El agua: el medio de la vida

o
-'
~
1-
El agua:
el medio
de la vida
ESQUEMA
3.1 ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA
3.2 ENLACES NO COVALENTES
Interacciones iónicas
Enlaces de hidrógeno
Fuerzas de van der Waals
3.3 PROPIEDADES TÉRMICAS DEL AGUA
3.4 PROPIEDADES SOLVENTES DEL AGUA
Moléculas hidrófilas, estructuración del agua
celular y transiciones sol-gel
Moléculas hidrófobas y efecto hidrófobo
las anfipáticas
, estrés abiótico y solutos compatibles
ÉTODOS BIOQuíMICOS
El planeta de agua
Único entre los
planetas del sistema
solar, laTierra es un
mundo oceánico. Las
propiedades del agua hacen
posible la vida sobre la Tierra.
73
74
CAPíTULO TRES
El agua: el medio de la vida
Sinopsis
•
LA TIERRA ES SINGULAR ENTRE LOS PLANETAS DE NUESTRO SISTEMA SOLAR
PRINCIPALMENTE DEBIDO A SUS ENORMES OCÉANOS DE AGUA. FORMADA DURANTE
miles de millones de años, el agua se produjo a través de interacciones a
temperatura elevada entre los hidrocarburos atmosféricos y los silicatos y los
óxidos de hieno del manto ten·áqueo. La humedad alcanzó la superficie del planeta
como vapor emitido durante las erupciones volcánicas. Los océanos se formaron al
condensarse el vapor y volver de nuevo a la Tierra en forma de lluvia. La primera
lluvia pudo haber durado más de 60 000 años.
Durante millones de años, el agua ha afectado de forma significativa a nuestro
planeta. Al caer como lluvia o fluyendo en los ríos, el agua ha erosionado las rocas
más duras y ha transformado montañas y continentes. Muchos científicos creen
en la actualidad que la vida surgió en un caldo primigenio de arcilla yagua. Es
posible que charcas someras de arcilla promuevan la síntesis de macromoléculas y
la acumulación de las estructuras fundamentales de la vida. La vida no surgió por
accidente unida al agua, dado que esta sustancia posee varias propiedades poco
habituales que la hacen muy adecuada para ser el medio de la vida. Entre éstas se
encuentran sus cualidades térmicas y sus características solventes poco comunes.
Las propiedades del agua están relacionadas de forma directa con su estructura
molecular.
.p
or qué el agua es tan fundamental para la vida? Desde hace mucho
tiempo se reconocen su estabilidad química, sus notables propiedades
como solvente y su participación como reactivo bioquíDÚco. Lo que
no se ha apreciado en gran medida es la función crucial de la hidratación (la interacción no covalente de las moléculas de agua con los solutos) en la arquitectura, la estabilidad y la dinámica funcional de macro moléculas como las proteínas
y los ácidos nucleicos. Ahora se sabe que el agua es un componente indispensable
de procesos biológicos tan diversos como el plegamiento de proteínas y el reconocimiento biomolecular en mecanismos de transducción de señales, el autoensamble de estructuras supramoleculares como los ribosomas, y la expresión génica.
A fin de entender cuán esencial es el agua para los procesos de la vida es necesario
revisar su estructura molecular y las propiedades físicas y químicas que resultan de
esta estructura.
)
L
3.1
H
H
FIGURA 3 . 1
Estructura tetraédrica del agua
En el agua, dos de los cuatro orbitales Sp3
del oxígeno están ocupados por dos pares
solitarios de electrones. Cada lIllO de los otros
dos orb itales Sp3 semill enos se llena con la
adición de un electrón del hidrógeno.
ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA
La molécula de agua (H 20) está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. El agua tiene una geometría tetraédrica debido a que su átomo de oxígeno tiene
una hibridación Sp3. En el centro del tetraedro se encuentra el átomo de oxígeno.
Dos de las esquinas están ocupadas por átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales
está unido al átomo de oxígeno por un enlace covalente sencillo (Fig. 3.1). Las otras
dos esquinas están ocupadas por los pares de electrones sin compartir el oxígeno. El
oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno (Le., el oxígeno tiene una capacidad
mayor para atraer electrones cuando está unido al hidrógeno). Como consecuencia,
el átomo de oxígeno más grande lleva una carga negativa parcial (0- ) y cada uno de
los dos átomos de hidrógeno lleva una carga positiva parcial (0+) (Fig. 3.2). La distri. bución electrónica de los enlaces oxígeno-hidrógeno se desplaza hacia el oxígeno y,
por lo tanto, el enlace es polar. Si las moléculas de agua fueran lineales, como las del
dióxido de carbono (O =C=O), las polaridades de los enlaces se equilibrarían entre
sí y el agua sería no polar. Sin embargo, las moléculas de agua están dobladas con un
ángulo de enlace de 104.5°, un poco menor que el ángulo de un tetraedro simétrico,
3.1 Estructura molecular del agua
75
FIGURA 3 . 3
6-
Modelo espacial de una molécula
de agua
FIGURA 3 . 2
Cargas de-una molécula de agua
Los dos átomos de hidrógeno de cada
molécula llevan cargas positivas parciales.
El átomo de oxígeno lleva una carga
negativa parcial.
Debido a que la molécula de agua tiene
. una geometría plegada, la distribución
de la carga dentro de la molécula es
asimétrica. El agua es por tanto polar.
+
FIGURA 3.4
Dipolos moleculares en un campo eléctrico
Cuando se colocan moléculas polares entre
placas cargadas, éstas se alinean de forma
opuesta al campo.
o+ ~ o-
o+4iD o-
0+4 :' - 0-
o+4iD o-
de 109°. Esto se debe a que los electrones del par solitario ocupan más espacio que
los pares de electrones de los enlaces O-H (Fig. 3.3).
Moléculas como el agua, en las que la carga está separada, se denominan dipolos.
Cuando los dipolos moleculares se encuentran en un campo eléctrico, se orientan a sí
mismos en dirección opuesta a la del campo (Fig. 3.4).
Dada la gran diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el oxígeno, los
hidrógenos con deficiencia de electrones de una molécula de agua son atraídos hacia
el par de electrones sin compartir de otra molécula de agua. (Los hidrógenos unidos
al nitrógeno y al flúor se comportan de la misma manera.) En esta interacción, llamada enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno (Fig. 3.5), el hidrógeno es compartido de manera desigual por los dos centros electronegativos: núcleos de oxígeno en
el caso de un par de moléculas de agua. El enlace tiene tanto carácter electrostático
(iónico) como covalente. Las interacciones electrostáticas ocurren entre dos cargas cualquiera, parciales opuestas (moléculas polares) o cargas completas opuestas
(iones o moléculas con carga). Los enlaces covalentes implican la distribución compartida de electrones con superposición o mezcla de orbitales. El carácter covalente
Confiere direccionalidad al enlace o interacción, en contraste con el campo de fuerza
esférico uniforme que se observa alrededor de un ion.
H
FIGURA 3 . 5
Enlace de hidrógeno
Un enlace de hidrógeno se forma cuando los
átomos electronegativos de oxígeno de dos
moléculas de agua compiten por el mismo
átomo de hidrógeno, deficiente en electrones.
El enlace de hidrógeno se representa mediante
líneas paralelas cortas, que indican el carácter
covalente débil y la direccionalidad del enlace.
76
CAPíTULO TRES
Elagua : e l mediodela vida
3.2 ENLACES NO COVALENTES
Las interacciones no covalentes son por lo general electrostáticas; es decir, se producen
entre el núcleo positivo de un átomo y las nubes electrónicas negativas de otro átomo
cercano. A diferencia de los enlaces covalentes más fuertes, las interacciones no covalentes individuales son relativamente débiles y, por lo tanto, se rompen con facilidad
(Cuadro 3.1). No obstante, desempeñan una función vital puesto que determinan las
propiedades químicas y físicas del agua, y la estructura y la función de las biomoléculas debido a que el efecto acumulativo de muchas interacciones débiles puede ser
considerable. Un gran número de interacciones no covalentes estabilizan las macromoléculas y las estructuras supramoleculares, mientras que la capacidad de estos enlaces para formarse y romperse con rapidez dota a las biomoléculas de la flexibilidad
requerida para que se produzca el flujo rápido de infollnación que tiene lugar en los
procesos vitales dinámicos. En los seres vivos, las interacciones no covalentes más'
importantes son las iónicas, las fuerzas de van der Waals y los enlaces de hidrógeno.
Interacciones iónicas
H
H
'-.....0/
H
I
.0
O
/
H··' : ""-H .
:
'. /
H
'0
I
H
I
H
I
0",,-
H
H
FIGURA 3 . 6
Agregado tetraédrico de moléculas de agua
En el agua, cada mol écula puede formar
enl aces de hidrógeno con otras cuatro
moléculas de agua.
Las interacciones iónicas que ocurren entre átomos o grupos cargados no son dirigidas (Le., suceden de manera uniforme en el espacio alrededor del centro de la carga).
Los iones de carga opuesta, como el sodio (Na+) y el cloruro (Cl-), se atraen . Por otra
parte, los iones con cargas similares, como el Na+ y el K+ (potasio) se repelen . En las
proteínas, determinadas cadenas laterales de los aminoácidos contienen grupos ionizables. Por ejemplo, la cadena lateral del aminoácido ácido glutámico se ioniza a pH
fisiológico de la siguiente forma: -CH 2CH 2COO - . La cadena lateral del aminoácido
lisina (-CH2CH2C~CH2-NH2) a pH fisiológico se ioniza de la siguiente manera:
-CH2CHF~CH2-NH;' La atracción de las cadenas laterales de los aminoácidos
cargados de forma positiva y negativa fonna puentes salinos (-COO-+ H3N-) y
las fuerzas de repulsión creadas cuando las especies cargadas de forma semejante se
aproximan son una característica importante de muchos procesos biológicos, como el
plegamiento de las proteínas, la catálisis enzimática y el reconocimiento molecular.
Debe observarse que con poca frecuencia se forman puentes salinos estables entre las
biomoléculas en presencia de agua, debido a que se prefiere la hidratación de los iones
y la atracción entre las biomoléculas disminuye de forma significativa. La mayoría
de los puentes salinos de las biomoléculas se produce en depresiones relativamente
exentas de agua o en las interfaces de las biomoléculas donde el agua está excluida.
Enlaces de hidrógeno
Los enlaces covalentes entre el hidrógeno y el oxígeno o el nitrógeno son tan polares que el núcleo de hidrógeno es atraído con debilidad hacia el par de e lectrones
solitario de un oxígeno o de un nitrógeno de una molécula vecina. En la molécula
de agua, cada par de electrones sin compartir del oxígeno puede formar un enlace de hidrógeno con moléculas de agua cercanas (Fig . 3.6). Debido a que este enlace es covalente de forma parcial, la fuerza de atracción tiene direccionalidad. La
atracción máxima ocurre cuando los dos enlaces O-H de las moléculas de agua participantes son colineales. Los "enlaces" intermoleculares resultantes actúan como
puentes entre las moléculas de agua. Ningún enlace de hidrógeno es especialmente fuerte (alrededor de 20 kJ/mol) cuando se compara con los en laces cova lentes
CUADRO 3 . 1
Fuerzas de enlaces comunes en los seres vivos*
Fuerza de enlace
Tipo de en lace
Covalente
kcal/mol
> 50
kJ/mol*
> 210
No covalente
Interacciones iónicas t
Fuerzas de van del' Waal s
Mixto: enlaces de hidrógeno
1- 20
< 1-2.7
3- 7
'" La fuerza real varía de form a co n ~ id e rabl c con la identidad de las especies que interaclúan.
t i cal = 4. 184 J.
4- 80
< 4-11.3
12 - 29
3.2 En lace no covalente
77
(p. ej., 393 kJ/mol para los enlaces N-H y 460 kJ/mol para los enlaces O-H). Sin embargo, cuando puede formarse un gran número de enlaces de hidrógeno intermolecu lares
(p. ej., en los estados líquido y sólido del agua), las moléculas implicadas se convierten
en agregados tridimensionales, grandes y dinámicos. En el agua, la cantidad sustancial de energía necesaría para romper estos agregados explica los valores altos de su
punto de ebullición y de fusión, de su calor de vaporización y de su capacidad calorífica. Otras propiedades del agua, como la tensión superficial y la viscosidad, se deben
también , a su capacidad para formar un gran número de enlaces de hidrógeno.
