Lógica Molecular de la Vida (Pedro Soto)

Apuntes Bioquímica 1.
Lógica Molecular de la Vida
Pedro Manuel Soto Guerrero
CONTENIDO
1. LÓGICA MOLECULAR DE LA VIDA
1.1. PRINCIPIOS GENERALES 2
1.1.1. CONCEPTO DE BIOQUÍMICA 2
1.1.2. UNIDAD BIOQUÍMICA DE LOS DIFERENTES ORGANISMOS 2
La materia 2
Niveles de organización 2
Formas de la materia 3
1.1.3. ELEMENTOS Y ÁTOMOS 3
Elementos 3
Átomos 3
Clasificación de los elementos 4
Tabla periódica 4
1.1.4. ENLACES QUÍMICOS 5
Tipos de enlaces 5
Enlace metálico 4
Enlace iónico 5
Enlace covalente 7
Enlace covalente polar 8
1.2. Agua 9
Estructura del agua 9
Propiedades físico químicas del agua 10
Función biológica del agua 13
Compartimentación acuosa corporal 13
Ingestión y excreción del agua 13
1.3. DISOLUCIONES 14
Expresiones de la concentración 14
Ionización del agua 15
Concepto de pH 15
Disoluciones reguladoras 17
Alcalosis y acidosis 18
1.4. Iones 20
Ósmosis 20
Difusión y diálisis 21
Sales minerales 22

Apuntes Bioquímica 1. 2
1. LÓGICA MOLECULAR DE LA VIDA
1.1. PRINCIPIOS GENERALES
_________________________________________________________________________________
1.1.1. CONCEPTO DE BIOQUÍMICA.
1
El término Bioquímica (Biochemie, en alemán), cuando Félix von Hoppe-Sayler, cuando en 1886
ocupó la primera cátedra de química fisiológica y desde entonces se le ha conocido como la ciencia
de la vida y con múltiples definiciones: “Parte de la química que estudia la composición y las
transformaciones químicas de los seres vivos”
2
; “Estudio de la estructura y función de los
compuestos químicos constituyentes de lo seres vivos”
3
; “Ciencia que estudia los constituyentes
químicos de los seres vivos, sus funciones y transformaciones, así como los procesos que controlan
estas”
4
; “ Ciencia que explica la vida utilizando el lenguaje de la química, estudia procesos
biológicos a nivel celular”
5
El objetivo fundamental de la bioquímica es el estudio de la estructura, organización y funciones de
los seres vivos desde el punto de vista molecular:
Bioquímica estructural
Bioquímica metabólica
Bioquímica molecular o genética molecular
1.1.2. UNIDAD BIQUÍMICA DE LOS DIFERENTES ORGANISMOS
LA MATERIA
La materia viva está caracterizada por su constante capacidad de renovación y es una estructura bien
ordenada. Los organismos vivos poseen un perfecto orden molecular, se encuentran en continua
creación y es transmitido a sus descendientes. La creación de orden es compensada con un aporte
continuo de energía, y al transferirse la información de una generación a la siguiente, la vida puede
perpetuarse.
6
NIVELES DE ORGANIZACIÓN
7
La materia constituida por átomos, unidades más pequeñas de los elementos químicos, consisten en
partículas más pequeñas, el núcleo del átomo contiene protones dotados de carga positiva y (salvo el
hidrógeno,
1
H) neutrones que carecen de carga. El número atómico de un átomo es la suma de la
cantidad de protones y neutrones que hay en su núcleo. La propiedad química del átomo está dada
por sus electrones, pequeñas partículas con carga negativa situadas fuera del núcleo. La cantidad de
electrones de un átomo es igual a su cantidad de protones, y corresponde a su número atómico. Los
núcleos de distintos isótopos del mismo elemento contienen la misma cantidad de protones, pero
distintas cantidades de neutrones, poseen el mismo número de atómico pero distintos pesos
atómicos. Los electrones de un átomo poseen distintas cantidades de energía, los electrones más
próximos al núcleo tienen menos energía que los más alejados, están en un nivel energético más
bajo. El electrón tiende a pasar al nivel energético no ocupado más bajo, pero aportándole energía se
lo puede llevar a un nivel energético más alto, cuando retorna a su nivel energético más bajo se libera
energía.
El comportamiento químico de un átomo está dado por la cantidad y distribución de sus electrones.
Un átomo es más estable cuando todos los electrones se hallan en niveles energéticos más bajos
1
LOZANO. Bioquímica y Biología Molecular. 2005, pág 5.
2
Diccionario de la real academia de la lengua española.
3
Vocabulario científico y técnico, de las ciencias exactas, físicas y naturales.
4
E. Herrera
5
Maracuya y Goñi
6
LOZANO. Bioquímica y Biología Molecular. 2005, pág 5.

7
H. CURTIS. Biología, 1990, pág 53.

posibles y cuando estos niveles energéticos están ocupados por completo por electrones. El primer
nivel energético solo puede tener dos electrones, y los niveles energéticos segundo y tercero ocho
cada uno. Las reacciones químicas entre los átomos se deben a la tendencia de estos a alcanzar la
distribución de los electrones más estables posibles. Las partículas consistentes en dos átomos o
más, se conocen como moléculas, y se mantienen unidas mediante enlaces químicos.
FORMAS DE LA MATERIA
8
El planeta tierra incluye: a. la litosfera, suelo de rocas adherida a la superficie; b. la hidrosfera, aguas
saladas y dulces; la atmósfera, Intrínseca se encuentra la biosfera, donde la materia viva existe e
interactúa. Todas estas formas de materia; suelo, agua y aire son ejemplos de mezclas, para conocer
sus componentes se basa en las diferencias de tamaño, forma, densidad, solubilidad en solventes o
carga eléctrica de sus diferentes componentes, como los métodos filtración, diálisis, cromatografía,
electroforesis entre otros.
1.1.3. ELEMENTOS Y ÁTOMOS
ELEMENTOS
9
Es evidente que la materia viva se compone solo de una parte de los elementos, además las
proporciones varían, algunos se encuentran en concentraciones infinitesimalmente en los seres vivos
como el aluminio y el selenio. Algunos animales marinos acumulan dentro de sus células elementos
yodo y vanadio en concentraciones mil veces mayores que en el agua de mar.
ÁTOMOS
a. Estructura: protones (carga eléctrica positiva), electrones (carga eléctrica negativa) y
neutrones(carga eléctrica neutra)
b. Distribución de protones, electrones y
neutrones Núcleo o parte central: protones y
neutrones Electrones, alrededor del núcleo
c. Clases de átomos: los átomos de un elemento difieren por el número de protones presentes
en el núcleo.
d. Número atómico: Cantidad de protones de un átomo, se conoce con el nombre de número
atómico. Hidrógeno = 1. Carbono = 6, Oxígeno = 8
e. Niveles de energía: En el átomo se distinguen 7 niveles de energía: K, L, M, N, O, P, Q, El
número máximo de electrones en cada nivel es: K = 2; L = 8; M = 18; N = 32; O, P y Q nunca
pasan de 32, y por consiguiente nunca se llenan. El nivel externo de cada átomo no posee
más de 8 electrones.
f. Isótopos: Átomos de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. Ej. el cloro:
18N 17
+
20N 17+
g. Número de masa: Suma de neutrones y protones, ejemplo uno de los isótopos del cloro tiene
número de masa 35, el otro isótopo tiene número de masa 37
8
KIMBALL, Biología Celular, Fondo Educativo Interamericano, pág 4 a 18
9
Investiguemos. Biología Integrada, pág 48

