Victor W. Rodwell, PhD

Ld5 biomolecula~ polarcs orghicas e inorgánicas de 1% células vivienles existen y reaccionan de manera pri- niariri en un ambiente acuoso El agua, una molécula notable esencial para la vida, solubiIi75~ y modifica las características de biomoléculas coino hcidos nucleicos, protcinas y carbohidratos al formar puentes de hidr6geno con sil? grupos fi~nciotiales. Estas interac- ciones mridifican las propiedades de las biomoléculas y si15 conformaciones en solucicin. ],os cambios le dan a las molkciilas ias propiedades esenciales para el ciclo de la vida. [,si$ biornoléculas -aun aquéllas relati- vamei1:e no pulares, tales como ciertos lipidos- tambiéti inodificw las propiedades del agua La comprensión de 3us mecanismos honieostáticos utilizados por los or- ganismos para conservar un entorno intraceliilar rela- tivamente constante debe considerar el pH y el amortiguarnierito en liquidos corporales y compar- timienlos siibcelulares. Por ultimo, el compor- tamiento de disociación de los gmpos funcionales de biomol~culas en soJuci6n acuosa a diversos valores de pH e? critico cn la comprensióti de sus reacciones y propiedades tanto en células vivas corno en el la- boratorio

IMPORTANCIA BIOM~DICA

Ida homeostasis, conservaci6n de la cornposic~ón del rnedio interno que es esencial para la salud, incluye considerar la distribucihn dcl agua en el cuerpo y la preservaci~n del ptl así como de concentmciones clecirol iticas apjopiadas. Dos terceras partes del agua corporal total (55 a 65% del peso corporal eri varones y alrededor de 10% menos en mujeres) cs liquido intracelular. Del liquido extracelular remanente, el plasma sanguineo constituye cerca de 25 por ciento.

La regulaciiin del equilibrio hídrico depende de mecanismos hipcitaláinicos para controlar la sed, de la hormona aiitidiurdtica y de la retención o excrecion del agua por los riilones. 1.0s estados de depleción de agua y exceso de Iíqiiido corporal son bastante comu- nes. En inuchos casos se acompañan de deficiencia o exceso de sodio. Las causas de dealecibn hidrica son a una disminución de la ingestión (por ejemplo, en estados de coma) e increniento de la perdida (por ejemplo, perdida renal en la diabetes sacarina, cuthnea por sudaciún intensa y gastrointestinal eii diarrea in- tensa en lactantes y en ctilera). Las causas de exceso de agua corporal se deben al incremento en la inger- tión (por ejemplo, excesiva administración de liquidos IV) y excrecibn escasa (por ejemplo, en insuficiencia renal grave). Ciertos niecanismos osrnóticos y no osmóticos protegen el agua y la htirneostasis osrn0tica del liquido extracelular. Tanto la conservacibn del agua por la atitidiuresis como la ingestihn de liquido por la sed, sirven para mantener la homeostasis. Incrc- mentos tan pequefios como 2% en la osmolaridad del liquido r:xtraceluIar pueden provocar sed y Iiberacihn de liorniona antidiurética (ADH) en la hipáfi~is. Un mecanismc) algo menos sensible desencadena la Iihe- ración no osmólica de ADH y la sed, cuando disminuye 10nA el volumen de liquido circulante extracelular. La diabetes insípida nefrogeiia, de origen genético, se caracteriza por sed extrema, ingest icin abundante de agua e incapacidad para concentrar la orina o para responder a cambios sutiles en la osmolaridad de liqiiido extracelular; esto se dehc a la incapacidad de los osmorreceptores de ADH en los túbulos renales para responder a la ADH.