Fuerzas de van der Waals
Las fuerzas de van der Waals son interacciones electrostáticas débiles de forma relativa. Se producen entre dipolos neutrales permanentes y/o inducidos. Pueden ser de
atracción o repulsión, dependiendo de la distancia entre los átomos o los grupos implicados. La atracción entre las moléculas es mayor a una distancia denominada radio de
van der Waals. Si se acercan más, se produce una fuerza de repulsión. La magnitud de
las fuerzas de van der Waals depende de la facilidad de polarización del átomo. Los átomoS electronegativos con pares de electrones sin compartir se poi atizan con facilidad .
Cuanto mayor sea la diferencia de electro negatividad entre dos átomos, mayor será la
polaridad del enlace. Hay tres tipos de fuerzas de van del' Waals:
1. Interacciones dipolo-dipolo. Estas fuerzas, que se producen entre moléculas
que contienen átomos electronegativos, hacen que las moléculas se orienten a
sí mismas de tal forma que el extremo positivo de una molécula se dirige hacia
el extremo negativo de otra (Fig. 3.7a). Los enlaces de hidrógeno son un tipo
especialmente fuerte de interacción dipolo-dipolo.
2. Interacciones dipolo-dipolo inducido. Un dipolo permanente induce un dipolo transitorio en una molécula cercana al distorsionar su distribución electrónica (Fig. 3.7b). Por ejemplo, una molécula que contiene un carbonilo es
atraída con debilidad hacia un anillo aromático debido a la capacidad del dipolo permanente del grupo carbonilo de deslocalizar (desplazar) los electrones
de la nube de electrones 7T del anillo aromático. Las interacciones dipolo-dipolo inducido son más débiles que las interacciones dipolo-dipolo.
3. Interacciones dipolo inducido-dipolo inducido. El movimiento de los electrones en las moléculas no polares cercanas da lugar a un desequilibrio de carga
transitorio en las moléculas adyacentes (Fig. 3.7c). Un dipolo transitorio en
una molécula polat'iza los electrones de una molécula vecina. Esta interacción
atractiva que se denomina fuerza de dispersión de London, es demasiado
débil. El apilamiento de los anillos de las bases en una molécula de DNA, un
ejemplo cl ásico de este tipo de interacción, es posible debido a la capacidad
de los electrones 7T laxamente retenidos de distribuirse de manera desigual por
arriba y por abajo de anillos paralelos dispuestos en estrecha cercanía. Aunque
son débiles de forma individual, estas interacciones que se extienden por toda
la longitud de la molécula de DNA proporcionan una estabilidad significativa.
+
0+
(a) Interacciones dipolo-dipolo
(b) Interacciones dipolo-dipolo inducido
(e) Interacciones dipolo inducido-dipolo inducido
CONCEPTOS CLAVE
• Los enlaces no cova lentes (i. e., las
interacc iones iónicas y las fuerzas de
van del' Waal s) son im portantes en la
determinac ión de las propiedades físi cas y
químicas de los siste mas vivos.
• Los en laces de hidrógeno, co n carácter
dipolo-dipolo y cova le nte, tienen un
cometido crítico en las propiedades del agua
y su lugar en la estru ctu ra y en la activ idad
de las célul as.
FIGURA 3 . 7
Interacciones dipolares
Ex isten tres tipos de interacciones electrostáticas que im plican dipolos: (a) interacc iones
dipo lo-dipo lo, (b) interacciones dipolo-dipolo
inducido. y (c) interacc iones dipolo inducidodipolo inducido. La Facili dad relativa con la que
responden los elec trones a un campo e léctrico
determina la magnitud de las Fuerzas de van del'
Waals. Las interacciones dipolo-dipolo son las más fu el1es y las interaccio nes
dipolo inducido-dipolo inducido las más
débiles.
78
CAPíTULO TRES
Elagua:elmediodelavida
3.3
PROPIEDADES TÉRMICAS DEL AGUA
Quizá la propiedad más singular del agua sea que es un líquido a temperatura ambiental. Si se compara el agua con moléculas relacionadas de peso molecular semejante,
queda claro que los puntos de fusión y de ebullición del agua son excepcionalmente
elevados (Cuadro 3.2). Si el agua siguiera el patrón de compuestos como el sulfuro
de hidrógeno, se fundiría a -100°C y herviría a -91°C. En estas condiciones, la
mayoría del agua de la Tierra sería vapor y la vida sería improbable. Sin embargo,
el agua en realidad se funde a O°C y se hierve a + IOO°e. Por consiguiente, es un
líquido en la mayor parte del intervalo de temperaturas que se encuentran de forma
habitual sobre la superficie de la Tierra. Los enlaces de hidrógeno son causales de
este comportamiento anómalo.
Cada molécula de agua puede formar enlaces de hidrógeno con otras cuatro moléculas de agua. Cada una de estas últimas puede formar enlaces de hidrógeno con
otras moléculas de agua. El número máximo de enlaces de hidrógeno se forma cuando el agua se congela y se convierte en hielo (Fig. 3.8). Para romper estos enlaces
se requiere energía. Cuando se calienta el hielo hasta su punto de fusión, se rompe
aproximadamente e115% de los enlaces de hidrógeno. La energía requerida para fundir el hielo (calor de fusión) es mucho mayor que lo esperado (Cuadro 3.3). El agua
líquida está formada por agrupaciones de moléculas análogas al hielo cuyos enlaces
de hidrógeno se están rompiendo y formando de manera continua. Al aumentar la
temperatura, el movimiento y las vibraciones de las moléculas de agua se aceleran
y se rompen otros enlaces de hidrógeno. Cuando se alcanza el punto de ebullición,
las moléculas de agua se liberan una de la otra y se vaporizan. Además de la energía
absorbida al aumentar la agitación molecular, una cantidad significativa de energía se disipa por la rápida vibración de los hidrógenos compartidos hacia atrás y
hacia adelante entre los átomos de oxígeno.
CUADRO 3 .2
Fórmula
Peso
molecular (D)*
HP
H2S
18
O
100
Sulfuro de hidrógeno
34
-85.5
-60.7
Selenuro de hidrógeno
H2Se
81
-50.4
-41.5
Telururo de hidrógeno
H2Te
129.6
Nombre
Agua
*
Puntos de fusión y de ebullición del agua y de otros tres
compuestos del grupo VI que contienen hidrógeno
Punto de
fusión (oC)
-49
Punto de
ebullición (oC)
-2
I daltan (D) = I unidad de masa atómica (amu).
FIGURA 3 .8
Enlaces de hidrógeno entre moléculas
de agua en el hielo
Los enlaces de hidrógeno en el hielo producen
una estructura mu y abierta. El hielo es menos
denso que el agua en su estado líquido.
~ =o
Q =H
3.4 Propiedade s solventes del agua
C UADRO 3 .3
Calor de fusión del agua y de otros dos compuestos
del grupo VI que contienen hidrógeno
Fórmula
Peso
molecular (D)*
Calor de
fusión* cal/g
Agua
HP
18
80
Sulfuro de hidrógeno
H2S
34
Selenuro de hidrógeno
H 2Se
81
16.7
7.4
Nombre
* El calor de fu sión es la cantidad de calor que se requi ere para cambiar
fusión. 1 cal
= 4. 184
79
J/g
335
69.9
31
I g de un sólido en un líquido a su punto de
J.
Una consecuencia del calor de vaporización (la energía que se requiere para evaporar un mol de un líquido bajo la presión de una atmósfera) y de la capacidad
calorífica (la energía que debe añadirse o eliminarse para cambiar la temperatura un
grado Celsius) elevados del agua es que ésta actúa como un modulador eficaz de la
temperatura climática. El agua también tiene una función importante en la regulación
térmica de los seres vivos. La elevada capacidad calOlífica del agua, junto con su elevado contenido en la mayoría de los organismos (entre el 50 y el 95 %, dependiendo
de la especie), ayuda a mantener la temperatura interna del organismo. La evaporación del agua se utiliza como un mecanismo de enfriamiento, dado que permite
pérdidas elevadas de calor. Por ejemplo, un ser humano adulto puede eliminar hasta
1200 g de agua cada día en el aire expirado, en el sudor y en la orina. La pérdida
de calor asociada puede representar cerca del 20% del calor total generado por los
procesos metabólicos.
El agua (H 20), el amoniaco (NH 3) y el metano (CH 4) tienen más o menos el mismo
peso molecular: 18, 17 Y 16 g/mol , respectivamente. Aunque todas estas moléculas
tienen estructura tetraédrica, difieren mucho en sus propiedades físicas. Por ejemplo,
el calor de fusión disminuye un poco del agua (6.01 kJ/mol) al amoniaco (5 .66 kJ/
mol) y en grado significativo del agua al metano (0.94 kJ/mol). Trácese la estructura
de estas moléculas y explíquese la diferencia de propiedades con base en el conocimiento adquirido sobre los enlaces de hidrógeno en el estado sólido. Si fuera posible
generar NH 3 sólido (punto de fusión de -97.8°C), ¿se esperaría que fuera más o menos denso que el amoniaco líquido?
3.4 PROPIEDADES SOLVENTES DEL AGUA
El agua es el solvente biológico ideal. Disuelve con facilidad una gran diversidad
de constituyentes de los seres vivos. Entre los ejemplos se incluyen los iones (p.
ej., Na +, K+ Y Cl-), los azúcares y muchos de los aminoácidos. Su incapacidad
para disolver otras sustancias, como los lípidos y determinados aminoácidos, hace
posible la existencia de las estructuras supramoleculares (p. ej. , las membranas) y de
numerosos procesos bioquímicos (p. ej. , el plegamiento proteico). En esta sección se
describe el comportamiento en el agua de las sustancias hidrófilas y el de las hidrófobas. Tras esta discusión se hace una revisión breve de la presión osmótica, una de las
propiedades coligativas del agua. Éstas son propiedades físicas que se ven afectadas,
no por la estructura específica de los solutos disueltos sino por su número.
Moléculas hidrófilas, estructuración
del agua celular y transiciones sol-gel
La estructura dipolar del agua y su capacidad para formar enlaces de hidrógeno con
átomos electronegativos le permiten disolver sustancias iónicas y polares. Las sales,
~omo el cloruro de sodio (NaCI), están unidas mediante fuerzas iónicas. Un aspecto
Importante de todas las interacciones iónicas en solución acuosa es la hidratación de
_
CO
_N_C_E_PT_O--,S--,C-,-LA
_V--,-E_ _
Or " ~ ~>-
• El enlace de hidrógeno es cau sal de los
puntos de congelación y de ebullic ión
inusual mente el evados del agua.
• Debido a que el agua posee una capacidad
calorífica elevada, puede absorber y liberar
calor con lentitud. El agua dese mpeña un
papel importante en la regulación del cal or
en los seres vivos.
SO
CAPíTULO TRES
Elagua :elmediodela vida
los iones. Dado que las moléculas de agua son polares, experimentan atracción hacia
aquellos iones cargados, como el Na+ y el CI - . Los caparazones de las moléculas
de agua, denominados esferas de solvatación, se agrupan alrededor de los iones
positivos y de los negativos (Fig. 3.9). El tamaño de la esfera de solvatación depende
de la densidad de carga del ion (Le., tamaño de la carga por unidad de volumen). Al
hidratarse los iones, se reduce la fuerza de atracción entre ellos y la especie cargada
se disuelve en el agua. También se disuelven en agua las moléculas orgánicas con
grupos ionizables y muchas moléculas orgánicas neutras con grupos funcionales polares, en particular por la capacidad para formar enlaces de hidrógeno del solvente.
Dichas asociaciones se forman entre el agua y los grupos carbonilo de los aldehídos
y de las cetonas, y los grupos hidroxilo de los alcoholes. La constante dieléctrica señala la capacidad de un solvente para reducir la atracción electrostática entre las cargas. El agua, que suele denominarse el solvente universal debido a la gran variedad
de sustancias iónicas y moléculas polares que puede disolver, posee una constante
dieléctrica muy elevada.
