El agua es una sustancia constituida por moléculas de H2O, siendo la molécula más abundante en los sistemas biológicos. Es una molécula polar y presenta una elevada cohesión interna debido a interacciones débiles llamadas puentes de hidrógeno, que forman una red tridimensional.
Estados del Agua en la Naturaleza
- Sólido: Presenta 4 puentes de hidrógeno por molécula.
- Líquido: Los puentes de hidrógeno se crean y se destruyen constantemente.
- Gas: Los puentes de hidrógeno son más grandes, lo que resulta en una mayor densidad.
Propiedades Físicas y Químicas del Agua
Las propiedades físicas y químicas del agua dependen de su naturaleza dipolar y de su capacidad para formar puentes de hidrógeno.
- Propiedades Físicas:
- Elevada temperatura de ebullición (100ºC).
- Densidad máxima a 4ºC.
- Elevado calor específico y de evaporación.
- Propiedades Químicas:
- Elevada constante dieléctrica.
- Disolvente universal (para moléculas anfipáticas y apolares).
- Capacidad de solvatación de iones (apantallamiento).
- Elevada tensión superficial.
- Electrolito débil.
Disolución de Moléculas Anfipáticas
El agua forma una estructura que envuelve la zona hidrófila de las moléculas anfipáticas. Estas moléculas se agrupan, minimizando el contacto del agua con la zona hidrofóbica, formando estructuras como las micelas. Estas son agrupaciones hidrofóbicas.
Equilibrio de Disociación del Agua
El agua se disocia en un equilibrio dinámico:
H2O + H2O <=> H3O+ + OH–
Simplificado: H2O <=> H+ + OH–
Enlaces Débiles en Macromoléculas
Los enlaces débiles son cruciales, especialmente en las macromoléculas. Incluyen:
- Interacciones hidrofóbicas.
- Puentes de hidrógeno.
- Puentes salinos.
- Fuerzas de Van der Waals (dipolos opuestos).
Un ejemplo de la importancia de los enlaces débiles es la estructura tridimensional de una proteína, que se estabiliza con el mayor número posible de estos enlaces, siendo la conformación más favorecida termodinámicamente. También son importantes en la formación del complejo enzima-sustrato.
Disociación del Agua y Concepto de pH y pOH
H2O <=> H+ + OH–
Keq = 1.8 x 10-16 M = [H+][OH–] / [H2O]
[H+][OH–] = 10-14
Por lo tanto, [H+] = [OH–] = 10-7 M (en agua pura)
Concepto de pH: Es el logaritmo negativo de la concentración molar del ion hidronio (H3O+).
pH = -log[H+] = 7 (neutro)
Concepto de pOH: Es el logaritmo negativo de la concentración molar del ion hidróxido (OH–).
pOH = -log[OH–] = 7 (neutro)
Ácidos y Bases: Definiciones y Tipos
Concepto de ácidos: Sustancias moleculares o iónicas capaces de ceder protones (H+).
- Fuertes: Disociación total (ej. HCl).
- Débiles: Disociación parcial (ej. ácido acético).
Los ácidos débiles se disocian parcialmente, mientras que los fuertes lo hacen en su totalidad. Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.
Ionización del Agua y Constante de Acidez (Ka)
H2O <=> H+ + OH–
pH = -log[H+] = 7
Ka = [H+][OH–] / [H2O]
La mayoría de los procesos biológicos ocurren a pH entre 6.5 y 8.0, con excepciones como el jugo gástrico (pH 1-2).
Ácidos Polipróticos y Constante de Disociación (Ka)
Ejemplos de disociación de ácidos polipróticos:
HA+ <=> A + H+
HA <=> A– + H+
HA– <=> A2- + H+
Constante de disociación: Ka = [H+][A–] / [HA]
Cuanto mayor es Ka, mayor es la tendencia del ácido a disociarse y más fuerte es el ácido. La fuerza de los ácidos se expresa a menudo en función de pKa.
pKa = -log Ka
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
La ecuación de Henderson-Hasselbalch describe cómo cambia el pH de un ácido débil al cambiar la proporción ácido/base conjugada:
pH = pKa + log [A–] / [HA]
Si [AH] = [A–], entonces pH = pKa + log 1 => pH = pKa
Sistemas Amortiguadores (Tampones)
Un tampón es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones relativamente elevadas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de ácidos o bases fuertes. Esto se debe al efecto del ion común y a las diferentes constantes de acidez y basicidad. Una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo que tiene un efecto menor sobre el pH.