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Los electrones presentes en el último nivel de energía so n responsables de las propiedades
físicas y químicas de los átomos, la limitación a 8 electrones en el último nivel, trae como
consecuencia que existen varios átomos como el mismo número de electrones periféricos,
explicando la repetición de las propiedades físicas y químicas de los elementos en forma
periódica.
TABLA PERIÓDICA
Los elementos se clasifican de acuerdo con el número ascendente del número atómico, el número de
electrones periféricos y los niveles d energía, es así que elementos localizados entre el Potasio (K) y
el Kriptón (Kr) presentan 4 niveles de energía, se ubican en el cuarto período, conocido el período se
conoce el número de niveles de energía.
Los elementos pertenecientes a un mismo grupo presentan igual número de electrones periféricos, el
grupo 1 integrado por los elementos que se encuentran entre el Hidrógeno (H) y el Francio (Fr),
presentan en su último nivel de energía un electrón.

1.1.4. ENLACES QUÍMICOS
INTRODUCCIÓN
Cuando los átomos interaccionan entre ellos, de modo que los niveles energéticos externos se llenan,
se forman partículas nuevas que son más grandes, estás partículas, consistentes en dos o más
átomos, se conocen como moléculas y las fuerzas que le dan cohesión se denominan enlaces.
10
Los elementos difieren en la afinidad que tienen sus átomos para adquirir electrones adicionales,
mientras mayor es la afinidad por lo electrones, más grande es la electronegatividad del átomo, si
cada capa adicional o nivel de energía se encuentra más alejado de la atracción de los protones de
carga positiva que están en el núcleo. Los elementos no metales, que necesitan solamente uno o dos
electrones para completar sus capas más externas son más electronegativos que aquellos elementos
metales que necesitan adquirir siete o seis electrones para completar dicha capa. Los metales se
estabilizan cediendo el electrón que tienen en su última capa.
11
Mientras hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, hay más sustancias al
reaccionar los átomos unos con otros para formar sustancias, llamadas compuestos. Un compuesto
se forma cuando se une dos o más átomos que se enlazan químicamente, el compuesto resultante es
diferente de sus átomos originarios. El sodio es un metal de color plateado que reacciona tan
violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro, es un gas
de color verdoso que es tan venenoso, que fue usado como arma en la Primera Guerra Mundial.
Cuando se enlazan, estas dos peligrosas sustancias, forman un compuesto, el cloruro de sodio. Este
es un compuesto inofensivo, parte de la dieta diaria de los organismos.
En 1916, el químico americano Gilbert Lewis, propuso que los enlaces químicos se forman entre los
átomos porque los electrones de los átomos interactúan entre ellos, el sugirió que los átomos con
menos de 8 electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas .
12
La unión de dos o más átomos que se han unido con el fin de alcanzar la estabilidad, al tratar de
parecerse al gas noble más cercano, alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son
mezclas homogéneas, no se distinguen sus componentes como separados, entre al menos dos
reactantes un soluto, que es el que será disuelto, y un solvente, que es el que disolverá al soluto.
Todos los compuestos están unidos por dos o más átomos de uno o más elementos diferentes,
unidos entre sí por enlaces ya sean iónicos o covalentes.
13
TIPOS DE ENLACES
a. ENLACE METÁLICO
Si los átomos son enlazados por elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones
son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando
conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Sólidos, cristalinos
Dúctiles y maleables
Puntos de fusión elevados
Puntos de ebullición elevados
 Insolubles en agua
10
11
KIMBALL, Biología Celular. Fondo Educativo Interamericano, pág 19
12
CARPI, Anthony. Enlaces Químicos. Visiolearning.com 13
JUNIOR COLLEGE. Monografías.com

b. ENLACE IÓNICO
Para muchos átomos, la manera más sencilla de completar el nivel energético exterior es ganar o
perder electrones, ambos átomos completan sus niveles energéticos externos y todos los electrones
se hallan en los niveles energéticos más bajos posibles, en este proceso los átomos originales han
adquirido carga eléctrica. A estos átomos cargados se les conoce como iones. Los iones positivos y
negativos se atraen mutuamente en virtud de sus cargas, y el enlace formado mediante atracción
mutua de iones de cargas contraria se conoce como enlace iónico, enlaces fuertes.
14
Los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este
proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman
iones. Los iones cargados de manera opuesta se atraen a través de fuerzas electroestáticas que son
la base del enlace iónico.
Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales.
Al nombrar los compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo
(ej. Cloruro de sodio).
Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros son solventes
polares. En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad.
Los compuestos iónicos forman sólidos cristalinos con temperaturas muy altas, resultado de las
fuerzas intermoleculares, fuerza entre las moléculas.
15
Formación de cloruro de sodio. En la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro,
cada átomo adquiere una capa externa de ocho electrones, alcanzando así la estabilidad. Ambos
adquieren también una carga eléctrica. Los átomos cargados se llaman iones.
16
Los compuestos iónicos se encuentran ampliamente distribuidos en la naturaleza y son esenciales
para la vida, las sales de sodio, potasio, calcio, cloro y otros elementos se encuentran disueltas en el
agua de la sangre, en los fluidos celulares, etc.
17
Propiedades:
 Sólidos cristalinos
 Puntos de fusión elevados
 Puntos de ebullición elevados
Solubles en agua
Conducen la electricidad fundidos o en disolución
No conducen la electricidad en estado sólido
18
14
15
CARPI, Anthony. Enlaces químicos. Visiolearning.com
16
KIMBALL, Biología Celular. Fondo Educativo Interamericano, pág 20.
17
KIMBALL, Biología Celular. Fondo Educativo Interamericano, pág 21.
18
JUNIOR COLLEGE. Monografías.com

