbónico poseen constantes de disociación grandes, los ácidos más débiles poseen constantes de disociación pequeñas.

La titulación es utilizada para determinar la cantidad de ácidos en una solución dada. Un volumen de concentración conocida del ácido, es titulado con una solución de concentración conocida de una base fuerte, usualmente hidróxido de sodio (NaOH). Esta última solución es agregada en pequeñas cantidades hasta que el ácido es neutralizado o consumido, esto último se verifica con un colorante o bien un potenciómetro (aparato que mide el cambio en el pH). La concentración del ácido en la solución original puede ser calculada a partir del volumen y la concentración de la solución de base agregada.

El resultado de graficar el pH contra la cantidad de NaOH agregado es conocido como curva de titulación, esta curva revela el pKa de un ácido débil.

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Bitácora de Bombero 16

Considérese la titulación de una solución 0.1 M de ácido acético con una solución 0.1 M de NaOH a 25 °C. En este proceso existirán dos equilibrios reversibles:

H2O ↔ H+ + OH- (3)

Ac. acético ↔ H+ + Acetato- (4)

Estos equilibrios simultáneamente conformarán sus constantes de equilibrio características que son respectivamente las siguientes:

Kw = [H+][ OH-] = 1X10-14 M (5)

(6)

Figura: representación de la disociación del ácido acético en agua.

Al inicio de la titulación, antes de agregar al NaOH (OH-), el ácido acético (CH3COOH) está muy poco ionizado, está cantidad puede ser calculada a partir de su constante de disociación (pKa). El rectángulo muestra la región amortiguadora, que para el ácido acético está entre 3.76 y 5.76 unidades de pH.

El protón disociado del ácido acético es utilizado para formar agua a medida que se agrega la solución de la base fuerte (NaOH).

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Bitácora de Bombero 17

El punto en el cual las concentraciones del ácido y su base conjugada son iguales, es precisamente el pKa, que en este caso sucede a un pH de 4.76.

En la región en la cual el pH cambia muy poco con referencia al pKa del ácido en cuestión, es precisamente en donde se encuentra su capacidad amortiguadora, en este caso de 3.76 a 5.76 unidades de pH.

En la Figura X se comparan las curvas de titulación para tres ácidos débiles con constantes de disociación muy diferentes: ácido acético, fosfato dihidrogenado y amoniaco.

Figura X. representación de la disociación de tres ácidos orgánicos.

Acido acético (pKa= 4.76). Fosfato dihidrogenado (pKa= 6.86). Amoniaco (pKa= 9.25).

Aunque la forma de las curvas es la misma, están desplazadas a lo largo del eje de pH, pues tiene diferente fuerza.

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Bitácora de Bombero 18

Todos los fenómenos bioquímicos están íntimamente relacionados con el agua debido a que las células son soluciones en donde el solvente es precisamente esa molécula. Por tanto, todas las características del agua, están directamente relacionadas con las propiedades estructura-función de las biomoléculas:

Características del agua Constante dieléctrica

Capacidad calorífica

Calor de vaporización

Densidad

Tensión superficial

Constante de ionización

El agua es el único compuesto cuyas propiedades físicas lo colocan a parte de cualquier otro líquido descrito a la fecha.

Finalmente todas estas características están involucradas directamente con la formación de puentes de Hidrógeno, que son interacciones moleculares muy débiles, pero que en conjunto permiten formar estructuras moleculares muy complejas. La capacidad del agua para formar puentes de Hidrógeno, ha llevado a la generación de varias teorías para tratar de explicar al agua líquida.

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Bitácora de Bombero 19

ión (K+)

INORGÁNICO

No polares pequeñas (Ar)

Naturaleza

del soluto

pequeñas (sales de amonio)

grandes (jabones o detergentes)

ORGÁNICO

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Bitácora de Bombero 20

no polares (poliAla)

macromoléculas

polares no cargadas (po liSer)

polares cargadas (poliGlu)

mixtas (proteínas)

Figura: representación de la naturaleza de los solutos para soluciones acuosas.

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Bitácora de Bombero 21

Excepto en la Química nuclear, todas las interacciones moleculares son de naturaleza electrónica. Piénsese en un enlace covalente, los electrones están compartidos por los átomos de la molécula. Recordar que muchas de las fuerzas que actúan entre biomoléculas no conllevan a la ruptura y reformación de uniones covalentes entre moléculas.

FUERZAS Tipo de Interacción

ión-ión

Involucran carga

ión-dipolo

dipolo-dipolo

No involucran carga dipolo-dipolo inducido

(van der Waals) dipolo inducido-dipolo inducido

Figura: Naturaleza y energía de las fuerzas no covalentes entre las moléculas

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Bitácora de Bombero 22

La vida como sabemos transcurre en soluciones acuosas. La vida se originó en el agua de hecho, hasta hace muy poco tiempo los organismos acuáticos invadieron ambientes terrestres pero, aún así, cargan consigo su propio océano, pues la composición de sus fluidos intra y extracelulares son muy similares al agua de los mares.

