Biotecnología

Actualmente los estudios se enfocan en la búsqueda de valores óptimos para los diferentes parámetros que afectan el proceso fotocatalítico: pH, temperatura, intensidad de radiación, diseño del reactor, naturaleza y concentración del contaminante, y agentes oxidantes que puedan mejorar la reacción; además se estudia con detalle la cinética de reacción, pues esta juega un papel muy importante en la real aplicación del proceso. La tendencia de la fotocatálisis está enfocada al desarrollo de prototipos útiles en la industria, ya sea en tratamientos de descontaminación de aire, agua o suelo, para procesos de autolimpieza e incluso para aplicaciones médicas.

La fotocatálisis heterogénea aplicada al tratamiento de aguas, se encuentra en un nivel preindustrial, pues sólo se han construido algunas plantas pilotos en el mundo. Es importante resaltar que para el uso industrial de esta tecnología se hace necesario el estudio de aplicaciones de la energía solar, dada su amplia disponibilidad. Por lo tanto, gran parte de los esfuerzos se dirigen al desarrollo de la tecnología fotocatalítica con luz solar a cambio de la luz proporcionada artificialmente, mediante el uso de lámparas como se hace generalmente a nivel de laboratorio.

El comportamiento de los óxidos metálicos de transición frente a la absorción de luz es eminentemente catalítico, razón por la cual se les denomina fotocatalizadores. El campo de aplicación de la catálisis abarca tanto la prevención de la contaminación mediante la elaboración de nuevas rutas catalíticas, cada vez más limpias mediante diversos métodos de oxidación. La fotocatálisis heterogénea es un buen ejemplo de la aplicación de la catálisis como tratamiento para la depuración de contaminantes acuosos.

La fotocatálisis heterogénea permite la degradación e incluso la mineralización de contaminantes inorgánicos como orgánicos presentes en el agua, básicamente haciendo uso de un semiconductor (que en este caso es el óxido metálico de transición), una fuente de irradiación, que en este caso, es la luz solar y la presencia de oxígeno atmosférico como agente oxidante en el medio de reacción.

En resumen, la fotocatálisis se basa en la excitación electrónica de un sólido fotocatalizador (normalmente de banda ancha), que se encuentra sumergido en una solución, mediante la absorción de energía radiante (visible o UV) lo que produce reacciones simultáneas de oxidación y reducción en diferentes zonas de la región interfacial que existe entre el catalizador y la solución (ambas fases).

a constante de equilibrio aparente (ver el capítulo 8) de una reacción bioquímica, en general, es función del pH. Las reacciones químicas de interés biológico se estudian generalmente en presencia de una disolución reguladora que mantenga el pH constante, y casi siempre en un valor próximo a la neutralidad. Si medimos la constante de equilibrio de una reacción bioquímica, manteniendo el pH constante (por ejemplo en 6.5), obtendremos un valor para dicha constante; si cambiamos el pH (incluso dentro del entorno de la neutralidad, por ejemplo 7.7), el valor de la constante puede ser distinto. Vamos a ver por qué:

Podemos clasificar las reacciones de interés biológico en tres grupos:a) Aquellas en las que se consuman ó se produzcan protones de forma

estequiométrica, por ejemplo la aparición de lactato como producto final de la glucólisis anaeróbica, a partir de piruvato, que sufre una reducción por NADH, en una reacción catalizada por la Lactato Deshidrogenasa,

 CH3 - CO - COO-  +  NADH  +  H+  =  NAD+  +  CH3 - CHOH - COO-      [1] En esta reacción se consume un mol de H+ por cada mol de piruvato y de

NADH. La constante de equilibrio tendrá la forma:                            [NAD+] [lactato]   K   =     --------------------------------------                                         [2]                        [piruvato] [NADH][H+] Puesto que se trabaja a pH constante, [H+] será una constante, por tanto si

multiplicamos los dos miembros de la igualdad por esa constante que es la concentración de H+, [H+], y llamamos K' al producto K[H+], tendremos:

