Procesos Biologicos - 02 - Agua Y Tampones.20.03.09

Agua y Tampones en los Sistemas Biológicos Dr. Giuliano Bernal Dossetto Departamento de Ciencias Biomédicas Facultad de Medicina Universidad Católica del Norte

Agua Componente químico predominante en los organismos vivos (70 a 80% de los seres vivos es H2O). 

Es capaz de disociarse en protones (H+) e iones hidroxilo (OH-) ⇒ escala de pH 

Los productos de ionización del agua influencian la estructura, autoensamble y propiedades químicas y estructurales de las diversas macromoléculas. 

Interacciones no-covalentes responsables de la fuerza y especificidad en el reconocimiento de biomoléculas son influenciadas por las propiedades solventes del agua. 

Estructura de la molécula de Agua

Naturaleza dipolar del H2O

Puente de Hidrógeno

Puentes de hidrógeno en la molécula de agua • Los puentes de hidrógeno permiten que las biomoléculas se disuelvan fácilmente en el agua.

• Los puentes de hidrógeno son débiles comparados con los enlaces covalentes, sin embargo su gran número es la razón de la estabilidad del agua. • Los puentes de hidrógeno, interacciones iónicas, fuerzas de van der Waals entre otras, son capaces de influenciar la estructura tridimensional de proteínas, ácidos nucleicos y lípidos de membrana. • Los puentes de hidrógeno también existen entre otras moléculas en donde átomos electronegativos de O o N estén cercanos a un hidrógeno covalentemente unido a otro átomo electronegativo.

Common hydrogen bonds in biological systems

Representative hydrogen bonds of importance in biological systems

Propiedades solventes del agua 

La naturaleza polar y la capacidad de formar puentes de hidrógeno, son las características principales de la capacidad solvente del agua.



NaCl se disuelve en agua debido a las interacciones de los iones Na+ y Cl-.



Muchas moléculas orgánicas que contienen grupos polares débiles son solubles en agua debido a la atracción de estos grupos con las cargas polares del agua.



Las moléculas amfipáticas se disuelven en agua si la atracción de su región polar hacia el agua es mas fuerte que la interacción hidrofóbica de la porción no polar de la molécula.

Water dissolves many crystalline salts by hydrating their component ions

Disposición de moléculas anfipáticas en H2O: Formación de Bicapas lipídicas y micelas

Disposición de moléculas anfipáticas en H2O: Estabilización de sustrato en reacciones enzimáticas

Osmosis 

Corresponde al movimiento de agua a través de una membrana semipermeable, guiada por diferencias en la presión osmótica.



Las membranas plasmáticas son más permeables al agua que a la mayoría de otras moléculas pequeñas o iones.



Las soluciones de igual osmolaridad se denominan isotónicas.



En una solución hipertónica la célula pierde agua intentando equilibrar sus concentraciones iónicas.



En una solución hipotónica la célula absorbe agua hasta prácticamente explotar.

The effect of extracellular osmolarity on water movement across a plasma membrane

Ionización del H2O  El

H2O tiene la propiedad de disociarse parcialmente en: H2O H+ + OH-

 Sin

embargo, los protones en forma libre no existen en solución acuosa. Dos moléculas de agua forman un ión hidronio y un ión hidroxilo: 2H2O H3O+ + OH-

Disociación de moléculas en agua  La

Constante de Equilibrio para cualquier soluto en H2O está dada por la Reacción: A + B C + D donde A y B son los reactantes y C y D son los productos.

 La

constante de equilibrio estará dada por la siguiente ecuación:

[C ][ D] K eq = [ A][ B ]

Constante de ionización del H2O  Para

el H2O, esta ecuación quedará como sigue: +

−

[ H ][OH ] K eq = [ H 2O ]  La

concentración molar del agua pura es de 55.5 M, y el grado de ionización es tan bajo que se desprecia, por lo tanto tenemos que: [ H + ][OH − ] K eq = 55.5

Constante de ionización del H2O  La

constante de ionización del H2O es 1.8x10-16 M, por tanto la ecuación queda: 1.8 x10 −16

[ H + ][OH − ] = 55.5

 Redistribuyendo:

1.8 x10 −16 * 55.5 = [ H + ][OH − ] 1x10 −14

⇓ = [ H + ][OH − ]

pH [H+] = [OH-]

=

1 x 10-7

pH = -log [H+]

=

log 1/[H+]

pOH = -log [OH-]

=

log 1/[OH-]

pH +

=

14

pOH

Escala de pH

Acidez y alcalinidad

Moléculas biológicamente importantes son ácidos o bases débiles. 

Según Brønsted y Lowry un ácido es un dador de protones, mientras que una base es un aceptor de los mismos.



Los ácidos orgánicos son débiles puesto que se disocian parcialmente, estableciendo un equilibrio entre las especies.



Ión amonio (NH4+) es un ácido débil pues puede ceder el H+ para formar NH3, mientras que H2PO4- y HPO42- son bases o ácidos dependiendo de si ceden o aceptan protones.



H3O+(ac) +

A-(ac) −

HA(ac) +

[A ][H3 O ] Ka = [HA]

Ácidos mono y polipróticos

Soluciones Tampones, Buffers o amortiguadoras del pH Una solución amortiguadora se caracteriza por la capacidad para resistir cambios en el pH cuando se le adicionan cantidades limitadas de ácido o de base. Las soluciones amortiguadoras contienen un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado. Así, una solución amortiguadora contiene ambas especies, un ácido y una base en equilibrio.

Para entender la acción de una solución amortiguadora, considérese una que contiene cantidades equimolares de un ácido débil [HA] y su base conjugada [A-]. Cuando se adiciona un ácido fuerte al amortiguador, suministra iones hidrógeno que reaccionan con la base [A-]. H+(ac) +

A-(ac)

HA(ac)

Por otro lado si se adiciona una base fuerte, suministra iones hidróxido, los que reaccionan con el ácido HA. OH-(ac) +

HA(ac)

H2O(l)

+

A-(ac)

Ecuación de HendersonHasselbalch • Una solución amortiguadora resiste los cambios en el pH por medio de su capacidad para combinarse con ambos iones, H+ y OH-. • El pH de estas soluciones puede determinarse mediante la siguiente relación, conocida como la ecuación de Henderson-Hasselbalch

Tampones

Comparación de las curvas de titulación de tres ácidos débiles

Sistemas amortiguadores del pH corporal  Los

sistemas amortiguadores de interés clínico son los del plasma y eritrocitos.

 Entre

los tampones fisiológicos destacan:

 Bicarbonato-ácido

carbónico

 Hemoglobina  Proteínas  Fosfato

plasmáticas

plasmático y eritrocitario

El sistema tampón del bicarbonato

Tampón hemoglobina 

La hemoglobina tiene una concentración de 15g/dl, y cada molécula de Hb posee 38 residuos de His.



Existe en dos formas: Hb O2-/H Hb O2 y Hb- / H Hb



La transformación de Hb oxigenada en Hb desoxigenada da como resultado la liberación de H+



El sistema amortiguador Hb actúa principalmente sobre el ácido carbónico producido durante procesos metabólicos.



Hb O2-

+

H2CO3

H Hb + O2 + HCO3-

Hemoglobina: Reacción de disociación de histidina

pKa del aminoácido igual a 6,0

pH ÓPTIMO DE ALGUNAS ENZIMAS

Acidosis Metabólica: Concentración de Bicarbonato en la sangre 

En un adulto normal el pH sanguíneo se mantiene a 7.4, si este disminuye bajo 7.35, la condición se conoce como acidosis metabólica.



Un pH cercano a 7.0 tiene severas consecuencias y puede llevar a la muerte.



En la acidosis metabólica los valores clínicos de interés son: pH sanguíneo, [HCO3-] y [CO2].



pH sanguíneo = 7.4



[HCO3-] = 24.0 mM

[CO2] = 1.20 mM

Causas mas frecuentes de acidosis metabólica  Cetoacidosis  Acidosis

láctica  Envenenamiento por salicilatos, metanol, etc  Insuficiencia renal  Disfunción de túbulos renales  Pérdida de bases por diarrea

Alcalosis metabólica  Exceso

primario de bicarbonato  Aumenta pH sanguíneo, así como los niveles plasmáticos de bicarbonato, ácido carbónico y la presión parcial de CO2.  pH

urinario elevado  Causas comunes:  Vómitos  Tratamiento

con diuréticos  Depleción de potasio