El agua es tan familiar para los seres vivos que nosotros los humanos generalmente la consideramos como un fluido muy simple, pero las propiedades físicas y químicas del agua son de hecho muy exóticas y tienen profundos significados para la Biología, sus propiedades son muy importantes para el funcionamiento celular, de hecho están directamente relacionadas con las propiedades de las biomoléculas y, por tanto, con el metabolismo.

Las estructuras de las macromoléculas que conforman a los seres vivos resultan de las interacciones con el medio acuoso que las contiene. La combinación de las propiedades del solvente responsables de las asociaciones intra e intermoleculares de estas substancias es peculiar del agua; ninguna otra substancia se asemeja al agua a este respecto.

Por lo tanto no es de sorprenderse que el agua sea la sustancia más abundante en los sistemas biológicos, de hecho mas del 70% de los seres vivos está formado por agua. No olvidar que el agua aunque es un compuesto vital, por si misma carece de vida.

El estudio de las propiedades del agua es central para la Bioquímica por las siguientes razones:

A. Casi todas las biomoléculas asumen sus formas, y por tanto sus funciones en respuesta a las propiedades físicas y químicas del agua.

B. El agua es el medio de la mayoría de las reacciones bioquímicas. Los productos y reactivos de las reacciones metabólicas, los nutrientes y los productos de desecho, dependen del agua para su transporte en el interior y exterior celular.

C. El agua por si misma participa en muchas reacciones químicas que participan en la vida. Frecuentemente los componentes iónicos del agua, los iones H+ y OH-, son reactivos. De hecho la reactividad de muchos grupos funcionales de las biomoléculas, dependen de la concentración de estos iones en los alrededores.

D. La oxidación del agua para producir oxígeno molecular, O2, es la reacción fundamental de la fotosíntesis, en donde la energía del sol es almacenada químicamente para soportar la vida.

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Bitácora de Bombero 23

La naturaleza inodora, incolora e insípida del agua es fundamental para los organismos vivos.

La molécula de H2O tiene una geometría doblada pues a pesar de ser simétrica, los enlaces que la forman, no se encuentran en línea recta. Lo anterior se debe a la naturaleza híbrida sp3, de los orbitales del oxígeno que se dirigen hacia las esquinas de un tetrahedro:

Radio de van der Waals

= 1.4 A°

Enlace covalente O-H

Radio de van der Waals

O = 0.958 A°

1.2 A° 104.5°

H H

Envoltura de

van der Waals

Figura: representación de la molécula de agua.

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Bitácora de Bombero 24

La gran diferencia en electronegatividad entre los átomos de Hidrógeno y Oxígeno confiere el 33 % del carácter iónico del enlace O-H como lo indica el momento dipolar del agua (1.85 debyes). El agua es claramente una molécula polar y esta característica tiene importantes implicaciones en los sistemas vivientes.

El agua es una molécula polar, el átomo de Oxígeno con sus electrones no apareados (2s2px), posee una densidad de carga negativa (δ-), de –0.66e; en donde e es la carga de un electrón. Los átomos de Hidrógeno poseen una carga parcial positiva (δ+) de +0.33e:

Configuración electrónica del Oxígeno

O8 = 1s22s22px2py2pz

Configuración electrónica del Hidrógeno

H1= 1s2

Figura: Representación de la configuración electrónica de los átomos de los elementos que forman a la molécula de agua.

Al realizarse los enlaces con los dos átomos de Hidrógeno, el oxígeno adquiere la configuración del un gas noble o bien cumple con la regla del octeto de Lewis (2s22px2py2pz). Aún así en la última capa (L ó 2), el Oxígeno tiene dos electrones sin compartir, es precisamente con esos electrones con los que la otra molécula de agua se orienta para formar el puente de Hidrógeno:

Las atracciones electrostáticas entre los dipolos de dos moléculas de agua tienden a orientarse de tal manera que el enlace O-H de una molécula de agua, apunta hacia el par de electrones no apareado del átomo de Oxígeno de la otra molécula de agua. Esto resulta en una asociación direccional intermolecular denominada puente de Hidrógeno

El puente de Hidrógeno es una interacción que es crucial para las propiedades del agua y su papel como solvente. Su energía es muy débil (20 kJ mol-1), pero la suma de muchos de ellos hace a los compuestos que los presentan poseer características peculiares.

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Bitácora de Bombero 25

En general un puente de Hidrógeno se representa como:

D – H • • • • • • • • • A

en donde D-H es un ácido débil (donador) como N-H u O-H+ , a veces S-H+ ; y A es una base débil (aceptor), como N u O y ocasionalmente S.

En el agua, los puentes de Hidrógeno tienen una distancia de aproximadamente 1.8 A°. Dadas las características explicadas anteriormente, debe quedar claro que cada molécula de agua puede establecer 4 puentes de Hidrógeno con otras moléculas de agua. Lo que hace una malla de moléculas ordenadas.

Los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua proveen de las fuerzas cohesivas que hacen del agua un líquido a temperatura ambiente, de hecho favorecen también el orden extremo de las moléculas en el hielo que es agua sólida.