                                  [NAD+] [lactato]K'   =   K[H+]   =   ---------------------------                                      [3]                                 [piruvato][NADH] La expresión que define K' ya no incluye la concentración de [H+], y como

K'  =  K[H+], la constante K', definida según [3] es función de la concentración de H+, y por tanto del pH. En este ejemplo el valor de K'  (a pH  7) es 1.6 x 104 (E.L. Smith y otros. en PRINCIPLES OF BIOCHEMISTRY. McGrawHill 7th edition. p396-397). A este pH la reacción se encuentra muy desplazada, en el equilibrio, hacia la formación de lactato. Si quisiéramos que, en el equilibrio hubiese una concentración menor de lactato, y cosecuentemente mayor de piruvato, debemos disminuir la concentración de H+ (subir el pH). De hecho la Lactato Deshidrogenasa se puede ensayar en ambas direcciones (J.B.Neilands en METHODS IN ENZYMOLOGY (Ed. S.P. Kolowick) Vol1 (1955) p 449), y cuando se ensaya midiendo el aumento de absorbancia a 340 nm, debido a la aparición de NADH, el pH se ajusta a 10, de forma que aumente la cantidad de NADH que puede aparecer en la reacción.

 El correspondiente valor de incremento de energía libre standard será: DGº'  =  -RT Ln K'                                                                [4] Obviamente este valor de DGº'  también es función del pH. En las tablas se

incluye normalmente el valor a pH 7. Si en lugar del ejemplo que hemos visto, en el que se consumen H+,

hubiésemos utilizado una reacción en la que los H+ aparecen como productos, la relación entre K' y [H+] sería, como es fácil de comprobar, K' = K / [H+].

 b) Reacciones en las que participen especies con grupos disociables que

posean valores de pK próximos a la neutralidad. Esta es con mucho la situación más frecuente, y también la más difícil de manejar. No obstante, desde el punto de vista experimental se ha resuelto de forma simple y eficaz:

 Los ácidos láctico y pirúvico poseen valores de pK de 3.86, y 2.5,

respectivamente, de forma que a valores de pH próximos a la neutralidad ambas especies están totalmente disociadas, siendo el lactato, y el piruvato, las bases conjugadas predominantes. Por esta razón la constante de equilibrio definida en [3] incluye las concentraciones de ambas formas disociadas. Sin embargo, en el caso de reacciones en

las que participen epecies que posean grupos disociables con valores de pK próximos a la neutralidad, ambas formas, disociada y sin disociar, poseerán una concentración apreciable en el entorno de pH neutro. En estos casos existe el convenio (de amplia utilización en Bioquímica) de usar la suma de las concentraciones de ambas formas, disociada y sin disociar, en todas las expresiones que definen la constante de equilibrio. Este convenio, que simplifica mucho las cosas, implica ciertas complicaciones teóricas. Veamos un ejemplo:

 La fosforilasa del glucógeno cataliza la siguiente reacción, mediante la cual los

residuos de glucosa que componen el glucógeno se incorporan a la ruta anaeróbica de la glucólisis:

(Glucógen)n  +  Fosfato     =    (Glucógeno)n-1  +  Glucosa-1-Fosfato                          [5]

El Glucógeno es un polímero de glucosa muy ramificado, heterogéneo y de muy elevado grado de polimerización, de forma que la diferencia entre (Glucógeno)n y (Glucógeno)n-1, desde el punto de vista de concentración es irrelevante, y la constante de equilibrio de la reacción anterior se puede escribir como:

                            [G-1-P]    K'  =  ------------------------------                                [6]                            [P]Donde G-1P, y P están por Glucosa-1Fosfato, y Fosfato respectivamente. El

segundo pK de la G-1-P vale 6.5, y el del Fosfato 7.19, de forma que a valores de pH próximos a la neutralidad se darán los equilibrios:

G-1-PH-    =    G-1-P2-    +    H+                                               [7]PO4H2

-  =    PO4H2-    +    H+                                                 [8]A cualquier valor de pH próximo a siete tendremos una concentración

significativa de ambas formas, disociada y sin disociar, de fosfato, y también de G-1-P. Las concentraciones que figuran en [6] serán entonces;