c. ENLACE COVALENTE
Otra manera por la cual un átomo puede completar su nivel energético externo es compartir
electrones con otro átomo. Los enlaces formados por pares compartidos de electrones se conocen
como enlaces covalentes. En el enlace covalente el par de electrones compartidos forma un nuevo
orbital, llamado orbital molecular que envuelve los núcleos de ambos átomos, en este enlace, cada
electrón permanece parte de su tiempo en torno de un núcleo y parte en torno del otro. Por tanto
compartiendo electrones se completa el nivel energético externo y se neutraliza la carga nuclear.
En la molécula de hidrógeno cada átomo
comparte su único electrón con el otro átomo,
de modo que ambos tienen su nivel energético
completo, el cual contiene dos electrones y les
imparte una gran estabilidad.
Los átomos que necesitan ganar electrones para alcanzar un nivel energético completo, estable,
tienden a formar enlaces covalentes, ejemplo el átomo de hidrógeno, forma un enlace covalente
simple, pero también puede formar un enlace covalente, con cualquier otro átomo, que deba ganar un
electrón para completar su nivel energético externo.
En los sistemas vivientes reviste una gran importancia, la capacidad de los átomos de carbono para
formar enlaces covalentes. El átomo de carbono tiene cuatro electrones en su nivel energético
externo.
a) Cuando un átomo de carbono forma enlaces covalentes con otro cuatro átomos, los electrones de su
nivel energético externo forman orbitales nuevos. Estos nuevos orbitales, poseen la misma forma, están
orientados hacia los cuatro vértices de un tetraedro, de modo que, los cuatro orbitales se hallan separados
lo más lejos posible. b) Cuando un átomo de carbono reacciona con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno
de los electrones de su nivel energético exterior forma un enlace covalente con el único electrón de un
átomo de hidrogeno, produciendo una molécula de metano. c) Cada par de electrones se mueve en un
nuevo orbital molecular, la molécula tiene forma de tetraedro.
El átomo de carbono puede formar enlaces covalentes con átomos distintos, la mayoría de las veces
hidrógeno, oxígeno y nitrógeno o con otros átomos de carbono, originando grandes moléculas que
forman las estructuras de los organismos vivos y participan en procesos esenciales de la vida.
19
El enlace covalente ocurre cuando los átomos comparten electrones, al contrario de los enlaces
iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre
cuando dos o más elementos comparten electrones y porque los átomos en el compuesto tienen una
tendencia similar hacia los electrones.
19
H. CURTIS. Biología, 1990, pág 48, 49.

Ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Los electrones compartidos en moléculas
covalentes, no forman cargas iónicas, por consiguientes no hay fuerzas intermoleculares fuertes en
los compuestos covalentes. Los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.
20
Los átomos de carbono e hidrógeno tienen electronegatividad semejantes, cuando se une n logran
una configuración estable compartiendo pares de electrones entre sí, cada átomo de carbono se
asocia con el electrón único de un átomo de hidrógeno, molécula de metano, donde cada par de
electrones constituye un enlace covalente
Molécula de metano: a. estructura atómica, b. fórmula electrónica, c. fórmula estructural, d. fórmula molecular, e.
representación tridimensional, orientación tetraédrica de los cuatro enlaces covalentes.
Propiedades moléculas simples, ejemplo metano:
Fundamentalmente líquidos y gases
Punto de fusión bajos
Puntos de ebullición bajos
Insolubles en agua
No conducen la electricidad
Propiedades moléculas gigantes, ejemplo carbono (diamante)
Puntos de fusión elevados
Puntos de ebullición elevados
La solubilidad y conductibilidad varían de una sustancia a otra
21
Enlace covalente polar
Los núcleos atómicos de los distintos elementos poseen diversos grados de atracción por los
electrones. Son factores que determinan la fuerza de atracción: la cantidad de protones, la
proximidad de los electrones exteriores respecto al núcleo y la cantidad de otros electrones
“protectores” entre el núcleo y los electrones exteriores. En los enlaces covalentes entre átomos de
elementos distintos, los electrones no son compartidos en manera pareja, los electrones compartidos
tienden a pasar más tiempos en torno del núcleo que ejerce la atracción más grande.
Los enlaces covalentes en los cuales los electrones son compartidos de manera desigual, se conocen
como enlaces covalentes polares, tales moléculas contienen átomos de oxígeno, atraído con fuerza lo
electrones, acarreando importantes consecuencias para los seres vivos, como la del agua.
22
El átomo alrededor del cual los electrones pasan
más tiempo posee una carga ligeramente
negativa, mientras el otro posee una carga
ligeramente positiva, de tal modo que su carga
nuclear no se neutraliza del todo.
20
21
22
H. CURTIS. Biología, 1990, pág 49, 50.