La conservación del liquido extracelular dcntto de un p1-E entre 7.35 y 7.45, cn donde el sistema amortiguador de bicarbonato tiene una funcihn im- portante, es cscncial para la salud. Las alteraciones del equilibrio acidobásico se diagnostican en el labora-

torio clínico por medicibn del pH de la sangre arteria1 y el contenido de COZ de la sangre venosa. Las causas de la acidosis (pH sangutneo < 7.35) incluyen cetoaci- dosis díabdtica y acidosis 1Actica; mientras que las de la alcalosis (gH sanguineo > 7.45) comprenden el vbmito de contenido ácido gástrico o el tratamiento con ciertos diun5ticos. Un diagnóstico preciso y un rápido tratamiento del desequilibrio hidrico y de las alteraciones acidobiisicas se apoyan en gran medida en la comprensi6n de los conceptos considerados en este capitulo.

EL AGUA ES UN SOLVENTE BIOLÓGICO IDEAL

El agua es una molécula tetraédrica ligeramente asimétrica

La molCcula del agua es un tetraedro irregular con oxígeno en el cenúo (figura 3-1). Los dos enlaces con hi- drbgeno se dirigen hacia dos vértices del tetraedro, en tanto que los electrones no compartidos del oxigeno en el orbital 2sp3 híbrido ocupan los dos vertices restantes. El ángulo entre los dos Atomos de hidrogeno (105 grados) es algo menor que el Angulo del tetraedro (109.5 grados), formando una figura geomdtrica lig- eramente asimktrica.

Las rnolécu las de agua forman dipolos

Debido a la estructura tetraédrica asimktrica, la carga eléctrica no se distribuye de manera uniforme alrede- dor de la moltcula de agua. El lado de1 oxigeno opuesto a los dos hidrbgenos muestra cierta riqueza de electrones, en tanto que del otro lado, los núcleos

de hidrógeno escasos en electrones forman una regi6n de carga positiva local. El término "dipoEoV se refiere a moléculas como el agua que tienen carga electrica (electrones) distribuida en forma desigual alrededor de su estructura.

El amoniaco también es dipolar y tetraédrico

En el amoniaco, los angulos de enlace entre hidrbgenos (107 grados) se aproximan al ángulo del tetraedro aun miis que en el agua (figura 3-2). Muchos compuestos químicos son dipolos. Entre ellos se In- cluyen alcoholes, fosfollpidos, aminohcidos y hcidos nucleicos.

LAS MOLÉCULAS DE AGUA FORMAN PUENTES DE HIDRÓGENO

Los puentes de hidrogeno confieren una estructura macromolecular

Debido a su caríicter dipolar, las moléculas de agua pueden asumir conf~rtmaciones ordenadas (conside- rese un copo de nieve). Al igual que el hielo, el agua liquida muestra una estructura rnacromolecular ankloga a la disposicibn ggeom&trica de las molkculas de agua en el hielo. La propiedad de las moltculas de agua de unirse unas con otras tanto en estado líquido como sblido surge del carhcter dipolar del agua. Se conserva como liquido más que como sblido debido a la naturdeza transitoria de estos complejos macro- moleculares (la vida media de asociacibn-disociacidn de las moléculas de agua es de alrededor de un mi- crosegundo). En estado sdlido, cada moltcula de agua se une con otras cuatro. En estado liquido, el número es algo menor (mlis o menos 3.5). Con excepcibn de

Figura 3-1. Estructura tetrabdrica del agua Flgura 3-2. Estructura tetraMrica del amoniaw

Agua y pH a 19

la naturaleza transitoria de las interacciones inter- moleculares en el agua liquida, ksta se parece al hielo en su estructura macromolecular mSis de lo que en un principio se imaginaba.

El cariicter dipolar de las moldculas de agua favo- rece los enlaces mutuos en conformaciones ordenadas con una geometría precisa dictada por la configuracibn interna de cada molécula de agua (figura 3-3).

