Puentes de hidrógeno: Bioquímica

Puentes de hidrógeno

• Resultan de la atracción electrostática entre el δ (+) del H y el δ (-) del O de una molécula adyacente cuando dos moléculas de agua se acercan.
• Esta atracción provoca una redistribución de cargas electrónicas que aumenta significativamente su interacción.
• Esta unión electrostática es el "enlace de hidrógeno" o "puente de hidrógeno".
• La ordenación casi tetraédrica de los electrones alrededor del átomo de oxígeno permite que cada molécula de agua se una a hasta cuatro moléculas de agua vecinas mediante enlaces de hidrógeno.
• La formación de enlaces de hidrógeno depende del estado de agregación del agua.
• Un número elevado de puentes de hidrógeno entre moléculas de agua da como resultado una gran cohesión interna.
• Los enlaces de hidrógeno son interacciones electrostáticas complejas entre un átomo de H unido a un elemento electronegativo (F, O o N) y un átomo muy electronegativo que tenga δ (-) de carga.
• El H "terminal" de una molécula es atraído por el átomo electronegativo "terminal" de otra molécula.
• Los enlaces de hidrógeno son importantes en sistemas biológicos, y están presentes en los siguientes grupos:
  • Alcohol y agua.
  • Grupos amida.
  • Grupos carbonilo y agua.
  • Enlaces peptídicos entre aminoácidos para formar péptidos y proteínas.

Propiedades de las soluciones químicas

• Las propiedades constitutivas dependen de la naturaleza química del soluto e incluyen densidad, viscosidad y conductividad eléctrica.
• Las propiedades coligativas dependen de la concentración de soluto e incluyen:
  • Descenso de la presión de vapor.
  • Aumento del punto de ebullición.
  • Descenso del punto de fusión.
  • Presión osmótica.
• Son propiedades que dependen solo de la concentración de partículas de soluto y no de su naturaleza.

Concentración de partículas

• Número de partículas generadas por la disociación de una molécula de soluto
• i varía con la sustancia.
• i = 1 para sustancias no disociables.
• i es mayor para sustancias que se disocian, por ejemplo, i = 2 para NaCl
• La osmolaridad expresa moles de partículas de soluto por litro de solución.
• Una solución de 1 Osm tiene 1 mol de partículas de soluto por litro de solución.
• La molaridad (M) mide los moles de moléculas de soluto por litro de solución; una solución 1 M tiene 1 mol de moléculas por litro de solución.

Ley de disociación

• Una sal binaria MX se disocia en M⁺ + X⁻, por ejemplo, NaCl → Na⁺ + Cl⁻.
• Una sal ternaria M(XO) se disocia en M⁺ + XO⁻, por ejemplo, MgSO₄ → Mg²⁺ + SO₄²⁻.

Osmolaridad

• Mide la concentración de partículas de una solución.
• Valida para soluciones que sean permeables al agua
• No tiene en cuenta las características de la membrana.
• La osmolaridad efectiva es la osmolaridad aplicable a membranas semipermeables a los solutos y permeables al agua.

Osmolaridad efectiva

• Considera las características de la membrana.
• Determina si hay un flujo neto de agua.
• Ecuación: Osmolaridad Efectiva = σ * [Osm], donde σ es el coeficiente de reflexión, representa las características de la membrana.
• El coeficiente de reflexión (σ) cuantifica cuántas partículas contribuyen activamente a la osmolaridad de una solución:
  • Si σ = 0, las partículas no contribuyen osmóticamente.
  • Si σ = 1, todas las partículas contribuyen osmóticamente.
• La fracción de moléculas de soluto que chocan contra la membrana, no la atraviesan y se reflejan hacia el mismo compartimento corresponde al coeficiente de reflexión.
• Si la membrana es impermeable al soluto, la reflexión es total (σ = 1), y todas las partículas son osmóticamente activas.
• Si la membrana es totalmente permeable al soluto, la reflexión es nula (σ = 0), y todas las partículas son osmóticamente inactivas.
• Una membrana parcialmente permeable al soluto resulta en una reflexión parcial (0 < σ < 1), donde solo un porcentaje de las partículas son osmóticamente activas.

Soluciones y osmosis

• En una solución donde la membrana es impermeable al Na⁺ y al Cl⁻, pero permeable al glicerol (σ = 0 para el glicerol y σ = 1 para el Na⁺ y Cl⁻):
  • Una solución A con 160 mM NaCl + 100 mM glicerol tiene [Osm] = 420 mOsm y es hiperosmolar.
  • Una solución isotónica con 320 mOsm de NaCl.
  • La célula mantiene su forma porque la solución es isotónica.
  • El agua se mueve desde el interior del glóbulo rojo (320 Osm) hacia la solución (640 Osm), disminuyendo el volumen del glóbulo rojo. 320 mOsm, es isoosmolar.
• Las soluciones hipotónicas son menos concentradas y el agua se mueve hacia el interior del glóbulo rojo, lo que puede llevar a su lisis (ruptura).

El pH

• En agua pura, la mayoría de las moléculas existen como H2O, pero una pequeña parte se disocian en iones hidrógeno (H+) y oxhidrilos (OH-), y se reasocian de forma constante.
• En equilibrio, la concentración de moléculas de agua excede en gran número la de H+ y OH-, y la concentración de moléculas de agua permanece prácticamente constante.
• En estas condiciones [H+] = [OH-] = 10⁻⁷ M - Un ácido, según ARRHENIUS, es una sustancia que contiene un exceso de protones (H+), mientras que una base contiene un exceso de oxhidrilos.
  • Un ácido, según BRONSTED – LOWRY, es una sustancia capaz de ceder protones, mientras que una base es una sustancia capaz de tomar protones.

Ácidos y bases

• Ácidos y bases fuertes se disocian completamente en agua (HCl, H₂SO₄, NaOH, KOH).
• Ácidos y bases débiles se disocian parcialmente en agua (Ácido acético, H₂CO₃ (ácido carbónico), Anilina, Amoníaco).
• Las soluciones neutras tienen una concentración de protones igual a la de oxhidrilos (10⁻⁷ M).
• p = -log
• Mide acidez o alcalinidad de una solución.
• Este término fue acuñado para evitar el manejo de cifras largas y complejas en soluciones diluidas.
• En soluciones diluidas, la escala de pH varía entre 0 y 14:
  • Las soluciones ácidas tienen un pH menor que 7.
  • Las soluciones básicas tienen un pH mayor que 7.
  • Las soluciones neutras tienen un pH de 7.

Definición de pH y pOH

• La escala de pH es logarítmica.
• El pOH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la concentración molar de oxhidrilos (OH-).
• Las soluciones ácidas tienen un exceso de H⁺ ([H⁺] > [OH⁻]), lo que resulta en [H⁺] > 10⁻⁷ M y pH < 7.
• Las soluciones básicas tienen un exceso de OH⁻ ([H⁺] < [OH⁻]), lo que resulta en [H⁺] < 10⁻⁷ M y pH > 7.
• Las soluciones neutras tienen concentraciones iguales de H⁺ y OH⁻ ([H⁺] = [OH⁻]), lo que resulta en [H⁺] = 10⁻⁷ M y pH = 7.