1.2. AGUA
23 - 24
_________________________________________________________________________________
Introducción
El agua es la molécula que constituye del 50 al 95% del peso de todo el sistema vivo. La vida empezó
con el agua, y donde se encuentra hay vida. El agua es el líquido más común de la tierra, las tres
cuartas de la superficie terrestre están cubiertas de agua. Para entender el papel extraordinario del
agua se tiene en cuenta su estructura.
Es la biomolécula más abundante en el ser humano, constituye un 65 - 70%, de lo contrario, tras un
fallo de la regulación hídrica, el organismo sufrirá grave situación patológica. Aunque el contenido
total es prácticamente constante, existe una gran variabilidad en la proporción del agua según los
tejidos. Así los más jóvenes y activos desde el punto de vista metabólico presentan una proporción
más elevada (tejido embrionario, vísceras y órganos. En los tejidos envejecidos, fase avanzada del
desarrollo) y en los tejidos poco activos la proporción disminuye (33% en el tejido esquelético, 39% en
el tejido óseo).
El agua, una molécula extraña y simple, considerada el líquido de la vida, la sustancia más
abundante en la biosfera, donde la encontramos en sus tres estados, componente mayoritario de los
seres vivos, entre el 65 y el 95% del peso de la mayor parte de las formas vivas es agua. El agua fue
además el soporte donde surgió la vida. Molécula extraña por comportarse como una sustancia
diferente a la mayoría de los líquidos, con extraordinaria reaccionabilidad y posee propiedades
excepcionales físicas y químicas que la hacen responsable de su importancia biológica. Durante la
evolución, los organismos se han adaptado a los ambientes acuosos y han desarrollado sistema que
le permiten aprovechar las propiedades del agua.
ESTRUCTURA DEL AGUA
El papel primordial del agua en el metabolismo de los seres vivos se debe a sus propiedades físicas y
químicas derivadas de la estructura molecular. Este comportamiento se debe a que los dos
electrones de los dos hidrógenos están desplazados hacia el átomo de oxígeno, por lo que en la
molécula parece un polo negativo, donde el oxígeno, debido a la mayor densidad electrónica, y dos
polos positivos, donde están los dos hidrógenos debido a su mayor densidad electrónica. La molécula
de agua son dipolos.
23
LOZANO. Bioquímica y Biología Molecular, 2003, pág. 9-13
24
Estructura del agua. www.arrakis.es

El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de
protones que de electrones) presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo convierte en
una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa, mientras
que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos parcialmente de sus electrones y
manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva.
En la práctica la molécula de agua se comporta como un dipolo, así se establecen interacciones
dipolo – dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces o puentes de hidrógeno, la
carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas
parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes.
Los enlaces por puentes de hidrógeno, son aproximadamente, 1/20 más débiles que los enlaces
covalentes, alrededor de cada molécula de agua se disponen otras moléculas de moléculas unidas
por puentes de hidrógeno, permite que se forme una estructura ordenada de tipo reticular,
responsable en gran parte del comportamiento anómalo y de sus propiedades físicas y químicas.
Hielo Hielo derretido Agua líquida Agua en ebullición
PROPIEDADES FISICO QUÍMICAS
La estructura molecular del agua, y la capacidad de formar puentes de hidrógeno, constituye el
fundamento de las propiedades físico químicas del agua.

1. Acción disolvente. Capacidad de hidratación o solvatación de iones. El agua es disolvente
universal, tal vez la más importante para la vida, es la capacidad para formar puentes de hidrógeno,
con otras sustancias que pueden presentar grupos polares o con carga iónica (alcoholes, azúcares
con grupos R-OH, aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + o -, dando lugar a
disoluciones moleculares, o disolver sustancias salinas que se disocian formando disoluciones
iónicas. El carácter bipolar del agua determina que sus moléculas rodeen a los distintos iones,
aislándolos del resto, a este fenómeno se le llama hidratación o solvatación de iones y facilita a su
vez la separación de iones de diferente carga, lo que contribuye a la solubilización de compuestos
iónicos.
El catión sodio sin hidratar presenta mayor radio iónico (0.096 nm) que el catión potasio (0.133 nm),
sin embargo cuando se encuentran hidratados, el radio iónico del sodio (0.256 nm) es mayor que el
del potasio (0.198 nm), debido a las moléculas de agua que lo hidratan, rodean el ión.
En el caso de las disoluciones iónicas, los iones de sales son
atraídos por los dipolos de agua, quedando atrapados y
recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados
La capacidad disolvente es responsable de dos funciones primordiales:
Medio donde ocurren las reacciones de metabolismo
Sistemas de transporte
2. Elevada fuerza de cohesión. Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua
fuertemente unidas formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi iónico. Al
no poder comprimirse puede funcionar en algunas animales como un esqueleto hidrostático, como
ocurre con algunos gusanos perforadores capaces de agujerear la roca mediante la presión generada
por sus líquidos internos.
3. Elevada fuerza de adhesión. Esta fuerza está también en relación con los puentes de hidrógeno
se establecen entre las moléculas de agua y otros moléculas de agua y otras moléculas polares y es
responsable junto con la cohesión del llamado fenómeno de la capilaridad.
Cuando se introduce un capilar en un recipiente con agua,
estas ascienden por el capilar, como si trepase
agarrándose por las paredes, hasta alcanzar un nivel
superior al recipiente, donde la presión que ejerce la
columna de agua, se equilibra con la presión capilar. A este
fenómeno se debe en gran parte la ascensión de la savia
desde las raíces hasta las hojas, a través de vasos leñosos.

