PEQUEÑA PRESENTACION DE LOS LIQUIDOS EN BIOQUIMICAA

1. PROPIEDADES DEL
AGUA,PH Y EQUILIBRIO
HIDROELECTROLITICO.

2. El agua es el componente químico
predominante de los organismos vivos. Sus
singulares propiedades físicas, que incluyen la
capacidad para disolver una amplia gama de
moléculas orgánicas e inorgánicas, se derivan
de su estructura bipolar y de su excepcional
capacidad para formar enlaces de hidrógeno.
 La inmensa mayoría de las células son
soluciones acuosas al 20%; es decir, están
compuestas por 80% de agua y 20% de todas
las demás moléculas, por lo que el agua es la
molécula más abundante de todas las que
integran los seres vivos. En consecuencia, el
organismo humano intercambia con su medio
externo mayor número de moléculas de agua
que de todas las demás moléculas juntas.

3.  Gran parte de la maquinaria metabólica de las células debe operar en un
ambiente acuoso porque el agua es un solvente esencial y también un sustrato de
numerosas reacciones celulares.
 Este estudio detallado de la química de la vida comenzará examinando las
propiedades del agua. Sus propiedades físicas le permiten funcionar como
solvente de sustancias iónicas y polares, mientras que sus propiedades químicas
condicionan que forme enlaces débiles con otros compuestos.

4.  La representación de la molécula del
agua en la forma de H2O, o sea, una
pequeña molécula formada por dos
átomos de hidrógeno unidos a un
átomo de oxígeno.

5.  El agua tiene una propensión leve a disociarse hacia iones hidroxilo y protones. La acidez
de soluciones acuosas por lo general se reporta usando la escala de pH logarítmica.
 El bicarbonato y otros amortiguadores en circunstancias normales mantienen el pH del
líquido extracelular entre 7.35 y 7.45. Las alteraciones sospechadas del equilibrio acido
básico se verifican al medir el pH de la sangre arterial y el contenido de CO2 de la sangre
venosa.
 Algunas causas de acidosis (pH sanguíneo < 7.35) son cetosis diabética y acidosis láctica.
La alcalosis (pH >7.45) puede presentarse después de vómitos de contenido gástrico ácido.

6.  La regulación del equilibrio del agua
depende de mecanismos hipotalámicos que
controlan la sed, de la hormona
antidiurética (ADH), de la retención o
excreción de agua por los riñones, y de la
pérdida por evaporación.

7. Las moléculas de agua forman
enlaces de hidrógeno
 Un núcleo de hidrógeno parcialmente desprotegido, unido de manera covalente a
un átomo de oxígeno o de nitrógeno que extrae electrones, puede interactuar con
un par de electrones no compartidos sobre otro átomo de oxígeno o nitrógeno
para formar un enlace de hidrógeno.
 La formación de enlaces de hidrógeno ejerce una profunda influencia sobre las
propiedades físicas del agua, lo que explica su viscosidad, tensión superficial y
punto de ebullición excepcionalmente altos.

8. Propiedades fisicoquímicas del
agua líquida

9. Calor específico
 El calor específico se define como la cantidad de energía calorífica
necesaria para aumentar la temperatura de 1 g de una sustancia en 1°C.
Es alto para el agua (1 cal/g) en comparación con otros líquidos. Esta
propiedad se puede entender como que el agua, gramo por gramo,
absorbe más energía calorífica por grado que la mayoría de las demás
sustancias.

10. Calor de fusión
 El calor de fusión representa la energía cinética que deben adquirir las moléculas
del sólido para pasar de un orden continuo, impuesto por las fuerzas de atracción
en el sólido, hacia un orden discontinuo, característico del líquido.

11. El agua como solvente

12.  Al agua se le identifica como el solvente universal, debido a su capacidad de
disolver más sustancias y en mayor cantidad que cualquier otro solvente. La
constante dieléctrica del agua, su capacidad de hidratación y de formación de
puentes de hidrógeno, así como la posibilidad de romper los enlaces iónicos
de las moléculas que disuelve, explican el comportamiento del agua como
solvente universal.