Los puentes de Hidrógeno no son propios del agua, las moléculas polares como las sales, se disuelven en el agua porque reemplazan las interacciones agua-agua con interacciones agua-soluto que son energéticamente más favorables.

Figura: Representación de los puentes de Hidrógeno más comunes en los sistemas biológicos

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Figura: Puentes de Hidrógeno comunes en las biomoléculas

Por el contrario, las moléculas no polares, como las grasas interfieren con las interacciones agua-agua, pero son incapaces de formar interacciones favorables agua-soluto, por lo tanto estas moléculas son poco solubles en agua.

Los puentes de hidrógeno, las interacciones ionicas, hidrofóbicas (del griego terror al agua) y de van der Waals, son interacciones muy débiles por si mismas, pero colectivamente tienen una gran influencia en la estructura tridimensional de las macromoléculas biológicas.

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Figura: Grupos polares y no polares en algunas biomoléculas.

El agua tiene puntos de fusión y de ebullición así como calor de vaporización más elevados que otros solventes comunes

Punto de fusión Punto de ebullición Calor de vaporización

(°C) (°C) (J/g)*

Agua 0 100 2,260

Metanol -98 65 1,100

Etanol -117 78 854

Propanol -127 97 687

Butanol -90 117 590

Acetona -95 56 523

Hexano -98 69 423

Benceno 6 80 394

Butano -135 -0.5 381

Cloroformo -63 61 247

Tabla: Valores de punto de fusión, punto de ebullición y calor de vaporización para algunos líquidos.

Estas propiedades inusuales son consecuencia de la atracción entre moléculas de agua adyacentes que le dan al agua líquida una gran cohesión interna. Un vistazo a la estructura electrónica de la molécula revela la causa de estas atracciones intramoleculares.

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Todos los fenómenos bioquímicos están íntimamente relacionados con el agua debido a que las células son soluciones en donde el solvente es precisamente esa molécula. Por tanto, todas las características del agua, están directamente relacionadas con las propiedades estructura-función de las biomoléculas:

Características del agua Constante dieléctrica

Capacidad calorífica

Calor de vaporización

Densidad

Tensión superficial

Constante de ionización

El agua es el único compuesto cuyas propiedades físicas lo colocan a parte de cualquier otro líquido descrito a la fecha.

Finalmente todas estas características están involucradas directamente con la formación de puentes de Hidrógeno, que son interacciones moleculares muy débiles, pero que en conjunto permiten formar estructuras moleculares muy complejas. La capacidad del agua para formar puentes de Hidrógeno, ha llevado a la generación de varias teorías para tratar de explicar al agua líquida.

Constante dieléctrica

Capacidad calorífica

Calor de vaporización

Densidad

Constante de ionización

Tensión superficial

Propiedades físicas

Propiedades del agua

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El agua posee una capacidad calorífica muy elevada, es necesaria una gran cantidad de calor para elevar su temperatura 1.0 °K. Para los sistemas biológicos esto es muy importante pues la temperatura celular se modifica muy poco como respuesta al metabolismo. De la misma forma, los organismos acuáticos, si el agua no poseyera esa cualidad, se verían muy afectados o no existirían.

El agua tiene un elevado calor de vaporización, al igual que otros líquidos capaces de hacer puentes de Hidrógeno como el etanol o el ácido acético, pero a diferencia de otros líquidos como el hexano que no los hacen

Compuesto

Calor de vaporización

KJ mol-1 H2O

Ácido acético

Etanol

Hexano

40.7 a 273 K

41.7 a 391 K

40.5 a 351 K

31.9 a 341 K

Tabla: valor del calor de vaporización para algunos líquidos.

Para los sistemas biológicos esta propiedad es muy importante pues gracias a ella es que se lleva a cabo eficientemente la respiración y sudoración.

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El agua líquida es más densa que el hielo a presión y temperatura estándar. Existe un cambio positivo en el volumen después del congelamiento, lo que ocasiona que el hielo flote. Si el hielo no flotara, la vida acuática en cuerpos de agua como lagos y en los polos terrestres, no existiría pues estos cuerpos de agua se congelarían desde el fondo hacia la superficie, de hecho, lo contrario, la capa de hielo que se forma sobre estos cuerpos de agua, resulta en un aislante térmico.

El agua tiene una tensión superficial elevada, esto hace que en los procesos biológicos, se utilicen moléculas tipo detergente (anfifílicas) para modificarla. Los surfactantes pulmonares por ejemplo, decrecen el trabajo necesario para abrir los espacios alveolares que permiten el intercambio gaseoso eficiente, la ausencia de estas substancias, ocasiona enfermedades severas y la muerte.

Debido a su constante de ionización, el agua posee una conductividad elevada. La conductividad de hielo es elevada, pero 103 veces menor que en el estado líquido. Debido a esta característica el agua participa activamente en la conducción de señales eléctricas en el sistema nervioso.

Muchas de las características que hacen al agua un líquido tan particular, se deben a su capacidad de hacer puentes de Hidrógeno.

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