4. Densidad máxima a 4º C. Este comportamiento permite que el hielo flote en el agua. El aumento
de volumen del agua sólida con respecto al agua líquida origina, a bajas temperaturas, la rotura de
cañerías, radiadores, a su vez permite la vida marina en los casquetes polares ya que el hielo flotante
actúa como aislante térmico, impidiendo que la masa oceánica se congele.
5. Elevado calor específico. Calor necesario para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1º C, de
15 a 16º C (1 cal/g x º C). Este valor permite al organismo importantes cambios de calor con escasa
modificación de la temperatura corporal. Así el agua se convierte en un mecanismo regulador de la
temperatura del organismo, fundamentalmente a través de la circulación sanguínea. Relacionada con
los puentes de hidrógeno que se forman entre las moléculas. El agua puede absorber grandes
cantidades de “calor” que utiliza para romper los puentes de hidrógeno por lo que la temperatura se
eleva muy lentamente, permitiendo que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los cambios de
temperatura.
6. Elevado calor de evaporación. Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a
una temperatura de 20º C, este calor elevado permite eliminar el exceso de calor, evaporando
cantidades relativamente pequeñas de agua, permitiendo cuando es necesario, mantener la
temperatura del organismo más baja que la del medio ambiente. La vaporización continua de agua
por la piel y los pulmones (unos 560 ml diarios por la respiración) constituye otro mecanismo
regulador de la temperatura. La evaporación del sudor (unos 700 ml diarios) contribuye a este
mantenimiento, con lo que globalmente supone la eliminación de 620 Kcal. Diarias.
Los puentes de hidrógeno son los responsables de esta propiedad. Para evaporar el agua, primero
hay que romper los puentes de hidrógeno y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la
suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a gaseosa.
7. Elevada conductividad calorífica . Permite una adecuada conducción del calor en el
organismo, contribuyendo a la termorregulación., al mantener constante e igualar la temperatura en la
diferentes zonas corporales.
8. Elevada temperatura de ebullición. En comparación de otros hidruros del grupo del
oxígeno, (H2S, H2Se), la temperatura de ebullición del H2 O es mucho más elevada (100º C a 1
atmósfera, frente a -60.7º C de H2S. Esto hace que el agua se mantenga líquida en un amplio margen
de temperaturas (0-100º C), lo que posibilita la vida en diferentes temperaturas extremas.
9. Elevada constante dieléctrica. (E = 80 a 20ª C). Implica que el agua sea un buen disolvente
de compuestos iónicos y sales cristalizadas. Este elevado valor de constante supone que las
moléculas de agua se oponen a la atracción electrostática entre los iones positivos y negativos,
debilitando dichas fuerzas de atracción.
10. Disolvente de moléculas anfipáticas . El agua solubiliza compuestos antipáticos (polares y
apolares simultáneamente). Solubilización que lleva consigo la formación de micelas, con grupos
apolares o hidrófobos en su interior y los grupos polares hidrófilos orientados hacia el exterior para
contactar el agua. Esta y las anteriores propiedades determinan que el agua sea considerada como el
disolvente universal, permitiendo en el organismo los procesos de transporte, nutrición, ósmosis.
11. Elevada tensión superficial. Determina la elevada cohesión entre las moléculas de su superficie
y facilita su función como lubricante en las articulaciones. La tensión superficial disminuye con la
presencia en el líquido de ciertos compuestos que reciben el nombre de tensoactivos (jabones,
detergentes, etc.,) que facilitan la mezcla y emulsión de las grasas en el medio acuoso; así, las sales
biliares ejercen esta acción tensoactiva en el intestino delgado, facilitando la emulsión de las grasas,
y la digestión. El epitelio alveolar secreta una sustancia fosfolipídica (derivada de la lecitina) que hace
disminuir la tensión superficial del agua que reviste los alvéolos, de no existir esta macromolécula, no
se podría producir la expansión pulmonar, colapsándose las estructuras alveolares.
12. Transparencia. Esta propiedad no afecta directamente al ser humano, es importante para que se
origine el proceso de fotosíntesis en los océanos y fondos marinos, contribuyendo al adecuado
desarrollo de la vida.

13. El agua es un electrolitos débil. Debido a la naturaleza de su estructura molecular. Libera el
mismo catión que los ácidos (H
+
ó H3O
+
; ión hidrógeno o protón (OH
-
; ión hidroxilo). Por tanto, el
agua es un anfolito o sustancia anfótera, es decir que puede actuar como ácido o base.
El equilibro de disolución es: 2H2O H3O
+
+ OH
-
H2O H
+
+ OH
-
FUNCIONES BIOLÓGICAS DEL AGUA
Las funciones bioquímicas y fisiológicas que el agua desempeña en el organismo se basan en las
propiedades físico-químicas anteriores entre. Actúa como:
1. Componente estructural de macromoléculas como proteínas, polisacáridos, estabiliza su
estructura a través de la formación de puentes de hidrógeno
2. Disolvente universal de sustancias tanto iónicas como anfipáticas y polares no iónicas
3. Sustrato termorregulador. El agua es el sustrato o producto de diversas reacciones enzimáticas
4. Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas
5. Amortiguador térmico
6. Transporte de sustancias
7. Lubricante, amortiguador del roce entre órganos
8. Favorece circulación y turgencia
9. Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos
10. Interviene como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidrogeniones o hidroxilos al
medio
COMPARTIMENTACIÓN ACUOSA CORPORAL. INGESTIÓN Y EXCRECIÓN
Según su compartimentación, el agua corporal se clasifica en:
1. Agua intracelular. Existe en el interior de la célula, tanto en el citosol como en el resto de las
estructuras celulares, constituye el 70% del agua existente en el organismo, y se clasifica en
- Agua libre: la célula la puede disponer de inmediato y con facilidad.
- Agua ligada o asociada: se encuentra unida a estructuras y entidades macromoleculares.
2. Agua extracelular. Constituye un 30% del contenido total de agua en el organismo y se clasifica
en:
- Agua plasmática: se incluye el agua del plasma y de la linfa, 7% del total.
- Agua intersticial: comprende el agua del líquido intersticial, cefalorraquídeo, humor ocular. 23%.
INGESTIÓN Y EXCRECIÓN DELAGUA
1. Ingestión media 2700
ml Bebida: 1300 ml
Alimentos: 900 ml
Oxidación metabólica: 500 ml.
2. Excreción: 2700 ml.
Respiración 500 ml.
Transpiración, evaporación: 700 ml.
Orina: 1400 ml.
Heces: 100 ml.