AGUA ESTRUCTURADA Mediante sofisticadas tecnologías espectroscópicas,
que miden la absorción electromagnética de las moléculas, se ha descubierto que
la disposición de las moléculas de agua en los seres vivos es peculiar. Si bien esta
agua se encuentra en forma líquida, la mayor parte de tales moléculas no están en el
estado de "masa de agua" (Le., no fluye libremente). En un momento dado, la mayor
parte de los miles de millones de moléculas de agua de una célula se vinculan de manera
no covalente con las macromoléculas y con las superficies de membrana en todo su
interior densamente abarrotado. Por ejemplo, las superficies de las proteínas están
tachonadas de cargas positivas, cargas negativas y grupos funcionales polares. Las
moléculas de agua dipolares forman con facilidad enlaces de hidrógeno con tales especies (Fig. 3. 10). Recuérdese que las moléculas de agua son tetraédricas y que cada
una puede formar enlaces de hidrógeno con otras cuatro moléculas de agua. Por esta
razón , una capa individual de moléculas de H20 atrae otras moléculas análogas y se
forma una red tridimensional ampliada de moléculas de agua. En células hacinadas,
numerosas capas de agua cubren el espacio entre macromoléculas adyacentes. Ade-
r- ~
l ,(tV .~;~.Hi
~J
"'\
'\
Ij.:
I-j)
fió'
~H¡ ~,~
FIGURA 3 . 9
Esferas de solvatación de las moléculas de agua a lrededor de los iones Na+ y CICuando se disuel ve en agua un compuesto iónico como el NaCl, sus iones se separan deb ido a que las moléc ulas polares
de agua atraen a los iones con mayor fuerza de la que éstos se atraen entre sí. En realidad, la esfera de solvatación del
Na + tiene cuatro veces el volumen de la propia del CI - debido a la mayor densidad de carga del ion sodio (la misma carga
unitaria di stribuida en un volumen menor).
3.4 Propiedades solventes del agua
B 1
FIGURA 3 . 10
Representación esquemática del agua
estructurada
(a)
(b)
más, las moléculas de agua en estas capas, denominadas en conjunto agua estructurada, están en movimiento perpetuo y se reconfiguran de manera constante. Se intercambian con moléculas de la masa de agua, muy lejos de la superficie de la proteína,
en escalas de tiempo que van de los femtosegundos (10- 15 s) hasta los picosegundos
(10- 12 s). El ritmo del intercambio de una molécula de agua individual depende de
cuán restringido esté el movimicnto. En otras palabras, cuanto más cerca esté una
molécula de agua de una superficie polar, tanto más lento será su movimiento. La
dinámica del agua estructurada contribuye a la estabilidad estructural de macromoléculas cqmo las proteínas, mientras facilita de manera simultánea la flexibilidad
necesaria para el funcionamiento.
TRANSICIONES SOL-GEL El citoplasma, como cualquier material basado en
agua que contenga polímeros, tiene las propiedades de un gel. Éste es una mezcla
coloidal; en el caso de las células, consiste en biopolímeros con superficies polares
vinculadas con agua adsorbida. La gelatina es un ejemplo bien conocido de un gel
con fibras de la proteína colágena suspendidas e hidratadas en una gran cantidad de
agua. Las capas de solvatación altamente estructuradas en una matl;z de proteínas
proporcionan las propiedades viscoelásticas que se atribuyen a la gelatina para consumo humano. La estabilidad de un gel depende en gran medida de la longitud del
polímero, de sus enlaces cruzados y también de la continuidad del agua adsorbida.
La libertad de los solutos de moverse dentro de esta malla o matriz de gel varía con la
disposición trabecular de los polímeros proteínicos. Si se realizan orificios en gelatina solidificada contenida en una caja de Pe tri y se vierte en los orificios una solución
de iones inorgánicos, éstos migrarán dentro del gel con velocidades dependientes de
su tamaño y de su grado de hidratación. Es posible observar los resultados de este
efecto de cribado en unos cuantos minutos. Además, el agua de solvatación de la
superficie de la gelatina (polímeros de colágeno) para todos los fines prácticos está
fija en su posición; es decir, la difusión es limitada.
Cambios de temperatura (y por tanto del movimiento molecular), de la arquitectura de la matriz y la inclusión de solutos pueden causar una transición de gel a
"sol" o líquido. Las células se comportan de modo similar debido a las superficies de
solvatación muy estructuradas de las proteínas poliméIicas. Las transiciones de gel a sol
(de mayor a menor solidez) contribuyen con muchos aspectos del funcionamiento
celular, en especial en el movimiento. Estas transiciones son causadas por la poli me-
Las superficies polares de las macromol éculas
atraen moléculas de agua: (a) segmento corto
de la superficie de una macromolécula polar
con una sola capa de agua, la cual atrae más
molécu las de agua que forman una mall a
ex tendida (b).
S 2
CA P íTU LO TR E S
El agua: el medio de la vida
rización reversible de la actina G para formar actina F, y la formación subsiguiente
de enlaces cruzados entre los filamentos de actina. Estas transiciones son reguladas
con cautela por mecanismos de transducción de señales que influyen en las concentraciones y en el funcionamiento del llamado grupo de las proteínas de unión a la
actina. Varias de éstas pueden inhibir la polimerización, o bien inducir la formación
de enlaces cruzados entre filamentos de actina o cortarlos.
El movimiento ameboide proporciona un ejemplo de la naturaleza altamente regulada de las transiciones sol-gel y de las fuerzas que tales transformaciones crean. La
principal característica del movimiento ameboide es la protrusión de una extensión
celular llamada seudópodo (Fig. 3.11). El seudópodo se proyecta debido a que los
filamentos de actina en polimerización que se encuentran en la corteza celular de esta
parte aislada de la célula experimentan la formación adicional de enlaces cruzados
(una transición de sol a gel). La expansión del ectoplasma (la capa externa gelatinosa
del citoplasma adyacente a la membrana plasmática), combinada con una elongación
neta de los filamentos de actina, empuja hacia adelante el borde más externo. Pronto
el seudópodo recién elongado se fija a una superficie (p. ej., una matriz extracelular
o una caja de cultivo). Una vez que esto ha ocurrido, los filamentos de actina en el
interior de la célula (el endoplasma) se despolimerizan, con lo que ocurre una transición de gel a sol. De manera simultánea, una fuerza contráctil creada por la unión
de filamentos de actina a miosina (una proteína motora) en el extremo rezagado de la
célula comprime el endoplasma que fluye libremente, con lo cual crea una corriente
que se dirige hacia el seudópodo.
Corteza (citoplasma externo) : ~ .'gel con red de actina
d
~~~
FI G URA 3. 11
Movimiento ameboide y transiciones sol-gel
La célula avanza debido a la coordinación de
las transiciones sol-gel en la corteza celular
(ectoplasma) y en el citoplasma del interior
(endoplasma). Una fuerza contráctil en la parte
posterior de la célula comprime el endoplasma
fluido y lo impulsa hacia adelante.
Citoplasma interno: sol con
subunidades de actina
.
.
Seudopodo en
ex t enslon
.•
:..
~¿.
';".:J /1~
~ ~. ;;¡:'.. ~~
: '/'
.- - : .~.:.~-<..:~~~.~ ...'~+i::'
fiJ5/
"
A
v/: /'~ ... . . : ",::,~. . .~~
. . :. . . . ...
. -;-:. ' . ' - . . ;----..
. '
./. ..: .--. .
.:.:-- '.;.. .'.. .---.
~ . . . ~ . : --::.
:. '\
'.'
~ "
"
I
Las proteínas son polímeros de aminoácidos. La formación de enlaces no covalentes
es importante para la determinación de las estructuras tridimensionales de las proteínas. Las interacciones no covalentes, indicadas aquí con rectángulos sombreados, son
típicas de las uniones que ocurren entre las cadenas laterales de los aminoácidos.
H
H
O
H
H
O
O
H
H
1
1
11
1
1
11
11
1
1
~N-C-C~
~N-C-C~
1
~C-C-N
1
1
CH 2
(CH 2 )4
5
1
1
C-NH '
+NH 3
11
2
O0-
H
1
1
C=O
O
1_-....1
1
H
1
CH 2
CH 2 O
1
11
~N-C-C~
1
1
1
~N-C-C~
~N -C-C ~
1
H
H
I
CHa
CH 3
'-..::: CH/
1 11
H
O
1
1
11
H
H
O
¿Qué enlace no covalente es el principal causal de las interacciones indicadas en la
figura?
3.4 Propiedades solve ntes del agua
B3
El colágeno, una larga proteína fibrosa, combinado con otras moléculas, forma un
material parecido a un gel de los componentes del cuerpo que absorben impactos (p.
ej., en los tendones y los ligamentos). Explíquese el cometido del agua estructurada
en la función de estos tejidos. [Sugerencia: El agua es una sustancia incompresible.]
Moléculas hidrófobas y efecto hidrófobo
Cuando se mezclan con agua, se excluyen de su red de solvatación pequeñas cantidades de sustancias no polares; es decir, se juntan en pequeños aglomerados. Este proceso se denomina efecto hidrófobo. Las moléculas hidrófobas ("con aversión por el
agua"), como los hidrocarburos, son virtualmente insolubles en agua. Su asociación
en gotas pequeñas (o, en cantidades grandes, en una capa separada) es consecuencia
de las propiedades solventes del agua, no de la atracción relativamente débil entre las
moléculas no polares que se asocian. Cuando en un ambiente at-uoso ingresan moléculas no polares, las moléculas de agua se organizan en una estructura con forma
de jaula que empuja la región hidrófoba contra sí misma (un proceso de partición o
exclusión). La fase hidrófoba excluida es estabilizada a fin de cuentas por interacciones de van der Waals entre regiones no polares en estrecha proximidad entre sí (Fig.
3.12). La estructura de la jaula de agua, o clatrato, se estabiliza cuando la exposición
del material hidrófobo al agua se reduce al mínimo. El efecto hidrófobo es causal de
la generación de membranas lipídicas estables y contribuye a la fidelidad del plegamiento de las proteínas.
Moléculas anfipáticas
Un gran número de biomoléculas denominadas antipáticas contienen grupos polares
y no polares. Esta propiedad afecta de forma significativa su comportamiento en el
agua. Por ejemplo, los ácidos grasos ionizados son moléculas anfipáticas debido a
que contienen grupos carboxilato hidrófilos y grupos hidrocarbonados hidrófobos.
Cuando se mezclan con el agua, las moléculas anfipáticas forman estructuras denominadas micelas (Fig. 3.13). En las micelas, las especies cargadas (los grupos
carboxilato), denominadas cabezas polares, se orientan a sí mismas de tal forma
que hacen contacto con el agua. Las "colas" hidrocarbonadas no polares quedan
secuestradas en el interior hidrófobo. La tendencia de las biomoléculas anfipáticas
F IGU RA 3 . 12
Efecto hidrófobo
Cuando se mezclan moléculas no polares yagua, se forma una jaula organizada de moléculas de agua
con enlaces de hidrógeno, para minimizar la exposición a la sustancia hidrófoba. Las moléculas no
polares, cuando se enc uentran próximas, se atraen entre sí por las fuerzas de van del' Waals. No obstante,
la fuerza impul sora de la formación de la jaula y la exc lusión de la sustanc ia hidrófoba es la fuerte
tendencia de las molécu las de agua a formar enlaces de hidrógeno entre sí. Las moléculas no polares son
excluidas porque no pueden formar enl aces de hidrógeno.
€)?'''
.-:..:CO::..:N.::.::C=E::..PT:..::O:..=S-=C=LA-=.::V:..=E_ _
'>
• La estructura dipolar del agua y su capacidad
para formar enlaces de hidrógeno capacitan
al agua para disolver muchas sustancias
ión icas y polares.
• Las moléculas no polares no pueden formar
enl aces de hidrógeno con el agua y son
exclu idas mediante la formación de
c1au·ato.
• Las mol éculas anfipáticas, como las sales
de los ácidos grasos , se reorde nan de form a
espontánea en el agua para formar micelas.
84
CAPíTULO TRES
Elagua:elmediode la vida
FIGURA 3. 1 3
Formación de micelas
Las cabezas polares de las moléculas
antipáticas se orientan a sí mismas de forma
que entran en contacto con las moléculas de
agua. Las colas no polares se agregan en el
centro, lejos del agua.
Cabeza polar
Cola no polar
a reagruparse de forma espontánea en el agua es una característica importante de
numerosos componentes celulares. Por ejemplo, un grupo de moléculas de fosfolípidas formadoras de bicapas es la característica estructural básica de las membranas
biológicas (véase el Capítulo 11).