La interacción electrostAtica entre el nijcleo de hidrdgeno de una moldcula de agua y el par de ekc- trones no compartidos de otra se denomina puente de hidrógeno. Comparados con enlaces covalentes, los puentes de hidriigeno son bastante debiles. Romper un enlace de hidrógeno en agua Iíquida requiere alrede- dor de 4.5 kcal de energía por mot -más o menos 4% de la energía que se requiere para romper el enlace O-H del agua ( 1 I O kcal/mol).

Los puentes de hidrógeno estabiliran proteínas y ácidos nucleicos

En tanto que el metano (peso molecular 16) y el amoniaco (peso molecular 17) son gases a la tempera- tura ambiente, e l agua (peso molecular 18) es un liquido. ¿Por quc es ast? La respuesta se apoya en la capacidad del agua para formar puentes de hidrogeno, lo cual explica tambien su viscosidad y su tensibn superficial relativamente altas.

La propiedad del agua de servir como solvente para iones y numerosas mol&culas orghnicas se debe a su carácter bipolar y a su capacidad para formar puentes de hidrhgeno. Las molCculas que pueden for- mar puentes de hidrógeno con el agua (por ejemplo, compuestos con radicales 4 N o S H , aminas,

Figura 3 3 . Izquierda: Reunibn de dos mol&culas dipolares de agua. La línea punteada representa un puente de hidrógeno. Nbtese que una mol8wla dada de agua puede actuar como donador o como aceptor de hidrbgeno, o ambas cosas a la vez Derecha: Unldn de una rnol6cula central de agua con otras cuatro mol6culas mediante puentes de hi- drógeno. Esta estructura es típica deT hielo y, en menor grado, del agua líquida.

esleres, aldehidos y cetonas) se sotvatan con facilidad lo que por su solubilidad en agua aumenta. Así, las proteinas solubles están recubiertas con una capa de agua formada por intercambio de enlaces de hi- drbgeno intermoleculares superfjciales por puentes de hidrógeno intramoleculares del agua, lo que incre- menta la solubilidad. El carácter dipolar del agua afecta profundamente sus interacciones con las bio- moltculas, En el ambiente acuoso de las cClulas vi-

vientes se producen muchas interacciones entre cargas y grupos polares de las biomoléculas. El DNA se pliega de modo que expone su azúcar y sus grupos fosfato polares a las moiéculas de agua. De manera similar, residuos polares de proteinas se presentan primaria- mente en la superficie biopolímera donde participan extensamente en interacciones con las moléculas de agua. La figura 3 4 ilustra la formacibn de puentes de hidrógeno entre el agua y grupos funcionales repre- sentativos de biomol~culas. N6tese que los alcoholes, del mismo modo que el agua, pueden participar como donadores y como aceptores de hidrógeno en la for- mación de puentes de hidrdgeno con agua o con otras biomoltsculas.

Grupos apolares como aquellos presentes en hidrocarburos no tienen capacidad para formar unio- nes hidrbgeno y, por tanto, son insolubles en agua. No obstante, estos grupos no polares pueden afectar la estructura hidrica. Cuando se añaden el agua, las moléculas apolares forman gotas esfericas con una supeficie mínima expuesta al agua; este fenbmeno se ilustra con la tendencia del aceite de olivo en agua fria para formar una sola gran masa flotante. La reduccibn aE mlnimo de la superficie apolar expuesta al agua es un proceso gobernado entrópicamente. La presencia de moltculas apolares reduce el numero de posibles orientaciones (grados de libertad) de las rnol~culas

Figura 3-4. Fomacibn de puentes de hidrbgeno entre un alcohol y agua, entre dos molbculas de etanol y entre el oxigeno carbonilo de un pbptido y el hidrbgeno del grupo amino de otro pkptido adyacente.

adyacentes al agua por lo que se acompafía de un incremento en la entropía. La reducción al minimo del área de la superficie apolar expuesta permite el mkimo grado de libertad (por ejemplo, desorden máximo) de

' las mo!éculas de agua cercanas y, por tanto, reduce al mínimo el incremento en entropía. En el agua. los hidrocarburos forman estructuras clatrato rígidas (se- mejante a cajas). De manera similar, en el ambiente acuoso de las ctlulas vivientes, las partes no polares de los biopolímeros tienden a situarse dentro de su estructura. minimiírando asi su contacto con el agua.