1.3. DISOLUCIONES
25 - 26
_________________________________________________________________________________
Disolución, combinación homogénea de varios componentes, con composición variable, no se
sedimenta, ni siquiera mediante fuerza centrífuga; se diferencia de otros relacionados como:
Mezclas, sistema heterogéneo de composición variables, cada porción homogénea que constituye
una mezcla, se denomina fase, ej. La mezcla de agua y arena está constituida por dos fases.
Compuestos, de naturaleza homogénea, de composición invariable.
Suspensiones, mezcla heterogénea que se puede separar fácilmente por filtración, el tamaño de
las partículas es grande, se puede sedimentar con facilidad.
Dispersiones, las partículas son tan pequeñas que pasan a través de todos los filtros, son
invisibles al microscopio óptico y no se depositan después de un largo reposo, pudiendo
sedimentar tras ultra centrifugación. Estas pseudodisoluciones, se denominan disoluciones
coloidales, y se definen como sistemas heterogéneos sin separación de fases.
Emulsiones, si las fases de una dispersión coloidal son líquidas, esa dispersión recibe el nombre
de emulsión.
Los componentes de una disolución se designan como soluto y disolvente:
Soluto, es la sustancia que se disuelve, y constituye la fase discontinua de la disolución.
Disolvente, es el medio en el cual se diluye el soluto, y constituye la fase continua. En el caso de
disoluciones con fases líquidas y gaseosas, se denomina disolvente al componente de mayor
proporción.
Las disoluciones se clasifican según el número de componentes en: binarias, ternarias, cuaternarias.
Expresión de la concentración
Se refiere a la concentración relativa de sus componentes, si la concentración de soluto es baja
(disolución diluida), si es alta (disolución concentrada), en el límite de solubilidad (disolución
saturada). Para definir la concentración de las disoluciones se tiene en cuenta:
Expresión en forma de porcentaje
1. Tanto por ciento en peso, unidades de peso de soluto en 100 unidades de peso d disolución.
Ej. Una disolución al 5% en peso implica que existen 5g de soluto en 100 d de disolución.
2. Tanto por ciento en volumen, unidades de volumen de soluto en 100 unidades de volumen de
disolución. Ej. Una disolución al 5% en volumen: 5 ml de soluto en 100 ml de disolución
3. Tanto por ciento en peso/volumen, unidades de peso de soluto en 100 unidades de volumen
de disolución. Ej. Una disolución al 5% en peso volumen implica que existen 5 g en 100 ml de
disolución.
Expresión en forma absoluta
1. Número de gramos por litro de disolución (g/L)
2. Número de miligramos por mililitro de disolución (mg/ml)
3. Volumen, que expresa la proporción de volumen de cada componente que integra la
disolución. Número de gramos existente en 100 ml de disolución (g/100ml), equivalente al
porcentaje peso/volumen
Expresiones químicas
1. Molaridad (M), número de moles por soluto existentes en un litro de disolución
2. Molalidad (m), número de moles de soluto existentes en un kilogramo d disolvente
3. Normalidad (N), número de equivalentes-gramo de soluto existentes en un litro de disolución
4. Fracción molar (X), numero de moles de un componente de la disolución con respecto al
número total de moles de todos los componentes de la disolución.
25
LOZANO. Bioquímica y Biología Molecular, 2003, pág. 13-24
26

IONIZACIÓN DEL AGUA
1. Disociación del agua, el agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en
realidad se puede considerar una mezcla de:
Agua molecular (H20)
Protones hidratados (H3O
+
) e
Iones hidroxilo (OH
-
)
Disociación del agua. Lo que verdaderamente ocurre es un equilibrio en que está implicado el ión hidronio
CONCEPTO DE pH
Los electrolitos, sustancias cuya disociación iónica en solución hace que pueda conducir la corriente
eléctrica, se clasifican en ácidos y bases, las sales a su vez pueden ser ácidas, básicas o neutras. Swante
Arrhenius denominó ácidos a las sustancias que al disociarse dan lugar a protones libres (H
+
),
Ej. HCl; bases, alas que al disociarse originan hidroxilo (OH
-
), Ej. NaOH; y sales neutras a los
compuestos que originan iones distintos al ión hidrógeno y al ión hidroxilo, Ej. NaCl. Para Brönsted y
Lorry ácido es la sustancia que puede ceder protones, mientras que base es la sustancia capaz de
aceptar protones. Posteriormente para Lewis ácido es la sustancia que puede aceptar un par de
electrones y base la sustancia capaz de ceder un par de electrones.
El equilibrio de disociación hace que el agua, de acuerdo con las teorías de acidez y basicidad, se
comporte como una sustancia anfótera o anfiprótica, ya que actúa al mismo tiempo como ácido y
como base.
H2O H
+
+ OH
-
De acuerdo con el equilibrio de disociación del agua, que se acaba de formular, se cumple que:
Que es la expresión denominada constante del producto iónico.
Como en el agua pura la concentración de hidrogeniones y de hidroxilos es la misma, significa que la
concentración de hidrogeniones es de 1 x 10
-
7.
(H
+
) = (OH
-
) = 10
-7
Estos valores de concentración son los correspondientes a una disolución neutra. Si al agua pura se
le añade un ácido, la concentración de protones aumenta con respecto a la hidroxilos, de forma que
para una disolución ácida (H
+
) > 10
-7
y (OH
-
) < 10
-7
, aunque el producto de ambas concentraciones
sigue siendo 10
-14
.

Para simplificar los cálculos Sörensen estableció la denominada escala de pH (abreviatura de
potencial de hidrógeno) y expresar dichas concentraciones utilizando logaritmos, y así definió el pH
como el logaritmo cambiado de la concentración de hidrogeniones.
pH = -Log (H
+
)
Análogamente se define pOH como el logaritmo decimal de la concentración molar de iones hidroxilo,
con el signo cambiado. En una disolución, la suma de los valores de pH y de pOH es 14.
Según esto
Disolución neutra pH = 7
Disolución ácida pH < 7
Disolución básica pH > 7
Ácidos y bases débiles
Los ácidos y bases fuertes se encuentran totalmente disociados, coincidiendo la concentración del
ácido o la base con los iones hidrógenos o iones hidroxilo respectivamente. En su mayor parte, los
ácidos y bases que regulan el pH del cuerpo humano, que mantienen los potenciales de acidez en las
estructuras correspondientes y del medio extracelular es un valor aproximado a 7.4, son ácidos o
bases débiles, es decir se encuentran poco disociados, esta disociación está regida por la
denominada constante de disociación o ionización del ácido o de la base, Ka o Kb
El equilibrio del ácido acético viene expresado como:
Ácido acético (AcH) Acetato (Ac
-
) + H
+
El equilibrio que se establece es:
AcH + H2O Acetato Ac
-
+ H3O
+
Aplicando la ley de acción de masas este equilibrio quedaría:
K = (Ac
-
) (H3O+)
(AcH) (H2O)
La concentración de agua se puede considerar constante, englobada en el valor K se obtiene:
Estas constantes de disociación de ácidos o bases débiles pueden tener valores bajos, de orden
Ka = (Ac
-
) ( H3O+)
-
exponencial negativo, así para el ácido acético a 25ª C es de 1.76 x 10 5, definiendo el pKa como el
logaritmo decimal de la constante de disociación(AcH)del ácido, con el signo cambiado. El pKa de
un