Presión osmótica
Ósmosis es el pasaje espontáneo de moléculas de solvente a través de una membrana
semipermeable que separa una solución con menor concentración de sol uta de una
solución con mayor concentración de éste último. Los poros de la membrana tienen
el tamaño suficiente para permitir el paso de las moléculas de solvente en ambas direcciones, pero son demasiado estrechos para que pasen las moléculas de soluto (de
mayores dimensiones) o los iones. En la Figura 3.14 se explica el movimiento de un
solvente a través de una membrana. Al comenzar el proceso, hay menos moléculas
de agua en el lado de la membrana con la concentración elevada de soluto. Con el
tiempo, más agua se desplaza desde el lado A (menor concentración de soluto) hasta
el lado B (mayor concentración de soluto). Cuanto mayor sea la concentración de
agua en una solución (i.e., entre menor sea la concentración de soluto), mayor será la
cantidad de agua que fluye a través de la membrana.
La presión osmótica es la presión que se requiere para detener el flujo neto de
agua a través de la membrana. La fuerza generada por ósmosis puede ser considerable. La causa principal del flujo de agua a través de las membranas celulares, la presión osmótica, es una fuerza impulsora de numerosos procesos vitales. Por ejemplo,
la presión osmótica parece ser un factor significativo en la formación de la savia en
los árboles. En términos estrictos, las membranas celulares no son membranas osmóticas porque permiten el paso de sustancias aparte del solvente (agua). El término
membrana de diálisis sería más preciso.
La presión osmótica depende de la concentración de soluto. Un dispositivo denominado osmómetro (Fig. 3.15) mide la presión osmótica. Ésta también puede calcularse utilizando la siguiente ecuación, teniendo en cuenta que la presión osmótica
final refleja la contribución de todos los solutos presentes.
TI' = iMRT
donde TI' = presión osmótica (atm)
= factor de van't Hoff (refleja la extensión de la ionización de los solutos)
M
molaridad (mol/L)
R = constante de los gases (0.082 L . atrn/K . mol)
T = temperatura (K)
La concentración de una solución puede expresarse en términos de osmolaridad.
La unidad de osmolaridad es osmoles/litro. En la ecuación anterior, la osmolaridad
es igual a iM, donde i (el factor de van't Hoff) representa el grado de ionización de
la especie de soluto, que varía con la temperatura. El grado de ionización de una
3.4 Propiedades solve ntes del agua
Membrana de
permeabilidad
selectiva
A
B
Membrana de
permeabilidad
selectiva
f--~~
A ~ @ ~ ~I
O
B 5
FIGURA 3 . 14
Presión osmótica
Con el tiempo el agua se difunde desde el lado
A (más diluido) al lado B (más concentrado).
El equilibrio e ntre las so luciones a ambos
ladIJs de una membran a sem ipermeabl e se
obtiene cuando no hay movimiento neto de
las moléc ul as de agua del lado A al lado B. La
presión osmótica detie ne el tluj o neto de agua
a través de la membran a.
Agua <)
-Soluto
H
FIGURA 3 . 15
Medición de la ósmosis utilizando un
osmómetro
(a)
El vol umen 1 contiene agua pura y el volumen
2 una solución de sacarosa. La membrana es
permeable al agua pero no a la sacarosa. Por lo
tanto, habrá un movimiento neto de agua en el
osmómetro. La presión osmótica es proporcional a
la altura H de la solución en el tubo.
solución 1 M de NaCl es 90%, en donde el 10% del NaCl se e ncuentra en forma de
pares iónicos. Por tanto, si se escribe
i
= [Na+] + [Cn + [NaCI] no ionizado = 0.9 + 0.9 + 0.1 = 1.9
El valor de i para esta solución es 1.9. El valor de i se acerca a 2 en las soluciones de
NaCl según se van diluyendo. El valor de i de una solución l M de un ácido débil que
se ioniza un 10% es 1.1. El valor de i para un soluto no ioni zable es siempre 1.0. En
los problemas 3. 1 y 3.2, más adelante, se utiliza el concepto de presión osmótica.
La presión osmótica crea algunos problemas importantes para los seres vivos.
En general las células contienen concentraciones bastante elevadas de solutos (es
decir, moléculas orgánicas pequeñas y sales iónicas) y concentraciones menores de
macromoléculas. Por consiguiente, las células pueden ganar o perder agua debido a
la concentración de soluto de su ambiente. Si las células se colocan en una solución
isotónica U.e., la concentración de soluto y de ag ua es la mi sma a ambos lados de la
membrana plasmática de permeabilidad selectiva) no hay mov imiento neto de agua
en ninguna dirección a través de la membrana (Fig. 3.16). Por ejemplo, los eritrocitos
son isotónicos con una solución de NaCl al 0.9%. Cuando las células se colocan en
una solución con una concentración de soluto menor (es decir, una solución hipotónica), el agua se mueve hacia adentro de las célul as. Los eritrocitos, por ejemplo, se
hinchan y rompen en un proceso denominado hemólisis cuando se sumergen en agua
pura. En soluciones hipertónicas, aquellas con concentraciones de soluto mayores,
las células se encogen debido a que existe un movi miento neto de agua hacia afuera
de la célula. El encogimiento de los eritrocitos en una solución hipertónica (p. ej., de
NaCl al 3%) se denomina crenación .
(b)
(e)
FIGURA 3 . 16
Efecto de las soluciones hipertónicas e
hipotónicas sobre las células animales
(a) Las soluciones isotón icas no modifican el
volumen ce lular debido a que la ca ntidad de
agua que entra y que sale de la célula es la
mi sma; (b) las so luciones hipotónicas rompen
las células; (e) las soluciones hipertónicas
encogen las cé lul as (crenación).
86
CAPíTULO TRES
El agua: el medio de la vida
PROBLEMA 3 . 1
Cuando se diluye 0.1 g de urea (P. M. = 60) a 100 ml con agua, ¿cuál es la presión
osmótica de la solución? [Supóngase que la temperatura es la del ambiente, i.e., 25°C
(298 K).]
Solución
Calcúlese la osmolaridad de la solución de urea. La urea no es un electrólito, de
modo que el factor de van't Hoff (i) es 1.
Molaridad = 0.1 g urea X 1 mol
60g
X
_1_ = 1.7
O.lL
X
10- 2 molfL
La presión osmótica a temperatura ambiente se obtiene con la fórmula
1T
= iMRT
1T
= (1) 1.7
2
X 10- mol 0.0821 L . atm (298 K)
L
1T
K· mol
•
= 0.42 atm
PROBLEMA 3 .2
Calcúlese la presión osmótica de una solución 0.1 M de NaCl a 25°C. Supóngase un
100% de ionización del soluto.
Solución
Una solución 0.1 M de NaCl produce 0.2 moles de partículas por litro (0.1 mol de
Na+ y 0.1 mol de Cl- ). La presión osmótica a temperatura ambiente es
1T
= 2 X 0.1 mol 0.0821 L . atm X 298 K
L
1T
= 4.9 atm
K· mol
•
Debido a su concentración celular relativamente baja, las macromoléculas tienen
un diminuto efecto directo sobre la osmolaridad celular. Sin embargo, las macromoléculas , como las proteínas, contienen un gran número de grupos ionizables. Los
iones con carga opuesta que atraen estos grupos tienen un efecto sustancial sobre la
osmolaridad intracelular. La naturaleza de este efecto es determinada por la interacción entre iones hidratados y el agua estructurada asociada con proteínas. El tamaño
de la esfera de solvatación de un ion se relaciona de forma inversa con su tamaño sin
hidratar. Por ejemplo, los iones sodio y potasio tienen un diámetro no hidratado de
1.96 y 2.66 Á, respectivamente, mientras que su diámetro hidratado es de 9.0 y 6.0 Á,
en ese orden. Así, el volumen hidratado del Na+ es 3.4 veces mayor que el del K+.
Además, dado que la esfera de solvatación del K+ es mucho menor que la del Na+, el
ion potasio es mucho más fácil de eliminar para formar pares iónicos con los aniones
de superficie de las proteínas. Cuesta significativamente más energía eliminar la esfera de solvatación del Na+, un paso necesario para que el ion sodio se mueva de un
compartimiento acuoso a otro. Como resultado, la distribución iónica a ambos lados
de la membrana celular es desigual , y la tendencia a acumularse dentro de la célula
es mucho mayor para el K+ (159 mM) que para el Na+ (lO mM). Esta desigualdad se
presentaría incluso si no estuvieran presentes las bombas de iones específicas.
3.4 Propiedades solventes del agua
B7
FIGURA 3 . 17
Presión osmótica y células vegetales
(a) Las soluciones isotónicas no modifican
el volumen celular. (b) Las células vegetales
en general se encuentran en un ambiente
hipotónico. Cuando entra el agua, estas células
se hinchan. Las paredes rígidas de la célula
evitan que las células estallen. (e) En un
ambiente hipertónico la membrana celular se
separa de la pared celular debido a la pérdida
de agua, y la planta se marchita.
Pared celular
(a)
(b)
Pared celular
Membrana celular
(e)
SS
CAPíTULO TRES
El agua : el medio de la vida
O
WO,M.",N,'O,
NN,
Visítese el sitio de red de apoyo
en www.oup.com/us/mckee y léase la sección
"Bioquímica en perspectiva" sobre la
regulación del volumen y del metabolismo
celulares.
CONCEPTOS CLAVE
• La ósmosis es el movimiento del agua a
través de una me mbrana semipermeable
de una solución diluida a una más
concentrada.
• La presión osmótica es la presión ejercida
por el agua sobre una membrana
semipermeable debido a la diferencia de
concentración de los sol utas a ambos lados
de la membrana.
A diferencia de la mayoría de los iones inorgánicos, los grupos ionizables de las
proteínas celulares están fijos dentro de la célula, lo cual confiere una considerable
carga negativa neta al ambiente intracelular. Como consecuencia, existe un gradiente
electronegativo a través de la membrana celular; es decir, los iones y la carga negativa se distribuyen de manera desigual. El lado externo de la membrana es positivo
en extremo, debido a la cantidad relativamente grande de iones sodio extracelulares.
La existencia de esta asimetría sobre las superficies de la membrana celular da lugar
al establecimiento de un gradiente eléctrico denominado potencial de membrana,
que proporciona los medios para la conducción eléctrica, para el transporte activo e
incluso para el transporte pasivo.
Aunque los iones sodio hidratados tienden a ser excluidos del agua estructurada
dentro de las células, ocurre cierta filtración de estos iones de regreso a través de
la membrana plasmática. Pequeños aumentos intracelulares de [Na+] hacen que el
citoplasma sea un poco menos negativo. Como resultado, pequeñas cantidades de K+
salen de la célula desplazándose por su gradiente de concentración. Los animales y
las bacterias controlan su volumen celular oponiéndose a este proceso por medio de
bombas de Na+-K+ impulsadas por ATP.
El bombeo de iones en estas células requiere cantidades sustanciales de energía.
Numerosas especies, como algunos protozoos y algas, expelen de forma periódica agua
desde vacuolas contráctiles especiales. Debido a que las células vegetales poseen paredes celulares rígidas, las plantas utilizan la presión osmótica para crear una presión
hidrostática interna, denominada presión turgente (Fig. 3.17). Este proceso impulsa
el crecimiento y la expansión celulares y da rigidez a muchas estructuras vegetales.
3.5
IONIZACiÓN DEL AGUA
Las moléculas de agua en estado líquido poseen una capacidad limitada para formar
un protón, o ion hidrógeno (H+), y un ion hidróxido (OH-). Los protones no existen
realmente en solución acuosa. En el agua, un protón se combina con una molécula de
agua para formar H30 +, denominado con frecuencia ion hidronio. Por conveniencia,
se utilizará H+ para representar las reacciones de ionización del agua.
La disociación del agua
puede expresarse como
donde K es la constante de equilibrio de la reacción.