14. B. Concentraciones celulares y difusión
Hay tres razones por las que los solutos se disuelven con
más lentitud en las células.
• 1. La viscosidad del citoplasma es mayor que la del agua, lo que se
debe a la presencia de numerosos solutos, como los azúcares. De
acuerdo con mediciones recientes parece que la viscosidad del
citoplasma sólo es un poco mayor que la del agua, aun en los
organelos empacados densamente.
• 2. Las moléculas con carga se enlazan momentáneamente entre sí
dentro de las células y ello restringe su movilidad. Dichas
consecuencias de la unión ejercen un efecto pequeño, pero
apreciable, sobre las tasas de difusión.
• 3. Los choques con moléculas de agua inhiben la difusión a causa de
un efecto que se denomina hacinamiento molecular. Es la principal
razón por la que se desacelera la difusión en el citoplasma.

15. C. Presión osmótica
 Si una membrana permeable al solvente separa a dos soluciones que contienen
concentraciones distintas de sustancias disueltas, o solutos, las moléculas del solvente se
difundirán desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada en un proceso
llamado ósmosis.

17.  Las composiciones de las soluciones intracelulares son bastante distintas de las de las
soluciones extracelulares, y unos compuestos se concentran más y otros menos
dentro de las células. En general, las concentraciones de los solutos dentro de la
célula son mucho mayores que sus concentraciones en el ambiente acuoso fuera de la
célula.
 Las células recurren a varias estrategias para evitar que la presión osmótica se vuelva
tan grande que las haga explotar. Una estrategia consiste en condensar muchas
moléculas individuales y formar una macromolécula. Por ejemplo, las células animales
que almacenan glucosa la empacan como polímero, llamado glucógeno, que contiene
unos 50000 residuos de glucosa.

18. Las sustancias no polares son insolubles
en agua
 que las moléculas de agua excluyen a las sustancias no polares forzándolas a
asociarse entre sí. Por ejemplo, las gotas diminutas de aceite que se dispersan en
forma vigorosa en agua tienden a coalescer y formar una sola gota, con lo cual
minimizan la superficie de contacto entre las dos sustancias.
 Se dice que las moléculas no polares son hidrofóbicas (que “odian” al agua) y a
este efecto de exclusión de sustancias no polares por parte del agua se le llama
efecto hidrofóbico. El efecto hidrofóbico es crítico para el plegamiento de las
proteínas y el autoensamblaje de las membranas biológicas.

19.  Los detergentes, a los que a veces se les llama
surfactantes o agentes tensoactivos, son
moléculas que son hidrofílicas e hidrofóbicas a
la vez.
 Uno de los detergentes sintéticos que se usa
con más frecuencia en bioquímica es el
dodecilsulfato de sodio (SDS, de sodium
dodecyl sulfate), que contiene una cola con 12
carbonos y un grupo sulfato polar (figura 2.8).
La parte de hidrocarburo en un detergente es
soluble en sustancias orgánicas no polares,
mientras que su grupo polar es soluble en
agua.

20. Interacciones no covalentes.
 se presentaron dos clases de interacciones no covalentes: puentes de hidrógeno
e interacciones hidrofóbicas. Interacciones débiles como éstas juegan papeles
de extrema importancia en las estructuras y funciones de las macromoléculas.
 En realidad hay cuatro enlaces o fuerzas no covalentes principales que
intervienen en la estructura y la función de las biomoléculas. Además de los
puentes de hidrógeno y la hidrofobicidad, también hay interacciones entre carga y
carga, y fuerzas de van der Waals.