ácido como el valor del pH para que el 50% del ácido se encuentre disociado. De igual forma, se
define el valor pKb. Se puede deducir que pKa + pKb = pKw = 14
pKa = -Log Ka; pKb = -Log Kb
DISOLUCIONES REGULADORAS
Los valores de pH en el organismos deben permanece casi constantes, (7.4) en el medio extracelular.
Por debajo de 7.0 o por encima de 7.8, puede sobrevenir la muerte del individuo, por tanto el
mantenimiento de la homeostasis ácido-base fisiológica es fundamental, para lograrlo el cuerpo
humano utiliza tres estrategias:
1. AMORTIGUADORES FISIOLÓGICOS (disoluciones reguladoras. Los organismos vivos al no
soportan variaciones de pH mayores de unas décimas de unidad, y por eso se han desarrollado a
lo largo de la evolución sistemas tampón o buffer, que mantienen el pH constante, mediante
mecanismos homeostáticos. Los sistemas tampón consisten en un par ácido-base conjugada
que actúa como dador y aceptor de protones respectivamente.
Por una base débil y la sal de su base conjugada. Ej. Amoníaco/cloruro de amoníaco
Acido débil y la sal de su base conjugada. Ej. Ácido acético/acetato sódico
Disoluciones que admite la adición de ácido o base sin que se modifique apreciablemente el pH de la
disolución. Se define la capacidad amortiguadora de una disolución reguladora la cantidad de ácido o
base que, añadida a dicha solución, produce una variación máxima de una unidad de pH, una buena
disolución reguladora contendría, en proporción análoga un ácido débil y su forma disociada (su base
conjugada) procedente de la sal correspondiente.
El equilibrio, como se ha expresado anteriormente sería: AH A
-
+ H
+
La adición de ácido desplazaría el equilibrio hacia la izquierda, mientras la adición de base lo haría a
la derecha. En ambos casos la concentración de iones hidrógeno libres tenderá a ser igual a la inicial.
Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio anterior, podemos obtener la ecuación de
Henderson-Hasselbalch, utilizada para el estudio y cálculo de los equilibrios ácido-base de las
disoluciones reguladoras.
Si consideramos un ácido débil AH, la mayor parte del mismo se encuentra en forma disociada,
con una fracción muy pequeña de iones A
-
y H
+
. En disoluciones amortiguadoras diluidas, se
puede considerar que la concentración de ácido no disociado (AH) es igual a la concentración
total del ácido, y la concentración del anión o base conjugada (A
-
) es igual a la concentración total
de sal. Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio obtendríamos:
Ka = (A
-
) (H
+
)
(AH)
Despejando H
+
(H
+
) = Ka (AH)
(A
-
)
Al aplicar logaritmos Log (H
+
) = Log Ka + Log (AH)
Considerando las definiciones de pK y pH se obtiene
(A
-
)
pH = pKa + Log (A
-
)
(AH)

Apuntes Bioquímica 1.
Lógica Molecular de la
Vida
Pedro Manuel Soto G.
O lo que es igual:
18
pH = pKa + Log (Base)
(Sal)
De la expresión de Henderson-Hasselbalch se deduce:
1. El valor de pH de una disolución reguladora depende de la proporción relativa de ácido-sal o
base, no de sus concentraciones absolutas.
2. Las concentraciones absolutas influyen en la capacidad de amortiguación. Al aumentar la
concentración de la disolución reguladora, aumenta la capacidad para amortiguar los cambios
de pH.
3. La amortiguación es máxima cuando el pH del medio coincide con el pKa de la disolución,
esto sucede cuando las concentraciones de ácido y sal, o de base y sal son iguales. Fuera de
este intervalo la capacidad de amortiguación disminuye considerablemente.
DISOLUCIONES REGULADORAS FISIOLÓGICAS
1. Amortiguador fosfato: la disociación del ácido fosfórico, ácido triprótico se desarrolla con la
pérdida de un protón en cada equilibrio establecido, al que corresponde un valor de pKa
determinado. Estos equilibrios son:
H3PO4
-
H2PO4
-
HPO4
2
PO4
3
pKa1 = 2.21 pKa2 = 6.80 pK3 = 12.70
2. Amortiguador bicarbonato: es común en los líquidos intercelulares, mantiene el pH en valores
próximos a 7.4, gracias al equilibrio entre el ión bicarbonato y el ácido carbónico, que a su vez se
disocia en dióxido de carbono y agua: Si aumenta la concentración de hidrogeniones en el medio,
por cualquier proceso químico, el equilibrio se desplaza a la derecha y se elimina al exterior el
exceso de CO2 producido. Si por el contrario disminuye la concentración de hidrogeniones del
medio, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, por lo cual se toma CO2 del medio exterior.
3. Proteínas, constituyen otro sistema regulador del pH sanguíneo, junto con los aminoácidos,
especialmente en la célula. Varios de los distintos aminoácidos poseen una cadena lateral
ionizable, con su correspondiente pKa, lo que permite que la proteína sea un buen amortiguador a
diferentes valores de pH.
4. Hemoglobina, por su importancia en la respiración y su abundancia en los eritrocitos, el sistema
regulador está constituida por las dos formas individuales, hemoglobina y
oxihemoglobinato/oxihemoglobina.
ALCALOSIS Y ACIDOSIS
Cuando se produce alteración en los valores de pH del organismo, las disoluciones fisiológicas
reguladoras, constituyen la primera opción para subsanar el problema, posteriormente se recurre a la
ventilación pulmonar, y finalmente a la filtración renal. La acción coordinada de estos sistemas evita
los efectos negativos del aumento o la disminución protónica, se denomina principio isohídrico de
mantenimiento del pH.
1. Acidosis, disminución del pH en el organismo.
Acidosis metabólica, causada en una excesiva combustión de grasas, en enfermedades como la
diabetes mellitas, a situaciones patológicas como la hipertermia, al catabolismo de las