                   ([ G-1-PH- ] + [  G-1-P2- ])K'  =  --------------------------------------------                     [9]                   ([PO4H2

-  ] + [PO4H2-  ])El convenio de utilizar la suma de las concentraciones de todas las especies

presentes al pH al que se trabaje resulta muy conveniente, ya que cuando se mide la concentración de Fosfato, ó de G-1-P, se mida esa concentración total. El resultado, no obstante es que la constante de equilibrio que se mide resulta función del pH, ya que al cambiar éste, cambiarán las cantidades relativas de G-1-PH-   y G-1-P2-, ó de PO4H2

-   y  PO4H2- , presentes en el equilibrio.La relación entre la constante de equilibrio y el pH se puede obtener de forma

sencilla para este ejemplo, introduciendo las constantes de disociación correspondientes a los equilibrios [7] y [8] en [9]. El resultado final es:

K’  =  ([ G-1-P2- ]/[ PO4H2-])  ((  1 + [H+] / KG ) / (1 + [H+] / KP))                [10]donde KG y KP son las constantes de disociación correspondientes a [7] y[8].

La ecuación [10] nos da la constante K’ en función de las concentraciones de equilibrio de las formas disociadas de ambos reactivos, y de la concentración de protones. Como el valor de KG es mayor que el de KP, K’ aumenta con el pH. En el límite de alto pH, la ecuación [10] se convierte en:

K’  =  [ G-1-P2- ]/[ PO4H2-]                                                         [11]Y en el límite opuesto de bajo vlor de pH, la ecuación [10] se convierte en:K’  = ( [ G-1-P2- ]/[ PO4H2-]) (KP / KG)                                         [12]De nuevo se puede comprobar que, al ser KP menor que KG, la constante K’

aumenta de valor al aumentar el pH.

Ecuaciones similares a [10] se pueden obtener para distintas reacciones bioquímicas con diferentes estequiometrías en cuanto a especies disociables, pero siempre se obtendrá una constante de equilibrio función del pH.

Finalmente queda el tercer grupo de reacciones que sería aquel en el los H+ ni aparecen de forma estequimétrica, ni como consecuencia de grupos disociables. En estos casos el pH no influye en la constante de equilibrio, aunque por razones de carácter cinético, o por la presencia de macromoléculas biológicas en general, resulte siempre conveniente trabajar a un pH constantea constante de equilibrio aparente (ver el capítulo 8) de una reacción bioquímica, en general, es función del pH. Las reacciones químicas de interés biológico se estudian generalmente en presencia de una disolución reguladora que mantenga el pH constante, y casi siempre en un valor próximo a la neutralidad. Si medimos la constante de equilibrio de una reacción bioquímica, manteniendo el pH constante (por ejemplo en 6.5), obtendremos un valor para dicha constante; si cambiamos el pH (incluso dentro del entorno de la neutralidad, por ejemplo 7.7), el valor de la constante puede ser distinto. Vamos a ver por qué:

Podemos clasificar las reacciones de interés biológico en tres grupos:

a) Aquellas en las que se consuman ó se produzcan protones de forma estequiométrica, por ejemplo la aparición de lactato como producto final de la glucólisis anaeróbica, a partir de piruvato, que sufre una reducción por NADH, en una reacción catalizada por la Lactato Deshidrogenasa,

CH3 - CO - COO- + NADH + H+ = NAD+ + CH3 - CHOH - COO- [1]

En esta reacción se consume un mol de H+ por cada mol de piruvato y de NADH. La constante de equilibrio tendrá la forma:

[NAD+] [lactato]

K = -------------------------------------- [2]

[piruvato] [NADH][H+]

Puesto que se trabaja a pH constante, [H+] será una constante, por tanto si multiplicamos los dos miembros de la igualdad por esa constante que es la concentración de H+, [H+], y llamamos K' al producto K[H+], tendremos:

[NAD+] [lactato]

K' = K[H+] = --------------------------- [3]

[piruvato][NADH]

La expresión que define K' ya no incluye la concentración de [H+], y como K' = K[H+], la constante K', definida según [3] es función de la concentración de H+, y por tanto del pH.