21. A. Interacciones carga-carga
 Las interacciones carga-carga (o entre cargas) son interacciones electrostáticas
entre dos partículas cargadas. Esas interacciones son potencialmente las fuerzas
no covalentes más grandes y se pueden extender a mayores distancias que otras
interacciones no covalentes.
 La fuerza de estas interacciones en solución depende de la naturaleza del
solvente. Como se hizo notar ya, el agua debilita mucho esas interacciones. En
consecuencia, la estabilidad de los polímeros biológicos en un ambiente acuoso
no depende tanto de las interacciones carga-carga, pero dichas interacciones sí
desempe ñan un papel en el reconocimiento de una molécula por parte de otra.

22.  El término más adecuado para denominar esas interacciones se llama apareamiento
de iones. Las interacciones carga-carga también explican la repulsión mutua de
grupos iónicos con carga similar.

23. B. Puentes de hidrógeno
 cuando un átomo de hidrógeno está unido de
forma covalente a un átomo fuertemente
electronegativo como el de nitrógeno, oxígeno o
azufre, se puede formar un puente de hidrógeno
cuando el átomo de hidrógeno está a 0.2 nm,
aproximadamente, de otro átomo fuertemente
electronegativo que disponga de un par de
electrones sin compartir.
 Como se describió antes en el caso de los
puentes de hidrógeno entre moléculas de agua,
el átomo unido en forma covalente (indicado con
D en la figura 2.10a) es el donador de hidrógeno
y el átomo que atrae los protones (designado
como A en la figura 2.10a) es el aceptador de
hidrógeno.

24. C. Fuerzas de van der Waals
 Las interacciones electrostáticas transitorias o momentáneas causan fuerzas
intermoleculares débiles entre todos los átomos neutros. Esas fuerzas de van der
Waals, bautizadas en honor de Johannes Diderik van der Waals, físico holandés,
sólo se producen cuando los átomos están muy cercanos entre sí. Las fuerzas de
van der Waals son tanto de atracción como de repulsión. Las fuerzas de atracción,
que también se llaman fuerzas de dispersión de London, se originan en el dipolo
infinitesimal generado en los átomos por el movimiento aleatorio de los electrones
con carga negativa en torno a los núcleos con carga positiva. Así, las fuerzas de
van der Waals son atracciones dipolares o electrostáticas entre los núcleos de
átomos o moléculas y los electrones de otros átomos o moléculas.

25. D. Interacciones hidrofóbicas
 La asociación de una molécula o grupo relativamente no polar con otras
moléculas no polares se llama interacción hidrofóbica. Si bien a las interacciones
hidrofóbicas a veces se les llama “enlaces” esta descripción es incorrecta. Las
moléculas o grupos no polares tienden a agregarse en solución acuosa no por la
atracción mutua sino porque las moléculas polares de agua atrapadas en torno a
los compuestos no polares tienden a asociarse entre sí y no con las moléculas no
polares.

26. El agua es nucleofílica
 Las moléculas de agua pueden reaccionar con moléculas biológicas.
 El átomo de oxígeno, rico en electrones, determina gran parte de la reactividad del
agua en las reacciones químicas. A las sustancias ricas en electrones se les llama
nucleófilos (“amantes” del núcleo) porque buscan especies con carga positiva, o
con deficiencia en electrones, llamadas electrófilos (“amantes” del electrón).
 Los átomos nucleófilos más comunes en biología son de oxígeno, nitrógeno,
azufre y carbono.

27.  El átomo de oxígeno en el agua tiene dos pares de electrones no compartidos y
por ello es nucleofílico. Aunque el agua es un nucleófilo relativamente débil, su
concentración celular es tan alta que cabe esperar que muchas macromoléculas
sean degradadas fácilmente por el ataque nucleofílico del agua.

28.  Por ejemplo, las proteínas se pueden hidrolizar o degradar por el agua para
liberar sus unidades monómeras, que son los aminoácidos (figura 2.14). El
equilibrio de la hidrólisis completa de una proteína está muy orientado hacia la
dirección de la degradación; en otras palabras, en presencia de agua, el
destino final de todas las proteínas es ¡su destrucción por hidrólisis!