La co'ricentración de agua permanece, en esencia, sin cambio y puede considerarse constante. La expresión para el equilibrio puede reescribirse combinando las dos
constantes como sigue:
El término Keq [H 20] se conoce como producto iónico del agua o Kw' Después de sustituir el término Kw' la ecuación anterior puede reescribirse de la siguiente manera:
El valor de Kw para el H20 a 25 °C ya 1 atm de presión es de 1.0 X 10- 14 Y es una
característica fija del agua a esos valores de temperatura y de presión. En el agua
pura, donde no hay otros contribuyentes aparte de H+ y OH- , las concentraciones de
estos iones son iguales:
Cuando una solución contiene cantidades iguales de H+ y OH - , se dice que es
neutra. Cuando una sustancia iónica o polar se disuelve en agua, puede cambiar los
números relativos de H + y de OH- . Las soluciones con exceso de H+ son ácidas,
3.5 Ionización del agua
mientras que aquellas con un número mayor de OH- son básicas. La concentración
del ion hidrógeno varía en un intervalo muy amplio: en general entre 10° y 10- 14 M,
lo cual proporciona la base de la escala de pH (pH = -lag [H+]).
Ácidos, bases y pH
El ion hidrógeno es uno de los más importantes en los sistemas biológicos. La concentración de éste afecta a la mayoría de los procesos celulares y del organismo. Por
ejemplo, la estructura y la función de las proteínas, y las velocidades de la mayoría
de las reacciones bioquímicas son afectadas en gran medida por la concentración del
ion hidrógeno. Además, éste desempeña un papel fundamental en procesos como la
gencración de energía (véase el Capítulo 10) y la endocitosis.
Muchas biomoléculas poseen propiedades ácidas, básicas o ambas. Polímeros
grandes y complejos macromoleculares suelen teneT superficies anfotéricas; es decir,
poseen tanto grupos ácidos como básicos. Se dice que un grupo lateral de una molécula es ácido si actúa como donador de protones, y básico si lo hace como aceptar.
Los ácidos fuertes (p. ej., el HCI) y las bases fuertes (p. ej ., el NaOH) se ionizan
casi por completo en el agua:
HCl
~H +
NaOH
~
+ C¡+ OH -
Na+
Sin embargo, muchos ácidos y bases no se disocian completamente. Los ácidos
orgánicos (compuestos con grupos carboxilo) no se disocian en su totalidad en el
agua y se denominan ácidos débiles. Las bases orgánicas poseen una capacidad pequeña, aunque mensurable, para combinarse con los iones hidrógeno. Muchas bases
débiles comunes contienen grupos amino.
La siguiente reacción describe la disociación de un ácido orgánico:
HA
Ácido débil
H+ + A Base conjugada de HA
Obsérvese que el producto que ha perdido protones de la reacción de disociación
se denomina base conjugada. Por ejemplo, el ácido acético (CH 3COOH) se disocia
para formar la base conjugada acetato (CH 3COO-).
La fuerza de un ácido débil (Le., su capacidad para liberar iones hidrógeno) puede
determinarse utilizando la siguiente expresión:
K=
a
donde Ka es la constante de disociación del ácido. Cuanto mayor es el valor Ka' el
ácido es más fuerte. Debido a que los valores de Ka varían dentro de un intervalo
grande, se expresan utilizando una escala logarítmica:
pKa = -lag Ka
Cuanto menor es el pKa más fuerte es el ácido. En el Cuadro 3.4 se dan los valores
de las constantes de disociación y los pKa de varios ácidos débiles comunes.
La escala de pH (Fig. 3.18) puede utilizarse para determinar la concentración de
iones hidrógeno[H+].
pH = -log[H +]
[H+] = antilog( -pH)
En la escala de pH, la neutralidad se define como pH 7; es decir, [H +] es igual a
1 X 10- 7 M. Las soluciones ácidas tienen valores de pH menores de 7; es decir, [H+]
es mayor de 1 X 10- 7 M. Aquellas con valores de pH mayores de 7 son básicas o
alcalinas.
Es importante señalar que aunque el pKa y el pH parecen ser expresiones matemáticas semejantes, en realidad no lo son. A temperatura estable, el valor de pKa de una sustancia es una constante. Por otra parte, los valores de pH de un sistema pueden variar.
B9
90
CAPíTULO TRES
El agua : elmedi o de lavida
Valores de las constantes de disociación y los pKa
de varios ácidos débiles comunes*
CUADRO 3 .3
Ácido
A-
HA
Ka
pK.
10- 5
4.76
CH 3COO -
1.76
H 2CO]
HCO]
4.5
Bicarbonato
HCO]
C0 2]
5.6 1 X 10- 11
Ác ido láctico
CH,CHCOOH
CH ,C HCOO
1.38
X
10- 4
3.86
X
Ác ido acético
CH]COOH
Ácido carbónico
I
Fosfato diácido
X
10- 7
6.35
10.33
I
OH
Ácido fosfórico
X
OH
H]P0 4
H2 PO;
7.25
10-]
2.14
H 2 PO ~
HP0 2:
6.3 1 X 10 - 8
7. 20
.. Las constantes de eq uili brio de hería n expresa rse e n té rm inos de ac ti vidades e n lugar de co nce nt rac iones (la acti vidad
es la co nce ntrac ión e fi caz de una susta nc ia e n una so luc i6n). S in e mbargo , e n solu c io nes diluid as, las co nce nt rac iones
puede n slIsrituirse po r las act ividades co n una exac titud razo nahl e.
FIGURA 3 . 18
Solución concentrada de NaOH
14
Limpiador de hornos
13
Eliminador de pelo doméstico
12
Amoniaco
11
Jabón, leche de magnesia
10
Blanqueador de cloro ,
detergente de fosfato
9
Escala de pH y va lores de pH de líquidos
comunes
Agua de mar
Acidez
creciente Sangre
Agua pura
8
Incremento de
la basicidad
7
Orina, leche , saliva
6
Café negro, agua de lluvia
5
Tomates, uvas
4
Vinagre , vino, bebidas
gasificadas , cerveza, jugo
de naranja, escabeche
3
Jugo de limón , jugo de lima
2
Ácido estomacal
Solución concentrada de HCI
O
3,5 Ionización del agua
Amortiguadores
La regulación del pH es una actividad universal y esencial de los seres vivos. La
concentración de iones hidrógeno debe mantenerse de forma habitual dentro de unos
límites muy estrechos. Por ejemplo, la sangre humana normal tiene un pH de 7.4.
puede variar entre 7.35 y 7.45, dependiendo de las concentraciones 'de productos
de desecho Ymetabolitos ácidos y básicos. Algunas enfermedades producen cambios de
pH que , si no se cOITigen, pueden ser desastrosos. La acidosis, un trastorno que se
produce cuando el pH de la sangre desciende por debajo de 7.35, es consecuencia de
una producción excesiva de ácidos en los tejidos, de pérdida de bases de los líquidos corporales o de incapacidad de los riñones para excretar metabolitos ácidos. La
acidosis tiene lugar en determinadas enfermedades (p. ej ., en la diabetes mellitus) y
durante la inanición. Si el pH de la sangre cae por debajo de 7, el sistema nervioso
central se deprime, lo cual conduce al coma y, por último, a la muerte. Cuando el pH
aumenta por encima de 7.45 , se produce un estado de alcalosis. Este trastorno, causado por vómitos prolongados o por la ingestión de cantidades excesivas de fármacos
alcalinos, sobreexcita al sistema nervioso central y los músculos entran en un estado
de espasmo. Si no se corrige, se producen convulsiones y paro respiratorio.
Los amortiguadores ayudan a mantener una concentración de iones hidrógeno
relativamente constante. Los amortiguadores más habituales son los ácidos débiles
y sus bases conjugadas. Una solución amortiguada puede soportar cambios de pH
debido a que entre los componentes del amortiguador se establece un equilibrio. Por
lo tanto, los amortiguadores obedecen al principio de Le Chatelier, que establece
que si una reacción en equilibrio es sometida a estrés, el equiliblio se desplazará en la
dirección que contrarreste dicho trastorno. Considérese una solución que contiene un
amortiguador de acetato, formado por ácido acético y por acetato de sodio (Fig. 3.19).
El amortiguador se crea mezclando una solución'de acetato de sodio con una de ácido
acético para obtener una mezcla de equilibrio entre el pH correcto y la fuerza iónica.
O
O
11
•
CH 3-C-OH
11
CH 3- C - 0-
q
+
H
Si se añaden iones hidrógeno, el equilibrio se desplaza hacia la formación de ácido acético y la concentración de [H+] cambia poco:
H+
+ CHFOO -
--7
CHFOOH
Si se añaden iones hidróxido, éstos reaccionan con los iones hidrógeno libres para
formar agua, el equilibrio se desplaza hacia el ion acetato y el pH cambia poco.
O
O
11
CH 3 -C-OH
•
q
11
CH 3- C - 0 -
+
H'
HO Y - 2
CAPACIDAD AMORTIGUADORA La capacidad de un amortiguador para mantener un pH específico depende de dos factores : (1) la concentración molar del par
ácido-base conjugada, y (2) el cociente de sus concentraciones. La capacidad amortiguadora es directamente proporcional a la concentración de los componentes del
amortiguador. En otras palabras, cuantas más moléculas del amortiguador estén presentes, mayores cantidades de iones H + y OH - podrán absorberse sin que cambie el
pH. La concentración del amortiguador se define como la suma de la concentración
del ácido débil y de su base conjugada. Por ejemplo, un amortiguador de acetato 0.2
M puede contener 0.1 mol de ácido acético y 0.1 mol de acetato de sodio en I L de
H?O. Un amortiguador de este tipo puede también estar formado por 0.05 mol
de ácido acético y 0.15 mol de acetato de sodio en l L de H?O.--bQS..affiortiguadores
más eficaces son aquellos que contienen concentraciones igüales de ambos componentes. Los sistemas biológicos generan ácidos durante el metabolismo, y la capacidad amortiguadora para su neutralización debe maximizarse. En consecuencia, los
amortiguadores biológicos a menudo contienen una concentración más alta de la base
conjugada. El amortiguador de bicarbonato (pág. 96) es un ejemplo de tal sistema.
T
::
9 1
92
CAPíTULO TRES
Elagua:elmediodela vida
FIGURA 3 . 19
14
Titulación del ácido acético con NaOH
13
La banda sombreada indica el intervalo de pH
en el que e l amortiguador de acetato opera de
manera eficaz. La mayor efectividad de un
amortiguador se produce en su valor de pK, o
cerca de él.
12
11
10
9
8
pH
7
6
5
4
3
2
1.0
0.5
O
NaOH (equivalentes añadidos)
ECUACiÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH Al elegir o hacer un amortig uador, son útiles los conceptos de pH y de pKa' La relación entre estas dos magnitudes se expresa en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que deriva de la siguiente
expresión de equilibrio :
[H +][A - ]
Ka =
[HA]
Despejando [H+] queda
[HA]
[H +] = K - a [A - ]
Al sacar el logaritmo negativo a ambos lados de la igualdad, se obtiene
- loa [H +]
b
=-
[HA]
lo a K - Iog - b
a
[A - ]
Si se define e l término -Iog [H+] como pH y el término -Iog Ka como pK", el resultado es
[HA]
pH = pKa - log [A - ]
Si se invielte el signo del logaritmo se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
pH = pK
"
_C_O_N_C_E_P_TO_ S_C_L_A_V_E_ --"O P '" ~ ??
• Las moléc ulas de agua en estado líquido
poseen una capacidad lim itada para ioni zarse
y for mar iones H+ y OH - o
• La concentración de iones hidrógeno es
una característica crucial de los sistemas
biológicos, sobre todo por sus efectos en las
velocidades de las reacciones bioquímicas y
en la estructura de las proteínas.
• Los amortiguadores, que constan de ác idos
débiles y de sus bases conjugadas , evitan los
cambios de pH (una medida de [H +]).
+ lag
[A - ]
-[HA]
Es importante considerar que cuando [A - ]
pH
= pK" + lag
= pK" + O
= [HA], la ecuación se transforma en
I
En estas circunstancias, el pH es igual al pK". El gráfico de la Figura 3.19 ilustra que
los amortiguadores son más eficaces cuando están formados por cantidades iguales de
un ácido débil y de la base conjugada. El amortiguamiento más eficaz tiene lugar en la
parte de la curva de titulación que tiene la pendiente mínima, es decir, una unidad de pH
por encima y una unidad por debajo del valor de pK . En la gráfica, la abscisa representa
los equivalentes añadidos. Aquí, un equivalente es "la masa de base que puede aceptar
1 mol de iones H +; un equivalente de ácido da la masa de ácido que puede aceptar un
mol de protones.
Los Problemas 3.3 al 3.7 sobre amortiguadores son típicos.
3.5 Ionización del agua 9 3
PROBLEMA 3.3
Calcúlese el pH de una mezcla de ácido acético 0.25 M Y acetato de sodio 0.1 M. El
pKa del ácido acético es 4.76.