proteínas, etc. Con el aumento de la producción de ácidos orgánicos como el ácido láctico o los
ácidos grasos que liberan protones, responsables de la disminución del pH.
El organismo tiende a compensar recurriendo a:
- Hiperpnea, ventilación pulmonar profunda y rápida, para eliminar cantidades elevadas de
anhídrido carbónico. Al aumentar la ventilación, se elimina anhídrido carbónico,
disminuyendo la concentración de protones y aumentando el pH.
- Retención de bicarbonato, o eliminación de protones, o ambos mecanismos por el riñón.
Disminuye el pH de la orina y aumenta el pH del organismo.
- Tratamiento, administrar disoluciones isotónicas de naturaleza ligeramente alcalina, como
infusiones de bicarbonato, tampón tris (tris hidroximetilaminometano), etc.
Acidosis respiratoria. Causada por insuficiencia en la ventilación pulmonar, hipoventilación,
bronquitis crónica, enfisema, etc. Determinando que el equilibrio se altere, liberándose iones
hidrógeno. Se compensa al aumentar en el riñón la reabsorción de bicarbonato y la excreción
de protones, con lo que el pH del medio interno aumenta. Se trata con aumento del volumen
de ventilación o respiración pulmonar, con respiración asistida.
2. Alcalosis, incremento del pH en el medio interno se clasifica como:
Alcalosis metabólica, causada por vómitos continuos, con pérdida de HCl, diarrea,
hiperaldosteronismo (síndrome de Conn). Compensada por disminución de la ventilación
(aumento de anhídrido carbónico en el organismo), o aumentando la excreción de bicarbonato
o reteniendo protones. Tratada con una disolución ligeramente ácida, como HCl diluido, ácido
láctico, etc.
Alcalosis respiratoria. Causada por hiperventilación pulmonar, por ansiedad, insuficiencia
cardiaca, fiebre, hipoxia, se elimina anhídrido carbónico y se disminuye la concentración de
protones aumentando el pH. Se compensa a través del riñón aumentando la eliminación del
anión bicarbonato y la retención de protones para reducir el pH del medio. Tratada
aumentando el espacio no oxigenado colocando una bolsa de papel que cubra las vías
respiratorias.
1.4. IONES
__________________________________________________________________________

Al definir electrolito como “una sustancia que en estado líquido o en disolución conduce la corriente
eléctrica con transporte de materia, por contener iones libres”, clasificando las diluciones
moleculares y disoluciones iónicas.
Disoluciones moleculares son aquellas en las que el soluto se disuelven en forma de
moléculas sin disociar, por lo que el número de partículas existentes en disolución coincide
con el número de moléculas de las mismas. Se denominan diluciones no electrolíticas. .
Disoluciones iónicas, son aquellas en las que el soluto s disuelve en forma de iones, es
decir, sus moléculas se disocian, y por tanto, el número de partículas en disolución es superior
al número de moléculas de la misma. Conducen la corriente eléctrica y se denominan
disoluciones electrolíticas.
ÓSMOSIS
27
1. Ósmosis y presión osmótica
Si tenemos dos disoluciones acuosas de distinta concentración separadas por una membrana
semipermeable (deja pasar el disolvente pero no el soluto), se produce el fenómeno de ósmosis que
sería un tipo de difusión pasiva caracterizada por el paso del agua (disolvente) a través de la
membrana semipermeable desde la solución más diluida (hipotónica) a la más concentrada
(hipertónica), este trasiego continuará hasta que las dos soluciones tenga la misma concentración
(isotónicas o isoosmóticas).
Y se entiende por presión osmótica la presión que sería necesaria para detener el flujo de agua a
través de la membrana semipermeable.
La membrana plasmática de la célula puede considerarse como semipermeable, y por ello las células
deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos que las bañan.
27

Cuando las concentraciones de fluidos extracelulares e intracelulares es igual ambas
disoluciones son isotónicas.
Y si por el contrario los medios extracelulares se diluyen, se hacen hipotónicos respecto a la
célula, el agua tiende a entrar y las células se hinchan, se vuelven turgentes (turgencia),
llegando incluso a estallar.
Si los líquidos extracelulares aumentan su concentración de solutos se hacen hipertónicos
se hacen hipertónicos respecto a la células, y esta pierde agua, se deshidrata y mueren
(plasmólisis)
2. Difusión y diálisis
Los líquidos presentes en los organismos son dispersiones de diversas sustancias en el seno del
agua. Según el tamaño de las partículas, se formaran dispersiones moleculares o disoluciones
verdaderas, como ocurre con las que se forman con las sales minerales o por sustancias orgánicas
de moléculas pequeñas, como los azúcares o aminoácidos.
Las partículas dispersas pueden provocar además del movimiento de ósmosis:
Diálisis, en este caso pueden atravesar las membranas además del disolvente, molecular y éstas
pasan atravesando la membrana desde la solución más concentrada a la más diluida. Es el
fundamento de la hemodiálisis que intenta sustituir la filtración renal deteriorada.
Difusión, fenómeno por el cual las moléculas disueltas tienden a distribuirse uniformemente en el
seno del agua. Puede ocurrir también a través de una membrana si es lo suficientemente
permeable.
Así se realizan los intercambios de gases y algunos nutrientes entre la célula y el medio en el que
vive.

LAS SALES MINERALES
Además del agua existen otras biomoléculas inorgánicas como sales minerales, en función de su
solubilidad en agua pueden ser:
1. Sales insolubles en agua. Forman estructuras sólidas, que suelen tener función de sostén o
protectora:
Esqueleto interno de vertebrados, en el que encontramos: fosfatos, cloruros y carbonato de
calcio
Caparazones de carbonato cálcico de crustáceos y moluscos
Endurecimiento de células vegetales, como gramíneas (impregnación con sílice)
Otolitos del oído interno , formando cristales de carbonato de calcio (equilibrio)
2. Sales solubles en agua, se encuentran disociadas en sus iones (cationes y aniones) que son los
responsables de su actividad biológica. Desempeñan las siguientes funciones:
Funciones catalíticas, algunos iones como el Cu+, Mn2+, Mg2+, Zn+,… actúan como
cofactores enzimáticos.
Funciones osmóticas, intervienen en los procesos relacionados con la distribución de agua
entre el interior celular y el medio donde vive esa célula. Los iones de Na, K y Ca, participan
en la generación de gradientes electroquímicos, imprescindibles en el mantenimiento del
potencial de membrana y en la sinapsis neuronal.
Función tampón, se lleva a cabo por los sistemas carbonato-bicarbonato, y también por el
monofosfato-difosfato.

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