29. La escala de pH

30.  Existen varios procesos bioquímicos como el transporte de oxígeno en la sangre,
la catálisis de reacciones con enzimas y la generación de energía metabólica
durante la respiración o la fotosíntesis que están muy influidos por la
concentración de protones.
 Se dice que el agua pura es “neutra” con respecto a la carga iónica total ya que la
concentración de los iones hidrógeno con carga positiva y la de los iones hidróxido
con carga negativa es igual. Las soluciones neutras tienen un valor de pH igual a
7.0 porque el valor negativo del log(10*7) es 7.0.

31.  Las soluciones ácidas tienen un exceso de H debido a la presencia de soluto
disuelto que suministra iones H.
 Así, mientras mayor es la concentración de H, el pH de la solución es menor.
Como la escala de pH es logarítmica, un cambio de una unidad de pH
corresponde a un cambio de 10 veces en la concentración de H.
 Las soluciones básicas tienen valores de pH mayores que 7.0 y las soluciones
ácidas tienen valores de pH menores que 7.0. La figura 2.15 ilustra los valores de
pH de diversas soluciones. Se toman mediciones exactas de valores de pH en
forma rutinaria usando un medidor de pH,

32.  La sangre de pacientes que padecen
ciertas enfermedades, como diabetes,
puede tener menor pH, condición que se
llama acidosis. El estado en el que el pH de
la sangre es mayor que 7.4 se llama
alcalosis

33. Constantes de disociación de
ácidos débiles

34.  Los ácidos y bases que se disocian por completo en agua, como el ácido clorhídrico y
el hidróxido de sodio, se llaman ácidos fuertes y bases fuertes. Hay muchos otros
ácidos y bases, como por ejemplo los aminoácidos que forman las proteínas y las
purinas y pirimidinas del ADN y ARN, que no se disocian por completo en el agua. A
dichas sustancias se les conoce como ácidos débiles y bases débiles.
 que un ácido se definió como una molécula que puede donar un protón, y una base
como un aceptador de protones. Los ácidos y las bases siempre existen en pares
porque por cada donador de protón debe haber un aceptador de protón. Ambos lados
de la reacción de disociación deben contener un ácido y una base.

35. Así, la reacción del equilibrio de la disociación completa del HCl es:
El HCl es un ácido porque puede donar un protón. En este caso el aceptador de protón es el
agua, que es la base en esta reacción de equilibrio. En el otro lado del equilibrio están los
iones Cl y el hidronio H3O. El ion cloruro es la base que corresponde al HCl después que cede
su protón. Al Cl se le llama la base conjugada del HCl, lo que indica que es una base, es decir,
que puede aceptar un protón, y es parte de un par ácido-base (es decir, HCl/Cl). De igual
modo, el H3O es el ácido en el lado derecho del equilibrio porque puede donar un protón. H3O
es el ácido conjugado del H2O. Toda base tiene un ácido conjugado correspondiente, y todo
ácido tiene una base conjugada correspondiente.

36.  La razón por la que el HCl es un ácido tan fuerte es porque el equilibrio, en la
reacción 2.11, está desplazado tan hacia la derecha que el HCl se disocia por
completo en el agua. En otras palabras, el HCl tiene una fuerte tendencia a donar un
protón cuando se disuelve en agua. Esto también quiere decir que la base
conjugada, Cl, es muy débil porque casi nunca aceptará un protón.

37. Las soluciones de ácidos débiles
y sus sales amortiguan cambios del pH
 Las soluciones de ácidos o bases débiles y sus conjugados muestran
amortiguación, la capacidad para resistir a un cambio del pH después de la
adición de un ácido o una base fuerte.
 dado que muchas reacciones metabólicas se acompañan de liberación o
captación de protones, casi todas las reacciones intracelulares están
amortiguadas.
 El metabolismo oxidativo produce CO2, el anhídrido del ácido carbónico, que de
no amortiguarse produciría acidosis grave.