++
Las moléculas de agua en estado líquido poseen una capacidad limitada de ionización para formar un protón, o ion hidrógeno (H+), y un ion hidróxido (OH−). Los protones no existen realmente en solución acuosa. En el agua, un protón se combina con una molécula de agua para formar H3O+, denominado usualmente ion hidronio. Por conveniencia, se utilizará H+ para representar las reacciones de ionización del agua.
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+
++
+
++
donde Keq es la constante de equilibrio de la reacción.
++
La concentración de agua permanece, en esencia, sin cambio y puede considerarse constante. La expresión para el equilibrio puede reescribirse combinando las dos constantes como sigue:
+
++
El término Keq[H2O] se conoce como producto iónico del agua o Kw. Después de sustituir el término Kw, la ecuación anterior puede reescribirse de la siguiente manera:
+
++
El valor de Kw para H2O a 25°C y a 1 atm de presión es de 1.0 × 10−14 y es una característica fija del agua a esos valores de temperatura y de presión. En el agua pura, donde no hay otros contribuyentes de H+ y OH−, las concentraciones de estos iones son iguales:
+
++
Cuando una solución contiene cantidades iguales de H+ y OH−, se dice que es neutra. Cuando una sustancia iónica o polar se disuelve en agua, puede cambiar los números relativos de H+ y de OH−. Las soluciones con exceso de H+ son ácidas, mientras que las que tienen un número mayor de OH− son básicas. La concentración del ion hidrógeno varía en un intervalo muy amplio: en general entre 100 y 10−14 M, lo cual proporciona la base de la escala de pH (pH = −log [H+]).
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El ion hidrógeno es uno de los más importantes en los sistemas biológicos; su concentración afecta a la mayoría de los procesos celulares y del organismo. Por ejemplo, la estructura y la función de las proteínas y las velocidades de la mayoría de las reacciones bioquímicas son afectadas en gran medida por la concentración del ion hidrógeno. Además, éste desempeña una función fundamental en procesos como la generación de energía (cap. 10) y la endocitosis.
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Muchas biomoléculas poseen propiedades ácidas, básicas o ambas. Los polímeros grandes y complejos macromoleculares suelen tener superficies anfotéricas; es decir, poseen tanto grupos ácidos como básicos. Se dice que un grupo lateral de una molécula es ácido si actúa como donante de protones, y básico si lo hace como aceptor.
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Los ácidos fuertes (p. ej., el HCl) y las bases fuertes (p. ej., el NaOH) se ionizan casi por completo en el agua:
+
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Sin embargo, muchos ácidos y bases no se disocian completamente. Los ácidos orgánicos (compuestos con grupos carboxilo) no se disocian en su totalidad en el agua y se denominan ácidos débiles. Las bases orgánicas poseen una capacidad pequeña, aunque cuantificable, para combinarse con los iones hidrógeno. Muchas bases débiles comunes contienen grupos amino.
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La siguiente reacción describe la disociación de un ácido orgánico:
+
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Observe que el producto que ha perdido protones en la reacción de disociación se denomina base conjugada. Por ejemplo, el ácido acético (CH3COOH) se disocia para formar la base conjugada acetato (CH3COO−).
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La fuerza de un ácido débil (p. ej., su capacidad para liberar iones hidrógeno) puede determinarse utilizando la siguiente expresión:
+
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donde Ka es la constante de disociación del ácido. Cuanto mayor es el valor Ka, más fuerte es el ácido. Como los valores de Ka varían dentro de un amplio intervalo, se expresan utilizando una escala logarítmica:
+
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Cuanto menor es el pKa, más fuerte es el ácido. En el cuadro 3.4 se muestran los valores de las constantes de disociación y los pKa de varios ácidos débiles comunes.
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La escala de pH (fig. 3.17) puede utilizarse para determinar la concentración de iones hidrógeno [H+]:
+
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En la escala de pH, la neutralidad se define como pH 7; es decir, [H+] es igual a 1 × 10−7 M. Las soluciones ácidas tienen valores de pH menores de 7; es decir, [H+] es mayor de 1 × 10−7 M. Aquellas con valores de pH mayores de 7 son básicas o alcalinas.
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Es importante señalar que aunque el pKa y el pH parecen ser expresiones matemáticas semejantes, en realidad no lo son. A temperatura constante, el valor de pKa de una sustancia es una constante. Por otra parte, los valores de pH de un sistema pueden variar.
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La regulación del pH es una actividad universal y esencial de los seres vivos. La concentración de iones hidrógeno debe mantenerse dentro de unos límites muy estrechos. Por ejemplo, la sangre humana normal tiene un pH de 7.4. Puede variar entre 7.35 y 7.45, dependiendo de las concentraciones de productos de desecho ácidos y básicos y metabolitos. Algunas enfermedades producen cambios de pH que, si no se corrigen, pueden ser nefastos. La acidosis, un trastorno que se produce cuando el pH de la sangre humana desciende por debajo de 7.35, es consecuencia de una producción excesiva de ácidos en los tejidos, de pérdida de bases de los líquidos corporales o de incapacidad de los riñones para excretar metabolitos ácidos. La acidosis tiene lugar en determinadas enfermedades (p. ej., en la diabetes mellitus) y durante la inanición. Si el pH de la sangre cae por debajo de 7, el sistema nervioso central se deprime, lo cual conduce al coma y, por último, a la muerte. Cuando el pH aumenta por encima de 7.45, se produce un estado de alcalosis. Este trastorno, causado por vómitos prolongados o por la ingestión de cantidades excesivas de fármacos alcalinos, sobreexcita al sistema nervioso central y los músculos entran en un estado de espasmo. Si no se corrige, se producen convulsiones y paro respiratorio.
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Acidosis
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Los amortiguadores ayudan a mantener una concentración de iones hidrógeno relativamente constante. Los amortiguadores (disoluciones amortiguadoras) más habituales consisten en ácidos débiles y sus bases conjugadas. Una solución amortiguada puede oponerse a cambios de pH porque se establece un equilibrio entre los componentes del amortiguador. Por lo tanto, los amortiguadores obedecen al principio de Le Chatelier, que establece que si una reacción en equilibrio es sometida a fuerza, el equilibrio se desplazará en la dirección que contrarreste dicha fuerza. Considere una solución que contiene un amortiguador de acetato, formado por ácido acético y por acetato de sodio (fig. 3.18). La disolución amortiguadora se crea mezclando una solución de acetato de sodio con una de ácido acético para obtener una mezcla de equilibrio con el pH y la fuerza iónica correctos.
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Si se añaden iones hidrógeno, el equilibrio se desplaza hacia la formación de ácido acético y la concentración de [H+] cambia poco:
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Si se añaden iones hidróxido, éstos reaccionan con los iones hidrógeno libres para formar agua, el equilibrio se desplaza hacia el ion acetato y el pH cambia poco.
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CAPACIDAD AMORTIGUADORA La capacidad de un amortiguador para mantener un pH específico depende de dos factores: (1) la concentración molar del par ácido-base conjugada, y (2) el cociente de sus concentraciones. La capacidad amortiguadora es directamente proporcional a la concentración de los componentes del amortiguador. En otras palabras, cuantas más moléculas del amortiguador estén presentes, mayores cantidades de iones H+ y OH− podrán absorberse sin que cambie el pH. La concentración del amortiguador se define como la suma de la concentración del ácido débil y de su base conjugada. Por ejemplo, un amortiguador de acetato 0.2 M puede contener 0.1 mol de ácido acético y 0.1 mol de acetato de sodio en 1 L de H2O. El mismo amortiguador puede también estar formado por 0.05 moles de ácido acético y 0.15 moles de acetato de sodio en 1 L de H2O. Los amortiguadores más eficaces son aquellos que contienen concentraciones iguales de ambos componentes, o que su pH es igual a su pKa. Los sistemas biológicos generan ácidos durante el metabolismo, y la capacidad amortiguadora para su neutralización debe maximizarse. En consecuencia, los amortiguadores biológicos a menudo contienen una concentración más alta de la base conjugada. El amortiguador de bicarbonato es un ejemplo de tal sistema.
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ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH Al elegir o preparar una solución amortiguadora, son útiles los conceptos de pH y de pKa. La relación entre estas dos magnitudes se expresa en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que deriva de la siguiente expresión de equilibrio:
+
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+
++
Si se toma el logaritmo negativo a ambos lados de la igualdad, se obtiene
+
++
Si se define el término −log [H+] como pH y el término −log Ka como pKa, el resultado es
+
++
Si se invierte el término del logaritmo, cambiando entonces su signo, se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
++
Es importante tener en cuenta que cuando [A−] = [HA], la ecuación se transforma en
+
++
En estas circunstancias, el pH es igual al pKa. El gráfico de la figura 3-18 ilustra que los amortiguadores son más eficaces cuando están formados por cantidades iguales de un ácido débil y de la base conjugada. La capacidad amortiguadora más eficaz tiene lugar en la parte de la curva de valoración que tiene la pendiente mínima, es decir, una unidad de pH por encima y una unidad por debajo del valor de pKa. En la gráfica, la abscisa representa los equivalentes añadidos. Aquí, un equivalente es la masa de base que puede aceptar 1 mol de iones H+; un equivalente de ácido proporciona la masa de ácido que puede aceptar un mol de protones.
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CONCEPTOS CLAVE 
Las moléculas de agua en estado líquido poseen una capacidad limitada para ionizarse y formar iones H+ y OH−.
La concentración de iones hidrógeno es una característica crucial de los sistemas biológicos, sobre todo por sus efectos en las velocidades de las reacciones bioquímicas y en la estructura de las proteínas.
Los amortiguadores, que constan de ácidos débiles y de sus bases conjugadas, evitan los cambios de pH (una medida de [H+]).
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Los problemas 3.5 al 3.11 son problemas típicos sobre amortiguadores.
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PROBLEMA 3.5
Calcule el pH de una mezcla de ácido acético 0.25 M y acetato de sodio 0.10 M. El pKa del ácido acético es 4.76.
Solución
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PROBLEMA 3.6
¿Cuál sería el pH del problema anterior si la mezcla estuviera formada por ácido acético 0.10 M y acetato sódico 0.25 M?
Solución
++
PROBLEMA 3.7
Calcule el cociente de ácido láctico y lactato que se requiere en un sistema amortiguador de pH 5.00. El pKa del ácido láctico es 3.86.
Solución La ecuación
puede despejarse para obtener
Por lo tanto, el cociente que se requiere es
Para que un amortiguador de lactato tenga un pH de 5, los componentes lactato y ácido láctico deben estar presentes en una proporción de 13.8:1. Un buen amortiguador contiene una mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones casi iguales y el pH amortiguado debe estar dentro de una unidad de pH del pKa. Por lo tanto, el amortiguador de lactato no es una buena elección en esta situación. Habría sido mejor el amortiguador de acetato.
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PROBLEMA 3.8
¿Cuál es el pH de una solución de 100 ml de H3PO4 0.01 M y 100 ml de Na3PO4 0.01 M?
Solución Primero hay que determinar qué especies están presentes en la solución. Los dos reactivos interactuarán dando una mezcla compuesta de NaH2PO4 0.01 molar (ácido débil) y Na2HPO4 (base conjugada).
Usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch,
Puesto que el pKa del Na2PO4 es 7.2 (véase el cuadro 3.4), éste es también el pH de la solución.
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PROBLEMA 3.9
Durante la fermentación del vino, se produce por una reacción bioquímica un amortiguador que consta de ácido tartárico y tartrato ácido de potasio. Suponiendo que en algún momento la concentración de tartrato ácido de potasio es el doble que la de ácido tartárico, calcule el pH del vino. El pKa del ácido tartárico es 2.96.
Solución
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PROBLEMA 3.10
¿Cuál es el pH de una solución que se prepara mezclando 150 ml de HCl 0.10 M con 300 ml de acetato de sodio (NaOAc) 0.10 M y aforando la mezcla a 1 L? El pKa del ácido acético es 4.76.
Solución La cantidad de ácido presente en la solución se determina multiplicando el volumen de la solución en mililitros por M, la molaridad de la solución; se expresa en milimoles (mmol):
La cantidad de acetato de sodio se obtiene utilizando la misma ecuación:
Cada mol de HCl consumirá 1 mol de acetato de sodio y producirá 1 mol de ácido acético. El resultado será 15 mmol de ácido acético y quedarán 15 mmol de acetato de sodio (es decir, 30 mmol − 15 mmol). Sustituyendo estos valores en la ecuación de Henderson-Hasselbalch se obtiene
Dado que el término logarítmico es el cociente de dos concentraciones, es posible eliminar el factor volumen y utilizar directamente las cantidades molares.
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PROBLEMA 3.11
¿Cuál sería el efecto de añadir 50 ml de HCl 0.10 M a la solución del problema 3.10 antes de aforar a 1 L?
Solución Utilizando la misma ecuación del problema 3.7 la cantidad de HCl sería
que es también igual a la concentración de ácido acético.
La cantidad de acetato de sodio sería
Sustituyendo en la ecuación de Henderson-Hasselbalch se obtiene
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ÁCIDOS DÉBILES CON MÁS DE UN GRUPO IONIZABLE Algunas moléculas contienen más de un grupo ionizable. El ácido fosfórico (H3PO4) es un ácido poliprótico débil, es decir, puede donar más de un ion hidrógeno (en este caso, tres). Durante la titulación con NaOH (fig. 3.19), estas ionizaciones se producen en pasos, liberándose un protón en cada uno de ellos:
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El pKa del grupo más ácido se conoce como pK1. El pKa del siguiente grupo más ácido es pK2 y el del tercer grupo más ácido es pK3.
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A pH bajo, la mayoría de las moléculas se encuentra totalmente protonada. Al añadir NaOH se liberan los protones en orden decreciente de acidez, ionizándose en último término el protón menos ácido (aquel con el mayor valor de pKa). Cuando el pH es igual al pK1, en la disolución existirá la misma cantidad de H3PO4 y de .
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Los aminoácidos son biomoléculas que contienen varios grupos ionizables. Como todos los aminoácidos, la alanina contiene un grupo carboxilo y un grupo amino. A pH bajo, ambos grupos se encuentran protonados. Al aumentar el pH durante una titulación con NaOH, el grupo ácido carboxílico (COOH) pierde su protón para formar un grupo carboxilato (COO−). La adición de más NaOH origina, en última instancia, que el grupo amino ionizado libere su protón:
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Determinados aminoácidos poseen también cadenas laterales con grupos ionizables. Por ejemplo, la cadena lateral de la lisina posee un grupo amino con estas características. Debido a sus estructuras, la alanina, la lisina y los otros aminoácidos pueden actuar como amortiguadores eficaces en sus valores respectivos de pKa o cerca de ellos [p. ej., lisina: pK1 = 2.0, pKa = 9.0, pK3 (grupo R) = 10.7]. Más adelante, en el capítulo 5, se describen la titulación y la capacidad amortiguadora de los aminoácidos.
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Amortiguadores fisiológicos
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Los tres amortiguadores más importantes del organismo son el bicarbonato, el fosfato y las proteínas. Cada uno de ellos está adaptado para resolver problemas fisiológicos específicos del organismo.
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TAMPÓN BICARBONATO El amortiguador de bicarbonato, uno de los sistemas amortiguadores más importantes de la sangre, posee tres componentes. El primero de ellos, el dióxido de carbono, reacciona con el agua para formar ácido carbónico:
+
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Después, el ácido carbónico se disocia muy rápido para formar iones H+ y :
+
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Dado que la concentración de H2CO3 en sangre es muy baja, las ecuaciones anteriores pueden simplificarse a:
+
++
Recuerde que la mayor capacidad amortiguadora se encuentra en el pKa del par ácido-base conjugada, o en sus cercanías. El ácido carbónico es diprótico (puede ceder dos iones hidrógeno), con pK1 de 6.3. En la sangre es crucial mantener el pH en el extremo superior del intervalo de amortiguamiento de este ácido y maximizar la capacidad amortiguadora de la acidez. Por tanto, resulta óptimo que la concentración de la base conjugada, el bicarbonato, sea alta en comparación con la de H2CO3 (o CO2), habitualmente en una proporción de 11 a 1.
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La conversión no catalizada de CO2 a y H+ es un proceso lento:
+
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En la sangre, esta reacción se encuentra catalizada por la enzima anhidrasa carbónica, obteniéndose velocidades tan elevadas como 106 moléculas de CO2 convertidas a bicarbonato por segundo. En ese sentido, la anhidrasa carbónica es una de las enzimas más eficientes del organismo. La concentración de CO2 se mantiene baja, y es regulada mediante cambios en la frecuencia respiratoria. La concentración de bicarbonato permanece elevada porque los riñones excretan H+. Cuando se producen cantidades excesivas de el riñón excreta el bicarbonato. A medida que se agrega ácido (un producto de desecho metabólico) al sistema de bicarbonato del organismo, disminuye la concentración de y se forma CO2. Dado que el exceso de CO2 se exhala, la proporción de y CO2 permanece inalterada.
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AMORTIGUADOR DE FOSFATO El sistema tampón fosfato consta de un par ácido débil-base conjugada (fig. 3.20):
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Podría pensarse que el amortiguador fosfato, con un pKa de 7.2, es una elección excelente para amortiguar la sangre. Aunque el pH de 7.4 de la sangre encaja muy bien dentro de la capacidad de este sistema amortiguador, las concentraciones de y de de la sangre son demasiado bajas como para tener un efecto importante. En cambio, el sistema fosfato es un amortiguador importante en los líquidos intracelulares, donde su concentración es aproximadamente 75 miliequivalentes (meq) por litro. La concentración de fosfato en los líquidos extracelulares, como la sangre, es de alrededor de 4 meq/L. Dado que el pH normal de los líquidos celulares es aproximadamente 7.2 (con un intervalo de 6.9 a 7.4), en general existe una mezcla equimolar de y de . Aunque las células contienen otros ácidos débiles, estas sustancias no son importantes como amortiguadores ya que sus concentraciones son bastante bajas y sus valores de pKa son mucho menores que el pH intracelular. Por ejemplo, el ácido láctico tiene un pKa de 3.86.
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Hemoglobina y pH
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AMORTIGUADOR DE PROTEÍNAS Las proteínas son una fuente significativa de capacidad amortiguadora. Formadas por aminoácidos unidos mediante enlaces peptídicos, las proteínas contienen varias clases de grupos ionizables en las cadenas laterales, que pueden ceder o aceptar protones. Debido a que en los seres vivos las proteínas están presentes en una concentración significativa, son amortiguadores muy efectivos. Por ejemplo, la hemoglobina, la proteína transportadora de oxígeno, es la biomolécula más abundante en los eritrocitos. Dada su estructura y concentración celular elevada, la hemoglobina desempeña una función esencial en el mantenimiento del pH sanguíneo. La albúmina sérica y otras proteínas presentes en cantidades elevadas también amortiguan la sangre.
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CONCEPTO CLAVE 
Los amortiguadores más importantes del organismo son el de bicarbonato (en la sangre), el de fosfato (en los líquidos intracelulares) y el de proteínas.
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Diarrea
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PREGUNTA 3.4
La diarrea grave es una de las causas más comunes de muerte en los niños pequeños. Uno de los efectos principales de la diarrea es la excreción de cantidades importantes de bicarbonato de sodio. ¿En qué dirección se desplaza el sistema amortiguador de bicarbonato en estas circunstancias? ¿Cómo se denomina el trastorno resultante?
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Bioquímica EN PERSPECTIVA
Regulación de volumen celular y metabolismo ¿Hay relación entre el metabolismo y el volumen celular?
Las células vivas están en constante peligro. Hasta los más pequeños cambios en el equilibrio de los solutos entre su interior y el entorno celular, hace que sean vulnerables a los cambios de presión osmótica potencialmente perjudiciales. Cualquier incapacidad para controlar el equilibrio osmótico puede llevar a distorsiones en la forma y el volumen que ponen en riesgo la función celular. En los organismos pluricelulares como los animales, sin embargo, las células individuales no suelen estar expuestas a las fluctuaciones importantes en la osmolaridad de su entorno. En cambio, ahora se sabe que están sometidas continuamente a estímulos debido a las variaciones internas derivadas de los procesos metabólicos normales. Las tareas sistemáticas como la asimilación de nutrientes (p. ej., azúcares, ácidos grasos y aminoácidos), la excreción de desechos (p. ej., H+ y CO2) y los procesos metabólicos como la síntesis y degradación de macromoléculas (p. ej., proteínas y glucógeno) ocasionan desequilibrios osmóticos.
Algunos trabajos de investigación han puesto de manifiesto que las células poseen sofisticados mecanismos capaces de corregir con rapidez incluso los menores cambios producidos en la osmolaridad. El mecanismos que resulta más fácilmente comprensible es el intercambio de iones orgánicos a través de membranas (fig. 3A). Por ejemplo, cuando una célula está sintetizando una proteína, la reducción resultante en la concentración de aminoácidos hace que salga agua de la célula. La célula responde importando K+, Na+ y Cl− (intercambiándolo por ) a través de complejos canales de membrana especializados. El gradiente osmótico creado por este proceso ocasiona el flujo de agua hacia el interior celular, restaurando así el volumen normal de la misma. Cuando se degrada una proteína, ocurre el proceso opuesto. El aumento en la concentración de aminoácidos osmóticamente activos induce que la célula se hinche. Entonces, como consecuencia de ello, diferentes iones (p. ej., K+, Cl− y ) y posteriormente el agua, salen de la célula a través de la membrana plasmática de modo que el volumen de la célula se restaura.
El volumen celular también puede ser controlado mediante la síntesis de sustancias osmóticamente activas llamadas osmolitos. Por ejemplo, cuando ciertas células están sometidas a estrés osmótico, producen grandes cantidades de alcoholes (p. ej., sorbitol), aminoácidos o derivados de aminoácidos como la taurina. También se han observado células que restauran el equilibrio osmótico sintetizando o degradando macromoléculas como el glucógeno. Actualmente se desconocen con exactitud los mecanismos mediante los cuales las células controlan el equilibrio osmótico. Se sabe que los cambios de volumen celular señalados por distorsiones del citoesqueleto causan alteraciones en la expresión de genes, algunos de los cuales codifican la síntesis de proteínas del canal de membrana y osmolitos.
Las células de los animales vertebrados usan los cambios de volumen celular como dispositivo de transducción de señales. Un cambio de volumen celular, desencadenado por un conjunto específico de condiciones fisiológicas, inicia una respuesta programada. Los aumentos de volumen celular promueven la proliferación o migración celular. Por ejemplo, la migración de neutrófilos, un importante proceso en el funcionamiento del sistema inmunitario, es promovida por la inflamación celular. Cuando se reduce el volumen celular pueden ocasionarse procesos como la diferenciación celular (un proceso en el cual una célula sufre cambios drásticos en su desarrollo, como cambios de forma, actividad metabólica y respuesta a moléculas señalizadoras), o la muerte celular programada (un proceso regulado que confiere ventajas al organismo).
RESUMEN: Las células vivas están constantemente ocupadas en controlar el equilibrio de solutos a través de sus membranas. La asimilación de nutrientes, la excreción de desechos y los procesos metabólicos como la síntesis de macromoléculas afectan este equilibrio. Cualquier deficiencia significativa incapaz de corregir los desequilibrios puede causar cambios de volumen celular potencialmente letales.
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Las moléculas de agua (H2O) están formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Cada átomo de hidrógeno está unido al átomo de oxígeno por un enlace covalente sencillo. Los enlaces oxígeno-hidrógeno son polares y las moléculas de agua son dipolos. Una consecuencia de la polaridad del agua es que sus moléculas se atraen unas a otras mediante fuerzas electrostáticas entre el oxígeno de una molécula y el hidrógeno de otra. Este tipo de interacción se denomina enlace de hidrógeno.
Los enlaces no covalentes son relativamente débiles y se rompen con facilidad. Desempeñan una función vital en la determinación de las propiedades físicas y químicas del agua y de las biomoléculas. Las interacciones iónicas tienen lugar entre átomos o grupos cargados. Aunque cada enlace de hidrógeno no es muy fuerte en comparación con los enlaces covalentes, un gran número de ellos tiene un efecto significativo sobre las moléculas implicadas. Entre dipolos permanentes, inducidos o ambos, se producen fuerzas de van der Waals, que pueden ser de atracción o de repulsión.
El agua posee una capacidad calorífica excepcionalmente elevada. Sus puntos de ebullición y fusión son mucho mayores que los de compuestos con estructura y peso molecular comparables. La formación de enlaces de hidrógeno es la causa de este comportamiento anómalo.
El agua es un disolvente extraordinario. Su estructura dipolar y su capacidad para formar enlaces de hidrógeno le permiten disolver muchas sustancias iónicas y polares.
En los seres vivos, la mayor parte de las moléculas de agua están estructuradas; es decir, están unidas de manera no covalente con las superficies de macromoléculas y membranas. Las redes de moléculas de agua que se forman actúan como puentes entre las macromoléculas que se encuentran distribuidas ampliamente en el citoplasma. El citoplasma tiene las propiedades de un gel, una sustancia viscoelástica semisólida que se opone al flujo y almacena energía mecánica. Los geles pueden experimentar transiciones reversibles a un estado líquido o sol.
Las moléculas hidrófobas son virtualmente insolubles en agua. Cuando se introducen moléculas apolares en un ambiente acuoso, éstas forman gotas pequeñas rodeadas por moléculas de agua que se reorganizan en su configuración más favorable en términos energéticos.
Las moléculas anfipáticas contienen tanto grupos polares como apolares. Los ácidos grasos son moléculas anfipáticas que forman micelas cuando se colocan en agua.
Varias propiedades físicas del agua cambian cuando se disuelven en ella diferentes moléculas de soluto. La más importante para los seres vivos es la presión osmótica, que es la presión que impide el flujo de agua a través de las membranas celulares. Las macromoléculas apenas tienen un efecto directo en la osmolaridad celular. La gran cantidad de grupos ionizables presentes en estas moléculas atrae iones de carga opuesta. La red de agua estructurada que rodea las macromoléculas como las proteínas tiende a excluir al Na+, debido a su volumen de hidratación relativamente grande. La asimetría de carga entre un lado y otro de la membrana celular (negativa en su interior y positiva en el exterior) crea un gradiente eléctrico llamado potencial de membrana.
Las moléculas de agua en estado líquido poseen una capacidad limitada para ionizarse y formar un ion hidrógeno (H+) y un ion hidróxido (OH−). Cuando una solución contiene las mismas cantidades de H+ y OH−, se dice que es neutra. Las soluciones con un exceso de H+ son ácidas, mientras que aquellas con un mayor número de OH− son básicas. Debido a que los ácidos orgánicos no se disocian por completo en el agua, se denominan ácidos débiles. La constante de disociación de los ácidos Ka es una medida de la fuerza de un ácido débil. Como los valores de Ka varían en un intervalo grande, en su lugar se utilizan los valores de pKa (−log Ka).
El ion hidrógeno es uno de los iones más importantes presentes en los sistemas biológicos. La escala de pH expresa de forma conveniente la concentración de iones hidrógeno. El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.
Como la concentración de iones hidrógeno afecta de forma significativa a los procesos vivos, no es sorprendente que la regulación del pH sea una actividad esencial y universal de los seres vivos. La concentración de iones hidrógeno en general se mantiene dentro de unos márgenes estrechos. Debido a que los amortiguadores se combinan con los iones H+, ayudan a mantener relativamente constante la concentración de iones hidrógeno. La capacidad de una solución de resistir los cambios de pH se denomina capacidad amortiguadora. La mayoría de los amortiguadores están formados por un ácido débil y su base conjugada.
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Lecturas recomendadas
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Diamond,
J., Collapse: How Societies Choose to Fail or Succeed, Penguin, New York, 2005.
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Gerstein,
M., and Levitt,
M., Simulating Water and the Molecules of Life,
Sci. Am. 279(5):100–105, 1998.
[PubMed: 9841379]
+
Lang,
F., and Waldegger,
S., Regulating Cell Volume, Am. Sci. 85:456–463, 1997.
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Leterrier,
J.-F., Water and the Cytoskeleton,
Cell Mol. Biol. (Noisy-le-Grand) 47(5):901–923, 2001.
[PubMed: 11728102]
+
Pollack,
G. H., Cells, Gels and the Engine of Life, Ebner and Sons, Seattle, Washington, 2001.
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Segel,
I. H., Biochemical Calculations, 2nd ed., John Wiley & Sons, New York, 1976.
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