Solución
pH = pK.
PH
,
[acetato]
+ log
[ácido acético]
0.1
= 4.7 6 + log - = 4.76
0.25
- 0.398
-
= 4.36
•
PROBLEMA 3.4
¿Cuál sería el pH del problema anterior si la mezcla estuviera formada por ácido
acético 0.1 M Y acetato sódico 0.25 M?
Solución
pH
.
= 4.76 + log
0.25
0.1
= 4.76 + 0.398 = 5.16
•
PROBLEMA 3.5
Calcúlese el cociente de ácido láctico y lactato que se requiere en un sistema amortiguador de pH 5.00. El pK. del ácido láctico es 3.86.
.
Solución
La ecuación
pH = pK.
+ log
[lactato]
[ácido láctico]
puede despejarse para obtener
log
= pH - pK.
[lactato]
[ácido láctico]
= 5.00
- 3.86
= 1.14
Por lo tanto, el cociente que se requiere es
[lactato]
- - - - - - = antilog 1.14
[ácido láctico]
= 13.8
Para que un amortiguador de lactato tenga un pH de 5, los componentes lactato y
ácido láctico deben estar presentes en una proporción de 13.8: 1. Un buen amortiguador contiene una mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones casi iguales y cuando el pH amortiguado está dentro de una unidad de pH del
pKa' Por lo tanto, el amortiguador de lactato no es un buen recurso en esta situación.
Una mejor elección hubiera sido el amortiguador de acetato.
•
94
CAPÍTULO TRES
Elagua : elmediodelavida
PROBLEMA 3 .6
Durante la fermentación del vino se produce por una reacción bioquímica un amortiguador que consta de ácido tartárico y tartrato ácido de potasio. Suponiendo que en
algún momento la concentración de tartrato ácido de potasio es el doble que la de ácido
tartárico, calcúlese el pH del vino. El pKa del ácido tartárico es 2.96.
Solución
pH
=
pKa + log
[tartrato ácido]
[ácido tartárico]
= 2.96 + log 2
= 2.96 + 0.30 = 3.26
•
PROBLEMA 3.7
¿Cuál es el pH de una solución que se prepara mezclando 150 ml de HCl 0.1 M con
300 ml de acetato de sodio (NaOAc) 0.1 M Y aforando la mezcla al L? El pKa del
ácido acético es 4.76.
Solución
La cantidad de ácido presente en la solución se determina multiplicando el volumen
de la solución en mililitros por M, la molaridad de la solución; se expresa en milimoles (mmol):
150 mI X 0.1 M = 15 mmol de ácido
La cantidad de acetato de sodio se obtiene utilizando la misma ecuación:
300 mI X 0.1 M
= 30 mmol de ácido
Cada mol de Hel consumirá l mol de acetato de sodio y producirá 1 mol de ácido
acético. El resultado será 15 mmol de ácido acético y quedarán 15 mmol de acetato de
sodio (es decir, 30 mmol - 15 mmol). Sustituyendo estos valores en la ecuación
de Henderson-HasselbaIch se obtiene
PH
= 4.76 + loa ~
15
b
= 4.76 + log 1
= 4.76
Dado que el término logarítmico es el cociente de dos concentraciones, es posible
eliminar el factor volumen y pueden utilizarse directamente las cantidades molares .
•
PROBLEMA 3.8
¿Cuál sería el efecto de añadir 50 ml de HCl 0.1 M a la solución del Problema 3.7
antes de la aforar a 1 L?
Solución
Utilizando la misma ecuación del Problema 3.7, la cantidad de HCl sería
200 mI X 0. 1 M
= 20 mmol
que es también igual a la concentraci ón de ácido acético.
La cantidad de acetato de sodio sería
30 mmol - 20 mmol = 10 mmol
3.5 Ionización del agua
95
Sustituyendo en la ecuación de Henderson-Hasselba1ch se obtiene
pH = 4.76
10
+ log20
= 4.76 + log 0.5
= 4.76 - 0.3
= 4.46
•
ÁCIDOS DÉBILES CON MÁS DE UN GRUPO IONIZABLE Algunas moléculas
contienen más de un grupo ionizable. El ácido fosfórico (H 3PO 4) es un ácido poliprótico débil, es decir, puede donar más de un ion hidrógeno (en este caso, tres).
Durante la titulación con NaOH (Fig. 3.20), estas ionizaci9nes se producen en pasos,
liberándose cada vez un protón:
pK 1 = 2.1
pK2
b
= 7.2
pK3
b
4
= 12.3
b
4
4
El pKa del grupo más ácido es el pK 1• El pKa del siguiente grupo más ácido es pK2 y
el del tercer grupo más ácido es pK3 •
A pH bajo, la mayoría de las moléculas se encuentran protonadas por completo.
Al añadir NaOH se liberan los protones, en orden decreciente de acidez, ionizándose al último el protón menos ácido (con el mayor valor de pKJ Cuando el pH es
igual al pK 1 , en la solución hay cantidades iguales de H 3P04 y de H 2P0"4.
Los aminoácidos son biomoléculas que contienen varios grupos ionizables. Como
todos los aminoácidos, la alanina contiene un grupo carboxilo y un grupo amino. A pH
bajo, ambos grupos se encuentran protonados. Al aumentar el pH durante una titulación con NaOH, el grupo ácido carboxílico (COOH) pierde su protón para formar un
14 ~--__~'------~1------~1~-----'r---
FIGURA 3 . 20
Titulación del ácido fosfórico con NaOH
121======~~~~~1
El ácido fosfórico (H , PO.) es un ácido
poliprótico que libera tres protones de forma
secuencial cuando se titula con NaOH.
101=====
pH 81====
61===
o
0.5
1.0
1.5
2.0
NaOH (equivalentes añadidos)
2.5
3.0
96
CAPíTU LO TR ES
El agua: el medio de la vida
grupo carboxilato (COO- ). La adición de más NaOH hace, en última instancia, que
el grupo ami no ionizado libere su protón:
H
O
+
1
11
H N-C-C-OH
3
H
pK,
= 2.3
b
q
+
O
+
1
11
H3 N - i - C -
pK, =9.:
O- ~q;:::=~
+
CH 3
O
1
11
H N-C-C-O2
1
CH 3
H
1
CH 3
Determinados aminoácidos poseen también cadenas laterales con grupos ionizables. Por ejemplo, la cadena lateral de la lisina posee un grupo amino con estas
características. De!:lido a sus estructuras, la alanina, la lisina y los otros aminoácidos
pueden actuar como amortiguadores eficaces a sus valores respectivos dc pKa o cerca
de ellos [p. ej., lisina: pK¡ = 2.0, pKa = 9.0, pK3 (grupo R) = 10.7]. Más adelante, '
eH el Capítulo 5, se describen la titulación y la capacidad amortiguadora de los aminoácidos.
Amortiguadores fisiológicos
Los tres amortiguadores más importantes del organismo son el bicarbonato, el fosfato y las proteínas. Cada uno de ellos está adaptado para resolver problemas fisiológicos específicos del organismo.
AMORTIGUADOR DE BICARBONATO El amortiguador de bicarbonato, uno de
los amortiguadores más importantes de la sangre, posee tres componentes. El primero, el dióxido de carbono, reacciona con el agua para formar ácido carbónico:
CO 2
+ HP ~ HF 0 3
Ácido carbónico
Después el ácido carbónico se disocia muy rápido para formar iones H+ y HC0 3 -
:
H 2C0 3 ~ H + + HC0 3 Bicarbonato
Dado que la concentración sanguínea de H2C0 3 es muy baja, las ecuaciones anteriores pueden simplificarse en:
Recuérdese que la capacidad amortiguadora es máxima al pKa del par ácido-base
conjugado o en sus cercanías. El ácido carbónico es diprótico (puede donar dos iones
hidrógeno), con pK¡ de 6.3. En la sangre es crucial mantener el pH en el extremo
superior del intervalo de amortiguamiento de este ácido y maximizar la capacidad de
amortiguamiento de la acidez. Por tanto, es óptimo que la concentración de la base
conjugada, el bicarbonato, sea alta en comparación con la de H2C0 3 (o CO 2 ) , típicamente en una proporción de 11 a l.
La conversión no catalizada de CO 2 a HC0 3 - y H + es un proceso lento:
CO 2
+ HP
~ H 2C0 3 ~ HC0 3 -
+ H+
En la sangre, esta reacción es catali zada por la enzima anhidrasa carbónica. A velocidades tan altas como 106 moléculas de CO 2 convertidas a bicarbonato por segundo,
la anhidrasa carbónica es una de las enzimas más eficientes conocidas. La concentI·ación de CO, se mantiene baj a, y es regulada a través de cambios en la frecue ncia
respiratoria. La concentración de bicarbonato permanece elevada porque los riñones
excretan H+. Cuando se producen cantidades excesivas de HC0 3 - , el riñón excreta
el bicarbonato. A medida que se agrega ácido (un producto de desecho metabólico)
al sistema de bicarbonato del organismo, la concentración de HC0 3 - disminuye y
se forma CO 2 . Dado que el exceso de CO 2 se exhala, la proporción de HC0 3- y CO 2
permanece en esencia sin cambio.
3.5 Ionización del agua
97
FIGURA 3 . 21
14
Titulación del H 2PO 4 - por una base fuerte
13
La banda sombreada indica e l intervalo de pH
en el que el par ácido débil·base conjugada
H2P0 4- /HPO/- opera de forma eficaz como
amortiguador.
12
11
10
9
8
pH 7
6
5
4
3
2
O
0.5
NaOH (equivalentes añadi dos)
1.0
AMORTIGUADOR DE FOSFATO El amortiguador de fosfato consta de un par
ácido débil-base conjugada Hl0,;-/HPO/ - (Fig. 3.21):
H 2PO,;Fosfato
dihidrogenado
H+
+ HP0 4 2 -
Fosfato
hidrogenado
Con un pK" de 7.2, parecería que el amortiguador fosfato es una elección excelente para amortiguar la sangre. Aunque el pH de 7.4 de la sangre está dentro de
las capacidades de este sistema amortiguador, las concentraciones de H 2P0 4- y
de HPO/ de la sangre son demasiado bajas para tener un efecto importante. En
cambio, el sistema fosfato es un amortiguador importante en los líquidos intracelulares, donde su concentración es cerca de 75 miliequivalentes (meq) por litro. La concentración de fosfato en los líquidos extracelulares, como la sangre, es de alrededor
de 4 meq/L. Dado que el pH normal de los líquidos celulares es aproximadamente
7.2 (con un intervalo de 6.9 a 7.4), en general existe una mezcla equimolar de H2PO,;y de HPO/ - . Aunque las células contienen otros ácidos débiles, estas sustancias
no son importantes como amortiguadores. Sus concentraciones son bastante bajas y
sus valores de pKa son mucho menores que el pH intracelular. Por ejemplo, el ácido
lácticu tiene un pKa de 3.86.
AMORTIGUADOR DE PROTEíNAS Las proteínas son una fuente significativa de
capacidad amortiguadora. Formadas por aminoácidos unidos por en laces peptídicos,
las proteínas contienen varias clases de grupos ionizables en las cadenas laterales
que pueden donar o aceptar protones. Debido a que en los seres vivos las moléc ulas
proteínicas están presentes en una concentración significativa, son amortiguadores
potentes. Por ejemplo, la hemoglobina, la proteína transportadora de oxígeno, es la
biomolécula más abundante de los eritrocitos. Dada su estructura y concentración celular elevada, la hemoglobina desempeña un papel esencial en el mantenimiento del
pH sanguíneo. La albúmina sérica y otras proteínas presentes en cantidades elevadas
también amortiguan la sangre.
La diarrea grave es una de las causas más comunes de muerte en los niños pequeños.
Uno de los efectos principales de la diarrea es la excrec ión de cantidades importantes
de bicarbonato de sodio. ¿En qué dirección se desplaza el sistema amortiguador de
bicarbonato en estas circunstancias? ¿Cómo se denomina el trastorno resultante?
.=.CO=-:N
'-=-C
=-:E=P--'T.=.- O-=C-=LA
'-'-V
:....:E=---_4"O' ) "
Los amortiguadores más importantes
del organi smo son el de bicarbonato (en
la sangre), el de fosfato (en los líqu idos
intracelulares) y el de proteínas.