En este ejemplo el valor de K' (a pH 7) es 1.6 x 104 (E.L. Smith y otros. en PRINCIPLES OF BIOCHEMISTRY. McGrawHill 7th edition. p396-397). A este pH la reacción se encuentra muy desplazada, en el equilibrio, hacia la formación de lactato. Si quisiéramos que, en el equilibrio hubiese una concentración menor de lactato, y cosecuentemente mayor de piruvato, debemos disminuir la concentración de H+ (subir el pH). De hecho la Lactato Deshidrogenasa se puede ensayar en ambas direcciones (J.B.Neilands en METHODS IN ENZYMOLOGY (Ed. S.P. Kolowick) Vol1 (1955) p 449), y cuando se ensaya midiendo el aumento de absorbancia a 340 nm, debido a la aparición de NADH, el pH se ajusta a 10, de forma que aumente la cantidad de NADH que puede aparecer en la reacción.

El correspondiente valor de incremento de energía libre standard será:

DGº' = -RT Ln K' [4]

Obviamente este valor de DGº' también es función del pH. En las tablas se incluye normalmente el valor a pH 7.

Si en lugar del ejemplo que hemos visto, en el que se consumen H+, hubiésemos utilizado una reacción en la que los H+ aparecen como productos, la relación entre K' y [H+] sería, como es fácil de comprobar, K' = K / [H+].

b) Reacciones en las que participen especies con grupos disociables que posean valores de pK próximos a la neutralidad. Esta es con mucho la situación más frecuente, y también la más difícil de manejar. No obstante, desde el punto de vista experimental se ha resuelto de forma simple y eficaz:

Los ácidos láctico y pirúvico poseen valores de pK de 3.86, y 2.5, respectivamente, de forma que a valores de pH próximos a la neutralidad ambas especies están totalmente disociadas, siendo el lactato, y el piruvato, las bases conjugadas predominantes. Por esta razón la constante de equilibrio definida en [3] incluye las concentraciones de ambas formas disociadas. Sin embargo, en el caso de reacciones en las que participen epecies que posean grupos disociables con valores de pK próximos a la neutralidad, ambas formas, disociada y sin disociar, poseerán una concentración apreciable en el entorno de pH neutro. En estos casos existe el convenio (de amplia utilización en Bioquímica) de usar la suma de las concentraciones de ambas formas, disociada y sin disociar, en todas las expresiones que definen la constante de equilibrio. Este convenio, que simplifica mucho las cosas, implica ciertas complicaciones teóricas. Veamos un ejemplo:

La fosforilasa del glucógeno cataliza la siguiente reacción, mediante la cual los residuos de glucosa que componen el glucógeno se incorporan a la ruta anaeróbica de la glucólisis:

(Glucógen)n + Fosfato = (Glucógeno)n-1 + Glucosa-1-Fosfato [5]

El Glucógeno es un polímero de glucosa muy ramificado, heterogéneo y de muy elevado grado de polimerización, de forma que la diferencia entre (Glucógeno)n y (Glucógeno)n-1, desde el punto de vista de concentración es irrelevante, y la constante de equilibrio de la reacción anterior se puede escribir como:

[G-1-P]

K' = ------------------------------ [6]

[P]

Donde G-1P, y P están por Glucosa-1Fosfato, y Fosfato respectivamente. El segundo pK de la G-1-P vale 6.5, y el del Fosfato 7.19, de forma que a valores de pH próximos a la neutralidad se darán los equilibrios:

G-1-PH- = G-1-P2- + H+ [7]

PO4H2- = PO4H2- + H+ [8]

A cualquier valor de pH próximo a siete tendremos una concentración significativa de ambas formas, disociada y sin disociar, de fosfato, y también de G-1-P. Las concentraciones que figuran en [6] serán entonces;

([ G-1-PH- ] + [ G-1-P2- ])

K' = -------------------------------------------- [9]

([PO4H2- ] + [PO4H2- ])

El convenio de utilizar la suma de las concentraciones de todas las especies presentes al pH al que se trabaje resulta muy conveniente, ya que cuando se mide la concentración de Fosfato, ó de G-1-P, se mida esa concentración total. El resultado, no obstante es que la constante de equilibrio que se mide resulta función del pH, ya que al cambiar éste, cambiarán las cantidades relativas de G-1-PH- y G-1-P2-, ó de PO4H2- y PO4H2- , presentes en el equilibrio.