Las moléculas de agua presentan una tendencia ligera a disociarse, lo cual es fisiolciqicarnente importante

La propiedad del agua de ioni~arse, aunque de modo ligero, tiene importancia capital para la vida sobre la tierra. Dado que el agua puede actuar como un hcido o como una base, es posible representar su ionizacibn como una transferencia protónica intermolecular, que foma un ion hidronio (I.I,O&) y un ion hidr6xido (OH-):

. , En realidad, el protbn transferido est6 asociado con un racimo de: mol$culas de agua y existe en solucion, no siilo como H30- sino como algo semejante a HrOz' o H703'. Aunque para propósitos prhcticos este protbn

' al parecer 'Vesnudo" se escribe casi siempre como "H'", no debe olvidarse que de hecho esta fuerte- mente hidratado.

Ya que los iones se recombinan de manera con- tinua para formar rnolécu2as de agua y viceversa, no puede definirse si un hidrógeno o un oxigeno deterrni- nado tiene el estado de ion o de una parte de una moiécula de agua En un instante están como ion; un momento después como una parte de una mol6cula. Por fortuna, no es necesario considerar iones o molkcu- las individuales. Dado que 1 g de agua contiene 3.46 x

moléculas, su ionización puede describirse por estadística. Es suficiente conocer la probabilidad de que un hidrbgeno estC presente como ion o como parte de una molécula de agua.

Establecer que la probabilidad de que un hi- drbgeno exista como un ion es 0.01 significa que un átomo de hidrhgeno tiene una oportunidad en 100 de estar como ion y 99 posibilidades en 100 de estar como parte de una rno4&cula de agua. La probabilidad real de que un Atorno de hidrhgeno en agua pura exista coma ion hidr6geno es alrededor de 0.00000000 18 o 1 .S x 1 04. En consecuencia, la probabilidad de estar como parte de una rnotecula es casi la unidad. De- finido de otra manera, por cada ion hidrbgeno y cada ion oxhidrilo en agua pura, hay 1 .S bi tlones o 1 .X x

109 moléculas de agua. No obstante, los iones hídr0geno y oxhidrilo contribuyen de modo significa- tivo a las propiedades del agua.

La disociacion del agua,

donde los t6rminos entre paréntesis representan con- centraciones molares de iones hidrbgeno, iones ox- hidrilo y rnolkculas de agua sin disociar*, rnlentras que la K es la constante de disociación. Para calcular este valor, recuérdese que una molkula de agua pesa 1 & g. Por tanto, un litro (1 000 g) de agua contiene 1000 + I g = 55.56 moles. Asi, la concentración del agua pura es 55.56 molar. Ya que la probabilidad de que un hidrbgeno en agua pura exista como ion H' es de 1 .S x 1 Omy, la concentración molar de iones H' (e de iones OH-) en agua pura se calcula multiplicando la pro- babi tidad, 1.8 x 1 Q4, por la concentracion molar del agua, 55.56 moIL. Este resultado es 1 x 10" rnoYL.

Ahora puede calcularse la K para el agua:

La elevada concentración de agua molecular (55.56 moYL) no se afecta de manera significativa por la disociacibn. Por tanto, resulta conveniente conside- rarla en esencia como una constante, que luego puede incorporarse a la constante de disociación, K, para crear una nueva constante, K,, designada el producto ibnico para el agua. La relación entre K, y K se muestra a continuación:

Nótese que las dimensiones de K son moles por litro y las de K, molesZ por litro2. Como su nombre sugiere, el producto iónico, K,, es en cifras igual al producto de las concentraciones rnolares de H ' y OH-:

* Estrictamente hablando, los tCrtninos entre parkntesis reprc- sentan la actividad molar en lugar de la concentración molar. m