~:..
98
CAPíTULO TRES
El agua: el med io de la vida
BIOQuíMICA EN PERSPECTIVA
Agua, estrés abiótico
y solutos compatibles
Si el agua es tan importante para el mantenimiento de la vida, ¿cómo pueden sobrevivir
algunos organismos a condicio nes de deshidratación catastrófica? Los factores de estrés abiótico
son condiciones ambientales que llegan a poner en peligro la supervivencia de los seres vivos. Son ejemplos la sequía, las temperaturas extremas y la salinidad excesiva. Los efectos adversos
de es tas condiciones se deben a alteraciones en la cantidad o
en las propiedades físicas (o ambas) del agua en los organi smos
afectados. La desecación por falta de agua y por alta temperatura
se produce cuando la presión de vapor ambiental es reducida.
En bajas temperaturas ocurre deshidratación celular, cuando el
agua desciende por su gradiente de concentración y se forman
cristales de hielo fuera de las células. (Dado que el hielo es un
mal solvente, el líquido extracelular se hace hiperosmótico.) La
formación de cristales de hielo intracelulares rompe las membranas e intelTumpe los gradientes osmóticos. También ocurre
deshidratación cuando las células se exponen a altas concentraciones de sal.
La capacidad de adaptarse a factores de estrés ambientales de
los organismos varía en gran medida. En los que pueden adaptarse, la protección es proporcionada por mecanismos de transducción de señales activados por estrés, que causan la acumulación
de moléculas especializadas. Muchos organismos son protegidos
por so/utas compatibles, síntesis de proteínas protectoras, o por
ambas cosas. Los solutos compatibles son un grupo diverso de
moléculas orgánicas hidrosolubles que suelen considerarse atóxicas incluso a altas concentraciones. Entre los ejemplos comunes
se encuentran ciertos azúcares (p. ej. , trehalosa y sacarosa), algunos alcoholes (p . ej., sorbitol, pág. 235), detenninados aminoác idos como prolina o derivados de aminoácidos como la taurina
(pág. 455). Los efectos protectores de los solutos compatib les incluyen interacciones con ag ua
estructurada que impiden la desestabilización de las proteínas
y de las membranas, as í como depresión del punto de congelamiento y protección osmótica. Algunos organismos también
producen proteínas protectoras. Determinados peces de agua
fría, y plantas e insectos resistentes al congelamiento, utili zan
proteínas anticongelantes (pág. 252). Plantas como el algodón
y el arroz usan proteínas abundantes en la embriogénesis tardía
(LEA) para proteger las semillas contra el daño por deshidratación durante la fase de desecación de su desalTollo.
Las adaptaciones de algunos organismos al estrés son sorprendentes. Los anhidrobiotas, que toleran la pérdida casi total
de agua, son un grupo con dichas capacidades. Los nematodos,
las artemias salinas, las levaduras y organismos similares sobreviven a la desecación produciendo determinados solutos compatibles capaces de funcionar como sustitutos del agua. El más común de éstos es la trehalosa, que se piensa estabiliza las células
transformando el citoplasma en una matriz cristalina. (Todos los
cristales son líquidos viscosos con las propiedades mecánicas
de un sólido.) A medida que ocurre la desecación, moléculas de
trehalosa recién sintetizadas sustituyen el agua en toda la célu la.
En ausencia de agua, los grupos hidroxilo de la trehalosa forman
enlaces de hidrógeno con los grupos iónicos y polares de las
macromoléculas celulares. Todos los procesos metabólicos y los
potencialmente dañinos se lentifican en grado considerable debido a que todas las moléculas de la célula se inmovilizan dentro
de un cristal de azúcar.
RESUMEN : Los organismos capaces de adaptarse a una pérdida grave de agua
utilizan moléculas protectoras especializadas, como solutos compatib les, para sustituir el
agua formando enlaces de hidrógeno con las proteína s, con otras macromoléculas y con las
membranas.
Resumen de l capítulo 99
MÉTODOS
BIOQuíMICOS
Diálisis
as membranas semipermeables artificiales se utilizan de
form a habitual en los laboratorios bioquímicos para separar pequeños solutos de solutos más grandes. Por ejemplo,
esta técnica (que se denomina diálisis) se uti liza como un primer
paso importante en la purificación de proteínas. Un espécimen
que contiene proteínas impuras se coloca en una bolsa de diál isis
de celofán (Fig. 3A), que luego se suspende en un flujo de agua
destilada o en una solución amortiguada. Tras un tiempo, todos
los sol utas pequeños abandonan la bolsa. La solución proteínica,
que puede contener muchas impurezas de peso molecular elevado , está lista para una posterior purificación.
La hemodiálisis es una aplicación clínica de la diálisis que elimina los desechos tóxicos de la sangre en los pacientes con insuficiencia renal aguda o crónica. Todos los constituyentes de la
sangre, excepto las células sanguíneas y las proteínas plasmáticas,
se desplazan con libertad entre la sangre y el líquido de diálisis.
Dado que los tubos de diáUsis penniten el paso de nutrientes (glucosa y aminoácidos) y de electrólitos esenciales (Na +, K +), se incluyen éstos y otras sustancias vitales en el líquido de diálisis. Su
inclusión impide la pérdida neta de estos materiales de la sangre.
Dado que no están en el líquido de diálisis, los productos de desecho, como la urea y el ácido úrico, salen de la sangre en grandes
cantidades.
Aunque la hemodiálisis es muy eficaz para eliminar las sustancias tóxicas de desecho del cuerpo, no resuelve todos los problemas que ocasiona la insuficiencia renal. Por ejemplo, hasta
hace poco, los pacientes con insuficiencia renal con frecuencia
sufrían anemia debido a la falta de una hormona proteínica denominada eritropoyetina, que secreta el riñón en condiciones
normales. (La eritropoyetina estimula la síntesis de eritrocitos.)
L
Como consecuencia de la tecnología del DNA (Capítulo 18), en
la actualidad la eritropoyetina se adlninistra a los pacientes
en diálisis .
Molécula pequeña de sol uta
Entrada
de agua
~- ",t"i "''>-_
FIGURA 3A
Diálisis
En general, las proteínas se separan de las impurezas de bajo peso
molecular mediante diálisi s. Cuando una bolsa de diálisis que contiene
un extracto celular se suspende en agua o en una solución amortiguada,
las moléculas pequeñas salen a través de los poros de la membrana . Si
se renueva de forma continua el solvente que hay fuera de la bol sa, se
eliminan del interior todas las impurezas de bajo peso molecular.
•
Resumen del capítulo
l. Las moléculas de agua (H 20) están formadas por dos átomos
de hidrógeno y uno de oxígeno. Cada átomo de hidrógeno
está ligado al átomo de oxígeno por un enlace covalente
sencillo. Los enlaces oxígeno-hidrógeno son polares y las
moléculas de agua son dipolos. Una consecuencia de la
polaridad del agua es que sus moléculas se atraen unas a
otras por las fuerzas electrostáticas entre el oxígeno de una
molécula y el hidrógeno de otra. Esta atracción se denomina
enlace de hidrógeno.
2. Los enl aces no covalentes son relativamente débiles y, por
lo tanto, se rompen con facilidad . Desempeñan una función
vital en la determinación de las propiedades físicas y químicas del agua y de las biomoléculas. Las interacciones iúnicas
se producen entre átomos o grupos cargados. Aunque cada
enlace de hidrógeno no es muy fuerte cuando se compara
con los enlaces covalentes, un gran número de ellos tiene un
efecto significativo sobre las molécu las implicadas. Las fuerzas de van der Waals se producen entre dipolos permanentes
y/o inducidos y pueden ser de atracción o de repulsión.
3. El agua posee una capacidad calorífica excepcionalmente
elevada. Sus puntos de ebullición y fusión son mucho mayores que los de compuestos con estructura y peso molecular
4.
5.
6.
7.
comparables. La formación de enlaces de hidrógeno es
causal de este comportamiento anómalo.
El agua es un solvente notable. Su estructura dipolar y su
capacidad para formar enlaces de hidrógeno la hacen capaz
de disolver muchas sustancias iónicas y polares.
En los seres vivos, la mayoría de las moléculas de agua están
estructuradas; es decir, están relacionadas de manera no
covalente con las superficies de macromoléculas y membranas.
Las redes de moléculas de agua que se forman actúan como
puentes entre las macromoléculas que se encuentran en el citoplasma densamente hacinado. El citoplasma tiene las propiedades de un gel, una sustancia viscoelástica semisólida que se
opone al flujo y almacena energía mecánica. Los geles pueden
experimentar transiciones reversibles a un estado líquido o sol.
Las moléculas hidrófobas son virtualmente insolubles en
agua. Cuando en un ambiente acuoso ingresan moléculas no
polares, éstas forman gotas pequeñas rodeadas por moléculas
de agua que se redisponen en su configuración más favorable
en términos energéticos.
Las moléculas anfipáticas contienen tanto grupos polares como
no polares. Los ácidos grasos son moléculas anfipáticas que forman estructuras llamadas micelas cuando se colocan en agua.
100
CAPíTU LO TRES
El agua: el medio de la vida
8. Varias propiedades físicas del agua cambian cuando en ella se
disuelven moléculas de soluto. La más importante para los seres vivos es la presión osmótica, la presión que impide el flujo
de agua a través de las membranas celulares. Las macromoléculas tienen escaso efecto directo en la osmolaridad celular.
La gran cantidad de grupos ionizables en estas moléculas atrae
iones de carga opuesta. La red de agua estructurada que rodea
macromoléculas como las proteínas tiende a excluir al Na+,
debido a su volumen de hidratación relativamente grande. La
as imetría de carga de un lado a otro de la membrana celular
(negativa adentro y positiva afuera) crea un gradiente eléctrico
llamado potencial de membrana.
9. Las moléculas de agua en estado líquido poseen una capacidad limitada para ionizarse y formar un ion hidrógeno (H+)
y un ion hidróxido (OH-) . Cuando una solución contiene
cantidades iguales de H+ y OH - , se dice que es neutra. Las
soluciones con un exceso de H+ son ácidas, mientras que las
que tienen un mayor número de OH - son básicas. Debido
a que los ácidos orgánicos no se disocian por completo en el
agua, se denominan ácidos débiles. La constante de disociación de los ácidos Ka es un a medida de la fuerza de un ácido
débil. Como los valores de Ka varían en un intervalo grande,
en su lugar se utili zan los valores de pK. (-lag K).
10. El ion hidrógeno es uno de los iones más importantes en los
sistemas biológicos. La escala de pH expresa de forma conveniente la concentración de iones hidrógeno . El pH se define
como el logaritmo negativo de la concentración de estos iones.
I l . Debido a que la concentración de iones hidrógeno afecta de
forma tan contun dente a los procesos vivos, no es sorprendente que la regulación del pH sea una actividad esencial y universal de los seres vivos. La concentración de iones hidrógeno
en general se mantiene dentro de márgenes estrechos. Debido
a que los amortiguadores se combinan con los iones H+,
ayudan a mantener relativamente constante la concentración
de ion hidrógeno. La capacidad de una solución de resistir los
cambios de pH se denomina capacidad de amortiguamiento.
La mayoría de los amortiguadores están formados por un
ácido débil y su base conjugada.
C5ii
El lector incrementará su aprendizaje visitando el sitio de red de apoyo de bioquímica en
W, •• , T'
www.oup.com/us/rnckee. donde podrá resolver un examen completo de opción múltiple
sobre el agua a fin de prepararse para los exámenes de su curso .
Lecturas recomendadas
Gerstein, M. and Levitt, M., Simulating Water and the Molecules of
Life, Sci. Am. 279(5): 100-105, 1998.
Hochachka, P. W., and Somero, G. N., Bíochemícal Adaptatíon: Mechanísm and Process in Physiological Evolutíon , Oxford University Press, New York, 2002.
Lang, F., and Waldegger, S., Regulating Cell Volume, Am. Sci.
85:456-463 , 1997.
Leterrier, J.-F. , Water and the Cytoskeleton, Cell Mol. Biol. (Noisyle-Grand) 47(5):901-923, 2001.
Pollack, G. H., Cells, Gels and the Engine of Lije, Ebner and Sons,
Seattle, Washington, 200 l.
Segel, I. H., Bíochemical Calculations, 2nd ed., John Wiley & Sons,
New York, 1976.