La relación entre la constante de equilibrio y el pH se puede obtener de forma sencilla para este ejemplo, introduciendo las constantes de disociación correspondientes a los equilibrios [7] y [8] en [9]. El resultado final es:

K’ = ([ G-1-P2- ]/[ PO4H2-]) (( 1 + [H+] / KG ) / (1 + [H+] / KP)) [10]

donde KG y KP son las constantes de disociación correspondientes a [7] y[8]. La ecuación [10] nos da la constante K’ en función de las concentraciones de equilibrio de las formas disociadas de ambos reactivos, y de la concentración de protones. Como el valor de KG es mayor que el de KP, K’ aumenta con el pH. En el límite de alto pH, la ecuación [10] se convierte en:

K’ = [ G-1-P2- ]/[ PO4H2-] [11]

Y en el límite opuesto de bajo vlor de pH, la ecuación [10] se convierte en:

K’ = ( [ G-1-P2- ]/[ PO4H2-]) (KP / KG) [12]

De nuevo se puede comprobar que, al ser KP menor que KG, la constante K’ aumenta de valor al aumentar el pH.

Ecuaciones similares a [10] se pueden obtener para distintas reacciones bioquímicas con diferentes estequiometrías en cuanto a especies disociables, pero siempre se obtendrá una constante de equilibrio función del pH.

Finalmente queda el tercer grupo de reacciones que sería aquel en el los H+ ni aparecen de forma estequimétrica, ni como consecuencia de grupos disociables. En estos casos el pH no influye en la constante de equilibrio, aunque por razones de carácter cinético, o por la presencia de macromoléculas biológicas en general, resulte siempre conveniente trabajar a un pH constante

Bioquimica

Los microorganismos desarrollan actividades químicas en forma organizada a través de las células que comprenden la producción y utilización de energía, proceso que se conoce con el nombre de metabolismo.

La bioenergética estudia las formas de producir y consumir energía por parte de las células. Gran cantidad de células obtienen energía através de una serie de reacciones químicas que liberan energía. Otras utilizan la luz como fuente energética pero, deben convertirla a energía química para poder utilizarla.

Para estudiar los distintos procesos metabólicos se debe partir del concepto de energía libre ó ∆G° o sea la cantidad de energía liberada o consumida durante el desarrollo de una reacción química; teniendo en cuenta que la energía útil es el cambio en energía libre.

Una reacción es endergónica cuando requiere energía y ∆G° es positiva, y una reacción es exergónica cuando libera energía siendo ∆G° negativa.

∆G° se relaciona con la constante de equilibrio de la reacción, así:

∆G° a 25°C y 1 atm. = - R T Ln Keq.

Donde R= constante de los gases y T= temperatura absoluta

La energía puede obtenerse de una reacción química en la forma de potencial eléctrico. La energía eléctrica es generada cuando la oxidación ocurre por remoción de electrones; se produce energía cuando los electrones caen através de una diferencia de potencial.

∆G° = - n F E°

Siendo n = número de electrones transferidos, F= constante de Faraday y E°= diferencia de potencial de óxido-reducción estándar.

Para la vida es esencial que la energía liberada de una reacción exergónica sea usada para efectuar las reacciones endergónicas. Este acoplamiento de reacciones se basa en el principio de un reactante común. Los reactantes comunes son muy útiles a las células y se denominan compuestos de transferencia de alta energía. Entre los principales están: el ATP adenosin trifosfato; el GTP guanosintrifosfato; el UTP uridintrifosfato; el CTP o citidintrifosfato; el ácido fosfoenol pirúvico y el acetil fosfato.

Por ejemplo para el ATP

Los procesos metabólicos comprenden la oxidación: o sea la remoción de electrones o de átomos de hidrogeno, con ayuda de la coenzima A, la cual es reducida y convertida en

NADH; y la Fosforilación oxidativa o sea cuando los electrones son transferidos del NADH através de una serie de reacciones utilizando coenzimas, hasta el aceptor final de electrones.

Durante estas transferencias una parte de la energía disponible es transferida al ADP (adenosin difosfato), y otra parte se pierde como calor, debido a una transferencia ineficiente.

Parte del ATP puede formarse directamente en las transformaciones orgánicas, como en la transformación de glucosa en piruvato.

El nitrato puede utilizarse como aceptor final de electrones por organismos facultativos que viven en condiciones intermedias entre aerobias y anaerobias, llamadas anoxicas, las cuales se caracterizan por producir finalmente CO2, H2O y Nitrógeno gaseoso y no producen metano, dióxido de carbono y ácido sulfhídrico como en condiciones anaerobias.

La oxidación es la pérdida de electrones y la reducción la ganancia de los mismos, muchas reacciones de oxidación son deshidrogenaciones. La oxidación incluye la transferencia de electrones por una sustancia reducida denominada donador de electrones a una sustancia oxidada llamada aceptor de electrones.

Pueden ser donadores de electrones: los alimentos, el amoniaco NH3, el ácido sulfhídrico

H2S, el Hidrogeno H2 y el Hierro ionico Fe.

La materia orgánica es utilizada como alimento por las bacterias y los hongos como lo hacen los animales mayores. Sinembargo algunas bacterias utilizan materia inorgánica reducida, como fuente de energía.

Se llaman heterotrofas las que necesitan oxidar materia orgánica como fuente de energía y autotrofas (capaces de mantenerse a sí mismas) las que oxidan materia inorgánica que toman del medio como Nitrógeno, Azufre, Fósforo, dióxido de carbono e Hidrógeno.

La energía es transferida del donador de electrones al organismo por una serie de reacciones enzimáticas, para síntesis y mantenimiento.

ADP + fosfato + energía ↔ ATP + H2O

El ADP utiliza la energía liberada en la oxidación para formar un enlace con fosfato y formar otro nucleótido: ATP que viaja através de la célula y entrega esa energía.

En la respiración aerobia el aceptor final de electrones es el oxígeno, en la anaerobia, el aceptor final puede ser uno de los siguientes compuestos: fumarato,

NO3-, SO4-2 ó el CO3-2.

En la fermentación, el aceptor final de electrones es un compuesto orgánico.

En la transferencia de energía el ATP desempeña el papel de unidad de cambio, similar al de una moneda, y por lo tanto el número de moléculas de ATP que se forman constituye el factor crucial de la reacción productora de energía.

Por medio de los procesos de fermentación, una molécula de glucosa da lugar a dos de ATP, y en cambio en el proceso de respiración se forman 38 moléculas de ATP.

GLUCOLISIS

Condiciones aerobias:

GLUCOSA Ferm METABOLITOS INTERMEDIOS resp. O2 CO2 + H2O Piruvato

Condiciones anaerobias

Glucosa a. pirúvico productos de fermentación

C6H12O6 + 2NAD + 2ATP + 2Pi 2CH3COCOOH + 2NADH + 2ATP

Glucosa fósforos ácido pirúvico inorgánicos

Parte del ATP puede formarse directamente en las transformaciones orgánicas, como en la transformación de glucosa en piruvato. El nitrato puede utilizarse como aceptor final de electrones por organismos facultativos que viven en condiciones intermedias entre aerobias y anaerobias, llamadas anoxicas, las cuales se caracterizan por producir finalmente CO2, H2O y Nitrógeno gaseoso y no producen metano, dióxido de carbono y ácido sulfhídrico como en condiciones anaerobias.

Las reacciones balanceadas para estas oxidaciones y reducciones pueden ser obtenidas por combinación de las reacciones medias de la siguiente: como en condiciones anaerobias.

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