A 25 OC, K, = (1 0-'j2 = I O-'' (molJL)'. A temperaturas menores a 25 O C , K, es menor de 10-'"mientras que a superiores a 25 O C , es mayor de 1 O-". Por ejemplo, a la temperatura del cuerpo humano (37 "C), la con- centración de iones H' en agua pura es algo mayor de 1 mol/L. Dentro de las lim itaciunes establecidas por el efecto de la temperatura, K, = lW4 (mol/L)' para todas las soluciones acuosas, incluso las que contienen acidos o bases. Esta constante se usarii en el cálculo de valores de pH para soluciones ácidas y alcalinas.

EL pH ES EL LOGARlTMO NEGATIVO DE LA CONCENTRACI~N DEL ION HIDR~GENO

El término pH fue introdiicido en 1909 por Sorensen. quien lo definió como el logaritrno negativo de la concentraci~n de iones hidrúgeno:

pH = - log [H']

Esta definición, aunque no es rigurosa*, es adecuada para la mayor parte de los estudios bioquimicos. Para calcular el pH de una solucihn se debe:

1) Calcular la concentración del ion hidrdgeno, W+l.

2) Calcular el logaritmo de base 10 de [w']. 3) El pH es el negativo del valor encontrado en

el paso 2. Por ejemplo, para agua pura a 25 O C :

pH = -lag [H J = - log = - (-7) = 7.0

],os valores de pH bajos corresponden a concentracio- nes elevadas de H- y los valores de pH altos a concen- traciones bajas de H' .

Los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptores de pmtones. Sin embargo, se hace una distinción entre ácidos fuertes (por ejemplo, HCI, H:SOd), que se disocian completamente aun en soluciones muy ácidas (pH bajo) y los iicidos débiles, que se disocian solo de manera parcial en selucíones bcidas. Una distinción semejante se hace entre bases fuertes (por ejemplo, KOH, NaOH) y bases debiles (por ejemplo, Ca[OH]:). S610 las bases ruerics sc disocian a pH alto. Muchas sustancias bioquimicas son Bcidos ddbiles. Las excepciones son tos interme- diarios fosforilados, que poseen el grupo acido fos- fórico primario fuertemente acídico.

* pH = -log (actividad dcl H +).

Los siguientes ejemplos ilustran el modo de cal- cular el pH de soluciones ácidas y alcalinas.

Ejemplo: cuál es el pH de una solución cuya concentracibn de ion hidrógeno es 3.2 x 1 O-' mol/L?

PH = - 109 [H+] = - log (3.2 x lo4) = - log (3.2) - log (1 04) = - 0.5 + 4.0 = 3.5

Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una colucihn cuya con- centracion de ion oxhidrilo es 4.0 x 1 O4 mol/L?

Para abordar este problema, hay que definir una cantidad pOH, que sea igual a -1og [OH-] y que puede derivarse de la definiciiin de Kw:

por tanto:

Para resolver el problema bajo estc enfoque:

Ahora:

Ejemplo: ¿Cuales son los valores del pH de a) 2.0 x 1 OA2 mol/L de KOH y de b) 2.0 x 1 Oa m o l k de KOH? Los oxhidrilos proceden de dos fuentes: KOH y agua. Dado que el pH esta determinado por el [HA] totai (y pOH por el [OH-] total), es preciso considerar los dos orígenes. En el primer caso, la contribucion del agua al [OH-] total es despreciable. No puede decirse lo mismo en el segundo caso

: KOH

)H

Molaridad di

[OH-] de KC 2.0 x . - [OH-1 del agua

(Capitulo 3)

Una vez que se ha comprendido el significado de la contribucihn del agua, el pM puede calcularse como se describid.

En los ejemplos anteriores, se asurni6 que la base Fuerte KOH estaba completamente disociada en la solución y que, por tanto, la concentracion molar de iones OH-era igual a la concentración molar de KOH. Esta aseveración es válida para soluciones relati- vamente diluidas de bases o ácidos fuertes, pero no para soluciones de acidos o bases dbbiles. Dado que estos electrólitos dkbiles se disocian sólo un poco en soluci6n, se debe calcular la concentracidn de H' (o de [OH-1) producida por una molaridad dada del hcido (o base) usando la constante de disociación antes de calcular [H'] total (o [OH-] total) y, posteriormen- te, calcular el pH.

Los grupos funcionales que son ácidos débiles tienen un gran significado fisiológico

Numerosos compuestos bioqulmicos poseen grupos funcionales que son ácidos o bases dkbiles. En todas las proteínas y ácidos nucleicos existen uno o más de estos: carboxilos, aminos o fosfatos derivados de la disociación secundaria de esteres de fosfato; tambihn los hay en la rnayoria de las coenzimas y los metabo- litos intermediarios. Por tanto, el comportamiento de disociacibn (equilibrios protónicos) de grupos fun- cionales débiles, hcidos o bhsicos, es fundamental

-para comprender la influencia del pH intracelular en la estructiira y actividad bioquimica de estos com- puestos. Su sepmtci&n e identificación en los laboratorios clinicos y de investigacidn se facilita tambidn cuando se conoce el comportamiento de disociacibn de sus grupos funcionales.

A la forma protonada de un hcido (por ejemplo, HA o RNH?') se le designa como el hcide y a la forma no protonada (por ejemplo, A- o RNH?}, base conju- gada. De igual modo, es posible referirse a una base (por e.jemplo, A-o RNH2) y su hcido conjugado (HA o RNH3'); la palabra proviene del latln, cuniungre: reunirse). Los hcidos débiles representativos (izquierda), sus bases conjugadas (centro) y tos valo- res de pK (derecha) incluyen lo siguiente:

Las potencias relativas de ácidos y bases dkbiles se expresan de manera cuantitativa como sus constantes de disociacibn, que expresan su tendencia a ionizarse. A continuacibn se muestran las expresiones de la constante de disociacidn (K) para dos ácidos débiles representativos, R-LOOH y R-NHJ-.

Dado que los valores numéricos de K para hcidos débiles son exponentes negativos, es conveniente cx- presar a K como pK, donde:

Nótese que la relacibn de pK con respecto a K es igual a la de pH con la concentracion de H'. El cuadro 3-1 enumera valores de K y pK ilustrativos para un ácido monocarboxílico, dicarboxílico y tricarboxílico. Ob- servese que los grupos hcidos más fuertes tienen los valores de pK mas bajos.

De las ecuaciones anteriores que relacionan K a [H'] y a las concentraciones de un ácido no disociado y su base conjugada, nbtese que:

o cuando:

entonces,

En otras palabras, cuando las especies asociada (pro- tonada) y disociada (base conjugada) están presentes

Cuadro 3-1. Constantes de disociacibn y valores de1 pK para ácidos carhoxllicos r e~resen ta tkos

- -

- .--- A

Acktico

Glutdrico

Citrico (primero) 8.40 x 1 O4 3.08 (segundo) 1.80 x 1

Agua y pH 23

en concentraciones iguales, la concentración preva- Se multiplica todo por -1 : lente de ion hidrógeno [H'] es numh-icarnente iguat a la constante de disociacion, K. Si se obtienen los loga- - 109 [HT = - lag K - toa IH4 ritmos de los dos lados de la ecuacibn anterior y la [A7 ecuación completa se multiplica por -1, las expresio- nes serfan las siguientes: Se sustituye pM y pK en lugar de -log [Ht] y -lag K,

respectivamente; luego: K = [H']

- log K = - iog [HT

Ahora, -log K se defínib como pK y -1og [H'] es la definicibn de pH. La ecuación puede quedar como:

Para eliminar el signo negativo se invierte el ÚItirno es decir, el pK de un grupo 4cido es el pH al cual Ias especies protonada y no protonada esthn pre- sentesen la misma concentración. El pK de un &ido puede determinarse de modo experimental agregando 0.5 equivalentes de iilcali por cada equivalente de acido. El pH resultante seri igual al pK del ácido.

El comportamiento de ácidos dkbiles y de amertiguadores se expresan par la ecuación de Henderson-Hasselbalch

El pH de una solucihn que contiene un Bcido débil se relaciona con la constante de disociaci6n de dicho acido, como se mosirb antes para el agua como Acido débil. La relación puede establecerse en la forma conveniente de la ecuaci6n de Henderson-Hasselbalch, que se desarrolla desputs.

Un acido ddbil, HA, se ioniza de la manera siguiente:

HA = H+ + A-

La constante de equilibrio para esta disociacibn se escribe:

Se multiplican los dos términos entre si:

Se dividen ambos miembros entre [A-]:

Se obtiene el logaritmo de toda la ecuacibn:

log [H7 = log K (E)

La ecuaci6n de Henderson-Hasselbalch ha probado ser una expresión de gran valor predictivo en equili- brios protonicos. Por ejemplo:

1) Cuando un hcido se ha neutralizado exac- tamente a la mitad [ A 7 = [HA]. En esta si- tuacibn,

pH = pK + log 1 f l = p ~ + ~ o g ~ = p ~ + o [H AI

Por tanto, con 50% de neutralizacibn, pH =

PK. 2) Cuando la proporci6n [A-JI[HA] = 100: 1,

3) Cuando la proporción [A-]/[HA] = 1 : 10,

pki = pK + log %o = PK + (-1)

Si la ecuación se valora en varias proporciones de [A-]/[HA] entre los limites 103 y 1 O-? y los valores de pH obtenidos se grafican, el resul- tado describe la curva de titulación para un ácido débil (figura 3-5). a

Las soluciones de ácidos debiles y sus sales amortiguan el pH

Las sofuciones de ácidos dkbiles y sus bases conju- gadas (o de bases dtbiles y sus kidos conjugados)

24 Bioquinaica de Harper

Figura 3-5. Forma general de una curva de tlulacibn calcu- lada con la ecuación de Hende~on-Hasselbalch.

exhiben la propiedad de amortiguar -tendencia de una solrici6n para resistir con inayor eficacia a un cambio en el pH después de la ztdicibn de un Cicido o una base fuertes que un volumen igual de agua. Los amortiguadores fisiol6gicos importantes incluyen bi- carbonato (HCOi/H2C0i), ortofosfato inorgánico ( H ? P O ~ - ' / ~ tPQ4C2) y proteínas intracelulares. Los amortiguadores no fisiolbgicos usados en experimen- tacibn bioquirnica comprenden al TRIS (pK S.2) y al HEPES (pK 7.6). El efecto de amortiguador se ob- serva mejor por titulacibn de un hcido o base débil utilizando rin potenciómetro (medidor de pH). De manera alterna, es posible calcular el desplazamiento del pH que acompaiia a la adición de Acido o de base a una solución amortiguada, En el ejemplo, el amor- tiguador (mezcla de un ácido débil. pK = a 5.0 y su base conjugada se encuentra inicialmente en 1 de los 4 valores de pH indicados. Se calculará el des- plazamiento del pH que resulta cuando se agrega O. 1 mEq de KOH a 1 mEq de cadauna de estas soIuciones:

pH inicial 5.00 5.37 5.60 5.86 [A-]inicial 0.50 0.70 0.80 0.88 [HAI~nicia~ 0.50 0.30 0.20 0.12 ([A-]l[HA])inlclal i .00 2.33 4.00 7.33

La adición de O.T meq de KOH produce [A-lfinai 0.60 0.80 0.90 0.98 [HAlfinai 0.40 0.20 0.10 0.02 ([A-[4HA])fina1 1.50 4.00 9.00 49.00 log ([A-]I[HA])n,,t 0.1 76 0.602 0.95 1.69 pHfinal " 5.18-_-5:60 5-95 6.69

L ~ P H 0.18 ---" 0.60- . .. . -

Obskwese que el cambio de pH por miliequivatente de OH- agregado varía de modo notable dependiendo del pH iniciai. A valores de pH próximos al pK, la solu- ciOn resiste los cambios con mayor eficacia y se dice que ejerce un efecto amortiguador. Las soluciones de ácidos débiles y sus bases conjugadas amortiguan mejor en valores de pH que oscilan alrededor de pK k 2.0 unidades de pH. Ecto significa que para amor- tiguar una solución a pH X, deberfi usarse un Acido o una base débil cuyo pK no se separe mas de 2.0 unidades de pIJ del pH X.

En la figura 3-6 se muestra la carga neta en una rnoltcula del ácido como funcihn del pH. Una carga fraccionaria de -0,s no significa que una molécula individual posea una carga fraccionaria sino que 0.5 es la probabilidad estadística de que una rnolkcula dada tenga una carga negativa. La consideración de la carga neta de macromoléculas como funcibn del pH constituye Ia base para numerosas tkcnicas de separación, incluyendo la separacibn electroforética de aminohcidos, proteinas plasmhticas y hemoglobi- nas anormales.

RESUMEN

El agua, que en !os estados liquido y sdlido existe como racimos rnoleculares unidos por hidrógenos, forma puentes tanto con sus propias rnol~culas como con otros donadores o aceptores de protones. La ten- sión superficial, viscosidad, estado líquido a tempera- tura ambiente y potencia solvente del agua se deben a su capacidad para formar puentes de hidrógeno. Los compuestos que contienen O, N o S son solvatados por el agua, ya que tienen la propiedad de servir como aceptores o donadores de hidrdgeno para formar puen-

Figura 3 4 . Curva de titulación para un ácido del tipo HA El punto (m) ~ndica el pK 5.0.

tes con el agua. Las proteínas y otras rnacromoteculas se estabili~an por intercambio de eniaces de hidrbgeno intermoleculares superficiales con los enlaces de hidrtigeno del agua. E1 agua modifica las propiedades de biomolkculas como las proteinas y los hcidos nu- cleicos que poseen gmpos funcionales polares y no polares. Las fuerzas entrópicas indican que las macro- rnoleculas en soluci6n acuosa se pliegan de modo que sus porciones polares entran en contacto con la inter- fasr acutisa, en tanto que sus porciones no polares se ocultan en el interior de la biomolCcula.

El agua se disocia para formar iones hidrdxido y protones hidratados de modo masivo, los cuales de manera convenciona! se representan como protones desnudos (H'). El pH, logaritmo negativo de [H'] , expresa la acidez relativa. Un pH bajo denota una solución ácida y uno alto una solución básica o al- calina.

Los bioqulmicos consideran tanto a los hcidos carboxilicos (como el R X O O H ) como a las aminas (por ejemplo. R-NH,') como bcidos, y nombran a los aceptores protónicos correspondientes ( R - 4 0 0 - y R-NH2), las bases conjugadas de estos ácidos. Estos ácidos débiles desernpeíian actividades claves en el metabolismo. Su potencia heida se expresa de manera cuantitativa con el simbola pK, el cual es el logaritmo negativo de su constante de disociación. Los ácidos relativamente fuertes tienen pK bajo mientras que en los relativamente débiles es alto.

Los amortiguadores resisten los cambios en el pH cuando se producen o consumen protones. La capaci- dad amortiguadora máxima a IT I unidad de pH en cualquier región de pK. Entre los amortiguadores fisiológicos importantes se encuentran el bicarbonato, e[ ortofosfato y las proteínas.

REFERENCIAS

Segel 1M: Riocochemicnl Calculations. Wiley, 1968