Tampones Fisiológicos
Grupos R de los Aminoácidos
Los aminoácidos tienen carácter anfótero, es decir, pueden captar o ceder protones debido a los grupos NH2 y COOH. Estos grupos se presentan ionizados o protonados en contacto con el agua, actuando como donantes o aceptores de protones.
- En pH ácido, el grupo amino capta un protón: -NH3+ (pKa ≈ 9).
- En pH básico, el grupo carboxilo pierde un protón: -COO– (pKa ≈ 2).
En el punto de pKa de cada grupo, el 50% de los radicales se encuentran en sus formas protonadas y desprotonadas. En este punto, la variación del pH al añadir una base es mínima, y el efecto tamponador es máximo. Las proteínas y los aminoácidos actúan como amortiguadores del pH.
Los valores de pKa pueden verse afectados por radicales próximos, variando la capacidad amortiguadora. Por ejemplo, la histidina, próxima al grupo hemo en la hemoglobina, cambia su pKa según esté unida al oxígeno o no.
Cuando los aminoácidos se unen formando péptidos, las propiedades amortiguadoras de los grupos amino y carboxilo desaparecen, pero persisten las de los grupos terminales y las cadenas laterales ionizables.
Tampón Bicarbonato
El tampón bicarbonato está compuesto por ácido carbónico (H2CO3) y bicarbonato (HCO3–). Su pKa es de 6.1. Representa el 75% de la capacidad tampón total de la sangre. Es un sistema abierto, ya que el CO2 se elimina en la respiración, los H+ se eliminan por vía renal y el HCO3– puede reponerse en la orina.
Cuando el pH disminuye, el bicarbonato toma los protones libres, desplazando el equilibrio hacia H2CO3. La anhidrasa carbónica (en los glóbulos rojos) cataliza la conversión de H2CO3 en CO2 y H2O. El CO2 se elimina por los pulmones. Si el pH aumenta, se forma HCO3– a partir de H2CO3, captando CO2. Las concentraciones de HCO3– y H+ se controlan fisiológicamente a nivel renal. El riñón elimina protones y mantiene la concentración de bicarbonato.
Tampón Fosfato
Se compone de hidrogenofosfato (HPO42-) y dihidrogenofosfato (H2PO4–). Actúa en el plasma y el líquido intersticial. Tiene un pKa de 6.8, cercano al pH plasmático. Su concentración en sangre es baja, y su eliminación renal es lenta. Sin embargo, a nivel intracelular, el tampón fosfato es muy importante debido a sus elevadas concentraciones.
Hemoglobina
Además de transportar oxígeno, la hemoglobina actúa como tampón en la sangre. La hemoglobina existe como una mezcla de formas oxigenadas y desoxigenadas. La proporción depende de la concentración de O2. La hemoglobina tiene muchos grupos ionizables, incluyendo un residuo de histidina con un pKa cercano a la neutralidad. La hemoglobina existe como una mezcla de formas protonadas y no protonadas, y la proporción depende del pH de la sangre.
Se consideran cuatro especies de hemoglobina: oxihemoglobina protonada y no protonada, y desoxihemoglobina protonada y no protonada. La proporción de cada una depende de la concentración de O2 y del pH.
Condiciones Patológicas Asociadas al pH Sanguíneo
Los términos acidosis y alcalosis describen situaciones anormales en el organismo debido a un exceso de ácido o de base en la sangre.
- Acidosis: pH sanguíneo menor que 7.35.
- Alcalosis: pH sanguíneo mayor que 7.45.
Equilibrio relevante: CO2 + H2O <=> H3O+ + HCO3–
Acidosis
- Metabólica:
- Diabetes.
- Dietas altas en proteínas y bajas en grasas.
- Ejercicio excesivo.
- Respiratoria:
- Obstrucción pulmonar.
- Hipoventilación.
- Enfermedades que dificultan la expulsión de CO2.
- Tratamiento:
- Ventilación.
- Perfusión intravenosa de NaHCO3–.
Un aumento de [CO2] causa un aumento de [H+], disminuyendo el pH (desplazamiento del equilibrio hacia la derecha).
Alcalosis
- Respiratoria:
- Trastornos del SNC.
- Drogas.
- Cambios hormonales.
- Ansiedad.
Una toma excesiva de O2 causa una disminución de [CO2], lo que a su vez disminuye [H+] y aumenta el pH (desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda).