El agua es la sustancia más abundante en los organismos vivos, tanto en el interior de las células como en los líquidos extracelulares y en general en todos los fluidos biológicos, ya que constituye el disolvente principal de las biomoléculas. Las propiedades físicas y quími- cas del agua posibilitan esta importante función: su elevado punto de ebullición, su bajo punto de fusión, su alta constante dieléctrica y su gran capacidad calórica.
El agua es una molécula dipolar y puede establecer numerosos puentes de hidrógeno entre sí; cada molécula de agua puede asociarse a otras tres o cuatro por medio de los puentes de hidrógeno lo que le confiere propiedades características.
La ionización del agua cumple la siguiente ecuación: 2 H2O — — — — — — H3O+ + OH-
o simplificadamente:
H2O — — — — — — H+ + OH-
La constante de disociación del H2O es igual a: Ka = [OH- ] [H+] / [H
2O] 1)
De donde se puede despejar:
Ka [H2O] = [OH-] [H+] 2)
Ka[H2O]es el producto iónico del agua y su valor es de 1 x 10-14
La aplicación del logaritmo negativo a la ecuación 2) daría: - log (1 x 10-14) = - log [H+] + (- log [OH-])
pero pH = - log [H+] y
pOH = - log [OH-]
efectuando, y sustituyendo, se tiene:
pH + pOH = 14 3)
El pH mide el índice de acidez de una disolución y el pOH el índice de basicidad. El agua pura tiene un pH de 7 (neutro), condición en que la concentración de H+ y de
OH- es igual, es decir, [H+] = [OH-]; si en una disolución existe un predominio de [H+] con
relación a la de [OH-] el valor de pH es menor que 7 (ácido); por el contrario, si la concen-
tración mayor es la de OH-, el valor del pH es superior a 7 y el medio es alcalino o básico. El
pH del agua se modifica, si se le adiciona una sustancia ácida o alcalina.
ÁÁcidos y bases
Bronsted y Lowry definieron a los ácidos como las sustancias que ceden protones, y
bases a las que los captan; la especie ácida forma un par con su base conjugada, como puede apreciarse seguidamente:
Para esta reacción se puede definir su constante de disociación (Ki), que consiste en la reacción de disociación ácida que es Ka , por tanto:
Como es fácil inferir de esta relación: a mayor valor de la [Ka] mayor es [H+] y
significa que la especie es un ácido más fuerte; por el contrario, valores bajos de Ka corresponden a [AH] mayores, en ese caso la especie es un ácido más débil o una base más fuerte. A un ácido más fuerte le corresponde una base conjugada débil y viceversa.
Despejando [H+] en la ecuación 1) y reordenando, se tiene:
y aplicando logaritmo a ambos miembros de la ecuación:
Cambiando el signo a ambos lados de la ecuación:
Pero :
Por definición:
- log Ka = pKa y - log de [ H+ ] = pH, sustituyendo en 2):
donde A- corresponde a la forma disociada del grupo, y AH a la no disociada. Es obvio que
dada la definición de pK, a menor pK más fuerte será el ácido y viceversa.
La ecuación 3) conocida como de Henderson Hasselbach, constituye tam- bién la ecuación de las soluciones buffer o tampón, la función de estas soluciones es la preservación del pH del medio y por su trascendencia se tratan someramente aquí.
Un buffer (o tampón o amortiguador del pH) está constituido por una mezcla de un electrólito fuerte con uno débil, por ejemplo un ácido débil con su sal, como en el caso del buffer acetato, entonces:
Capítulo 2. Introducción al estudio de las biomoléculas 23
La mezcla así formada del ácido y su sal y donde el ion común es CH
3 - COO -, es
decir, el ion acetato, constituye el buffer acetato. En este caso el electrólito débil es el ácido, que se disocia poco y, por tanto, predomina en la forma no disociada (CH3 - COOH); en tanto que su sal, el acetato de socio es el electrólito fuerte y está prácticamente toda en su forma disociada, es decir, en forma de ion acetato: CH3 - COO-. Por ello, el
CH3 - COOH será la reserva ácida y protegerá el pH contra la adición de bases, mien- tras que el CH
3 - COO
- es la reserva alcalina y protege al pH contra la adición de ácidos.
La ecuación de Henderson Hasselbach se conoce también como la ecuación de los buffers y para estos casos suele escribirse así:
donde el pK corresponde al pK del ácido y el pH del buffer depende de la relación de las concentraciones de la sal y el ácido. Un buffer es más eficiente, si las concentraciones de la reserva ácida y la alcalina son similares, y ello se cumple con valores de pH cercanos al valor del pK del ácido. Para fines prácticos se acepta que un buffer es eficiente con valores de
pH = pK del ácido ± 1
Utilizando el buffer acetato como ejemplo, se analiza la respuesta ante adiciones de un ácido como el HCl. La reserva alcalina reacciona:
CH3-COO- + H+(Cl) CH
3 - COOH
con lo que el pH del medio no cambia
Si por el contrario se añade un álcali como el hidróxido de sodio, NaOH, reacciona la reserva ácida: CH3 - COOH + OH-(Na) H 2O + Na + CH 3 - COO -
y de esta forma el pH tampoco cambia.
Un solo grupo disociable puede actuar como un buffer, para lo cual intervienen su forma disociada y no disociada, es decir, el ácido y su base conjugada. De hecho es así como funcionan los grupos disociables de las proteínas en su función amortiguadora del pH.
En la sangre y en otros fluidos biológicos y en general en todas las células vivas es fundamental el mantenimiento del pH dentro de ciertos límites, que permitan el normal desarrollo de las reacciones del metabolismo y ello se garantiza por la existencia de diver- sos sistemas buffers.
Resumen
Las biomoléculas son las moléculas específicas de los seres vivos; en su estructura predominan los átomos de C, H, O y N, y en menor medida el P y el S, entre otros. Los grupos funcionales más frecuentes en las biomoléculas son el hidroxilo (OH), primario, secundario o terciario; el carbonilo (CO), que puede ser aldehído o cetona; el carboxilo (COOH), grupo que confiere carácter ácido a las biomoléculas que lo poseen; el grupo amino (NH2), básico, que puede formar aminas primarias, secunda- rias o terciarias; y el grupo sulfidrilo (SH). Estos grupos al reaccionar entre sí for- man agrupaciones derivadas las cuales son también de gran importancia en las biomoléculas. De este modo al reaccionar los ácidos con los alcoholes originan los ésteres; los carbonilos con los alcoholes pueden originar hemiacetales o acetales. Los carboxilos con los aminos forman el enlace amida; un grupo sulfidrilo y un ácido carboxílico dan lugar a los tioésteres y, si los que reaccionan son dos grupos ácidos se forman los anhídridos de ácido. Es frecuente encontrar en una misma biomolécula varios grupos funcionales distintos, así como diferentes agrupaciones derivadas. A la gran diversidad que presentan las biomoléculas contribuye también la existencia de isómeros diferentes. Los isómeros son compuestos que presentan la misma fórmula química global, pero poseen propiedades diferentes, ya que pueden presentar estruc- tura distinta (isomería estructural) o diferente configuración espacial (estereoisomería). La isomería estructural, a su vez, puede ser de cadena, de posición o de función, y la estereoisomería puede ser geométrica u óptica. La isomería óptica se debe a la presen- cia de carbonos quirales o asimétricos y las moléculas pueden ser dextrógiras o levógiras en dependencia de que desvíen el plano de luz polarizada a la derecha o a la izquierda. Los isómeros ópticos pueden pertenecer a la series estéricas D o L, para ello se compa- ra, la disposición de determinado grupo funcional con el OH del D gliceraldehído y del L gliceraldehído; y en consecuencia se determina su serie D o L
El agua es el disolvente universal en la materia viva y ello se debe a las propiedades de esta molécula que por constituir un dipolo, resulta un magnífico disolvente para la mayoría de las biomoléculas. El agua pura tiene un pH neutro y en estas condiciones las concentraciones del ion H+ es igual a la del ion OH-; si predomina la [ H+ ] el pH es
ácido y si la que predomina es la [ OH- ] el pH es alcalino. Un ácido es una sustancia
capaz de ceder protones y una base es la que los capta; aunque frecuentemente el comportamiento ácido o básico de una sustancia depende del pH del medio en que se encuentre. Las mezclas de un ácido o una base con su sal originan los buffer o tampo- nes, cuya función es preservar el pH del medio; la reserva alcalina defiende al medio contra la adición de ácidos, en tanto que la reserva ácida lo hace contra la de álcalis. Un mismo grupo puede funcionar como buffer, el ácido y su base conjugada. La ecua- ción de Henderson-Hasselbach es la ecuación de los buffers y de esta se desprende que un buffer es eficiente con valores de pH iguales al pK del ácido ± 1.
Ejercicios
1. Mencione los principales átomos presentes en las biomoléculas.
Capítulo 2. Introducción al estudio de las biomoléculas 25
3. Identifique las agrupaciones atómicas presentes en las biomoléculas siguientes:
4. Identifique el tipo de isomería que presentan los pares de biomoléculas siguientes:
a) b)
c) d)
5. La ribosa es un monosacárido que presenta una función carbonilo en carbono primario y 4 grupos OH y cuya estructura se presenta a continuación, al respecto responda:
a) Identifique los C quirales en la molécula b) Calcule el número de isómeros ópticos
c) Represente la estructura de los diferentes isómeros ópticos. d) Identifique cuáles son enantiómeros entre sí.
6. Mencione los componentes de una disolución buffer o amortiguadora del pH y refiéra- se a la función de cada componente.