Pa labras clave
ácidos, 89
diálisis, 99
fuerzas de van der Waals, 77
ácidos débiles, 89
dipolos, 75
interacciones electrostáticas, 75
puentes salinos, 76
acidosis, 91
efecto hidrófobo, 83
micelas, 83
solución hipertónica, 85
alcalosis, 9 J
enlaces covalentes, 75
moléculas anfipáticas, 83
solución hipotónica, 85
amortiguadores, 91
enlace de hidrógeno, 75
ósmosis, 84
solución isotóni ca, 85
bases, 89
escala de pH, 89
polar, 74
base conjugada, 89
esferas de solvatación, 80
potencial de membrana, 88
bases débiles, 89
fuerza de dispersión de London, 77
presión osmótica, 84
principio de Le Chatelier, 91
Preguntas de revisión
Estas preguntas están diseiiadas para poner a prueba el conocimiento del lector sobre los conceptos clave expuestos en este capítulo,
antes de pasar al siguiente. El lector puede comparar sus respuestas con las soluciones que se proporcionan al final del libro yen la Guía
de estudio de apoyo, si así lo desea.
l. ¿Cuáles de los siguientes son pares ác ido-base conj ugados?
a. H2C01' CO/ b. H2PO;, PO/ c. HCO;, CO/d. HP, OW
2. ¿Cuál es la concentración de iones hidrógeno en una solución
con pH de 8.3?
3. Considérese la curva de titulación siguiente. Calcúlese el
intervalo eficaz de amortiguación.
Preguntas de revisión
1O 1
c. Lactato de sodio 4.5 M
14
13
H
O
12
1
11
CH -
11
3
10
C-C-O-
Na+
1
OH
9
8
pH 7
6
5
4
3
2
O
1.0
0.5
8. ¿Qué interacc ión tiene lugar entre las siguientes moléculas e
iones?
a. agua y amoniaco
b. lactato e ion amonio
c. benceno y octano
d. tetracloruro de carbono y cloroformo
e. cloroformo y éter dietílico
9. Una solución que contiene 56 mg de una proteína en 30 mI de
agua destilada ejerce una presión osmótica de 0.0 I atm a T =
25°C. Determínese .el peso molecular de la proteína desconocida.
10. La tirosina es un aminoácido.
NaOH (equivalentes añadidos)
O
H-0-o-CH'-iH-M-OH
4. Descríbase la forma de preparar un amortiguador de fosfato
0.1 M con un pH de 7.2. ¿Qué cociente de sal a ácido se utilizaría?
5. ¿Cuál de los siguientes compuestos puede formar enlaces de
hidrógeno con moléculas semejantes o con el agua?
CH -
CH -C-O-CH
3
11
2
3
O
(a)
H
/
CH - C - N
3
11
\
CH 3
O
+N H3
¿Qué átomos de esta molécula pueden formar enlaces de
hidrógeno?
I l. Defínanse con brevedad los siguientes términos:
a. enlace de hidrógeno
b. pH
c. amortiguador
d. presión osmótica
e. osmolitos
12. ¿Cuál o cuáles de las siguientes moléculas se esperaría que
tuvieran un momento dipolar?
a. CCI 4
b. CHCI J
C.
(b)
CH 3
/
CH 3
N
\
CH3
(e)
(d)
6. ¿Cuál es la osmolaridad de una solución de fosfato de sodio
(NaJP04) 1.3 M? Supóngase una ionización de un 85% para
esta solución.
7. ¿En qué dirección fluye el agua cuando se coloca una bolsa de
diálisis que contiene una solución 3 M del azúcar fructosa en
cada una de las siguientes soluciones?
a. Lactato de sodio I M
b. Lactato de sodio 3 M
HP
d. CHpCH J
e. CHFH 3
f. H2
13 . ¿Cuáles de las siguientes moléculas se esperaría que formaran
micelas?
a. NaCl
b. CH,COOH
c. CH;COO- NH:
d. CH 3 (CH 2 ) IOCOO- Na +
e. CH 3 (CH 2 ) IOCH 3
14. Defínanse brevemente los siguientes términos:
a. isotónico
b. anfipático
c. interacciones hidrófobas
d. dipolo
e. dipolo induc ido
15. El bicarbonato es uno de los amortiguadores principales dc la
sangre, y el fosfato es el principal amortiguador de las células.
¿Cuál es la causa?
16. Descríbase cómo se puede aumentar la capacidad amortiguadora de un amortiguador de acetato 0.1 M.
102
CAPíTULO TRES
El agua: el medio de la vida
17. ¿Cuáles de las siguientes moléculas o iones son ácidos débiles? Explicar.
a. HCI
b. H 2 P0 4c. CH 3COOH
d. HN0 3
e. HSO;¡18. Defínanse de forma breve los siguientes términos:
a. interacciones electrostáticas
b. diálisis de equilibrio
c. puente sal ino
d. micela
e. ácido débil
19. ¿Cuál de las siguientes especies puede formar sistemas amorti guadores ?
a. NH: Cl b. CH]COOH, HCI
c. CH;COOH, CH 3COO - Na+
d. H3P0 4 , PO/20. ¿Qué efecto tiene la hiperventilación sobre el pH?
21. ¿Cuál es la relación entre osmolaridad y molaridad?
22. Defínanse los siguientes términos:
a. esfera de solvatación
b. hipertónico
c. alcalosi s
d. interacción dipolo-dipolo
e. agua estructurada
23. ¿Es posible preparar un amortiguador form ado sólo por ácido
carbónico y carbonato de sodio ?
24. Calcúlese la proporción fosfato di ácido:fosfato ácido en la
sangre a pH 7.4. El pKa es 6.3 X 10- 8 .
25. Calcúlese el pH de una solución preparada al mezclar 300 mi
de ascorbato ácido de sodio 0.25 M Y 150 mI de HCI 0.2 M.
El pKal del ácido ascórbico es 4.04.
26. ¿Cuál es el pH de una solución que es I X lO- s en HCI ?
27. Compuestos como el azúcar trehalosa se emplean como
solutos compatibles (Le ., sustitutos del agua) en organismos
desecados. ¿Qué requisitos debe cumplir una sustancia que se
usará con este fin?
28 . Calcúlese el pH de una mezcla de un mul de ácido benzoico y un
mol de benzoato de sodio . El pKa del ácido benzoico es de 4.2.
29. Los detergentes que constituyen buenos formadores de micelas a menudo tienen propiedades antibacterianas eficaces.
Considerando la estructura de la membrana celular, sugiérase
un fundamento para esta acc ión antibacteriana.
30. Determínese el pH de una solución formada por ácido acético
I M Y acetato de sodio I M.
31. ¿Cuál sería el pH de la solución de la pregunta 30 si se añadiera I mi de HCI 1M?
32. ¿Cuál será el pH de I L de agua si se agrega 1 mI de HCI I M?
33. Muchas moléculas son polares, y sin embargo no forman
una cantidad significativa de enlaces de hidrógeno. ¿Qué es
tan inusual en el agua que hace posible la formación de tales
enlaces?
Preguntas para razonar
El objetivo de estas preguntas es reforzar la comprensión de todos los conceptos clave expuestos en el libro hasta el momento. Es factible
que no tengan sólo una respuesta correcta. Los autores proporcionan soluciones posibles a estas preguntas al final del libro y en la Guía
de estudio de apoyo, para referencia dellectOl:
34. Muchas frutas pueden conservarse caramelizándolas. La fruta
se sumerge en una solución azucarada muy concentrada y luego se deja que cristalice el azúcar. ¿Cómo conserva el azúcar
la fruta?
35. Explíquese por qué el hielo es menos denso que el agua. Si
el hielo no fuera menos denso que el agua, ¿cómo se verían
afectados los océanos?, ¿de qué forma se influiría el desarrollo
de la vida sobre la Tierra?
U 6/ ¿Por qué no puede utilizarse el agua de mar para regar las
plantas?
37. Explíquese có mo se transportan al hígado los ácidos
producidos en el metabolismo sin que se perturbe en gran
medida el pH de la sa ngre.
38. La escala de pH es válida sólo para el agua. ¿Por qué?
( 39. La gelatina es una mezcla de proteínas y princi palmente agua.
Explíquese cómo se solidifica la mezcla agua-proteína.
40 . Se ha descrito que el agua es el solve nte universal. Si esta
decl aración fuera cierta de manera estricta, ¿podría haber
surgido la vida en un medio acuoso? Explicar.
41. Los alcoholes (ROH) son semejantes al agua en télwinos
estructurales. ¿Por qué los alcoholes no son solventes tan
poderosos como el agua para los compuestos iónicos? (Pista:
Elmetanol es un solvente más eficaz para los compuestos
i? nicos que el propano!.)
42. Durante las situaciones agresivas, algunas células del cuerpo
. - /~onvierten el glucógeno en glucosa. ¿Qué efectos tiene esta
conversión sobre el equilibrio osmótico celular? Explíquese
cómo afrontan las células esta situación.
43 . ¿Se esperaría que un grupo ácido carboxílico dentro del
interior sin agua de una proteína tu viera un a Ka mayor o
menor que si estu viera en la superficie de la proteína donde
hay hidratación ?
44. La fuerza de las interacciones iónicas es menor en el agua que
en un medio anhidro. Explíquese cómo debilita el agua estas
interacciones.
45. El agua tiene un efecto significati vo en la morfología de
las proteínas. Considérese el siguiente segmento de un
polipéptido. ¿Cómo interactuarían las cadenas laterales de los
residuos de aminoácidos (a) en un ambiente anhidro y (b) e n
un ambiente hidratado?
Preguntas para razonar
1 03
I
eS
46. En muchas células capaces de sobrevivir en condiciones de
deshidratación extrema, el agua es sustituida por algunos
azúcares. Éstos interactúan con las superficies de la membrana, las protegen e impiden la agregación proteínica. ¿Qué
característica estmctural de las moléculas de azúcar es causal
de este fenómeno ?
47. Considérese la siguiente serie de iones:
Mg2+ > Ca2+ > Na+ > K + > Cl- > NO;Los iones de la izquierda se hidratan más que los de la derecha. Indíquese si iones como el Mg2+ y el Cl- se moverían
con facilidad en el agua estmcturada en tomo a macromoléculas celulares.
48 . Sugiérase una estructura de la micela que se forma al disolver
la siguiente molécula en agua.
49. Los azúcares puros a menudo son sólidos cristalinos. Con frecuencia, el proceso usado para concentrar soluciones acuosas
de azúcares produce jarabe en lugar de cristales. Explicar.
50. Esbócese la curva de titulación del aminoácido tirosina partiendo de la siguiente estructura.
51 . El calor absorbido o liberado por una sustancia (q) puede
calcularse usando la siguiente ecuación: q = mCf3.T, donde m
es la masa en gramos, e es la capacidad calorífica por unidad
de masa, y !3.T es el cambio de temperatura. Utilícense los
siguientes valores para calcular la energía que se requiere a fin
de convertir un gramo de hielo a O°C en un gramo de vapor a
100°C. La capacidad calorífica del agua es de 4.25 llg . oC . El
calor de fusión (la cantidad de calor necesaria para convertir
un sólido en líquido a la temperatura de su punto de fusión)
del hielo es de 335 llg. El calor de vaporización del agua es de
2258 llg.
52. Calcúlese la energía requerida para convertir sulfuro de
hidrógeno (H 2S) sólido en gas. La capacidad calorífica del
H2S es de 1.03 llg . oC. Sus calores de fusión y de vaporización son de 69.9 y 549 llg, respectivamente. Compárese la
respuesta obtenida con el valor para el agua.
53. El cloruro de potasio (KCl) es ligeramente soluble en alcohol
metílico. Trace la esfera de hidratación del ion potasio.
54. Considérese el siguiente compuesto:
¿Podría esta molécula organizarse en una bicapa lipídica? En
caso afirmativo, ¿cuál sería su aspecto?
Los valores de pKa son: el gmpo amino = 9.11, el grupo carboxilo = 2.2 Yel grupo hidroxilo de la cadena lateral = 10.07.
55. El agua forma enlaces de hidrógeno más fuertes que el amoniaco. Sugiérase una razón.
56. Cuando el ácido acético se ioniza en condiciones normales,
tanto el protón saliente como el anión acetato son solvatados
por moléculas de agua. ¿Se esperaría que el pKa del ácido
acético fuera mayor o menor en ausencia de agua? Explíquese
la respuesta.