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SECCIÓN I Los material materiales es y funciones de la célula célula A: Número másico Número másico INTRODUCCIÓN...

SECCIÓN I Los material materiales es y funciones de la célula célula A: Número másico Número másico INTRODUCCIÓN El objetivo de la bioquímica es explicar en términos químicos las estructuras y las funciones de los seres vivos. Comprender la química de las biomoléculas es un paso previo para saber qué estructura tienen, cómo interaccionan, y por lo tanto, cuál es su función biológica. Este capítulo se limita a describir los conceptos fundamentales de la química orgánica para poder comprender las características de los compuestos bioquí- Z: Número atómico Número atómico micos y su reactividad. Habitualmente, se considera la química orgánica como la química del carbono y de sus compuestos, aunque también se tratan algunos A: Número másico: es la suma de neutrones y protones compuestos inorgánicos sencillos como los óxidos, los carburos y los carbonatos. Es importante tener en cuenta que la química del carbono constituye la base de Z: Número atómico = Nº de protones la química de los seres vivos. Hay que conocer bien los elementos químicos que componen los seres vivos, comprender todos los parámetros necesarios para que Figura 1‑1. Ejempl Ejemploo de repr epresentación esentación de se desarrolle la vida, la necesidad de la presencia del agua y del oxígeno, y las dos elementos químicos de la tabla perió‑ características termodinámicas que definen un sistema biológico. dica. FUNDAMENTOS QUÍMICOS La materia está constituida por átomos La unidad fundamental de la materia es el átomo, una partícula de tamaño muy reducido (del orden de 10 8 cm), a su vez vez constituida por subpar subpartículas: tículas: protón,, protón neutrón y electrón,, cuyos electrón cuyos valor valores es de carga carga y masa se muestran en la tabla 1‑1 1‑1.. Tabla 1‑1. Características de las partículas atómicas Partícula Carga (culombios) Masa (gramos) Electrón 1,6 · 10-19 negativa 9,1 · 10-28 Protón 1,6 · 10-19 positiva 1,67 · 10-24 Neutrón 0 1,67 · 10-24 En condiciones normales, los átomos no presentan carga neta: su número de protones y electrones es el mismo. Sin embargo, existen átomos cargados, deno- minados ion es,, con una dif iones difer ereenci nciaa de ca carga. rga. Si pi pier erd den elect electrrones ones,, los los átom átomos os presentarán mayor número de protones que de electrones y su carga será positiva y formarán cationes; y, si los ganan, tendrán mayor número de cargas negativas y C O N C E P TO S C L AV E constituirán aniones. Los protones y neutrones se localizan en el núcleo del átomo, en el que se Número atómico (Z): número de concentra casi toda la masa. Los electrones se encuentran alrededor de éste en los protones. orbitales atómicos, que se describen más adelante. Número másico (A): masa rela- Cada elemento químico está formado por un tipo de átomo que se diferencia tiva del átomo respecto a la del en el número de protones presentes en el núcleo; este númer númeroo atómico (Z) define hidrógeno. Es la suma de neutro- a cada elemento (F Fig 1‑1). Si ig.. 1‑ Sin embarg rgo o, un mismo elem emeent ntoo pu pued edee va varia iarr en en nes y protones. Antiguamente se su número de neutrones, lo que determina la existencia de los isótopos, que son denominaba peso atómico. distintas formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su masa. Isótopo: átomo de un mismo ele- mento con diferente número de neutrones en su núcleo. Todos los Los orbitales atómicos quedan definidos por los números cuánticos isótopos de un mismo elemento Los electrones se localizan en orbitales atómicos, que son las zonas que rodean al tienen el mismo Z. Los isótopos núcleo donde existe la máxima probabilidad de encontrar estos electrones. Para cada pueden ser estables o radiactivos. átomo concreto existe un número definido de orbitales que se caracterizan por poseer Átomo: del latín, atomus, y éste una determinada energía potencial. Sin profundizar en los cálculos matemáticos que tomoV:: indivisible. del griego, a’ tomoV los determinan, podemos afirmar que cada orbital queda definido por un conjunto de tres números, denominados números cuánticos: 4  Las bases de la bioquímica 1 1. El prime primero, ro, con conocido ocido como como númer número o cuántico princ ipal (r principal (repr eprese esentado ntado por por la letra n), describe el tamaño y la energía del orbital. A medida que aumenta su tamaño, lo hace su energía y su distancia al núcleo. Así, existen orbitales 1, 2, 3… 2. El segundo (re(repr presentado esentado con la letra l) se conoce como númer número o cuántico azimutal.. Repr Representa esenta un subnivel subnivel de energía y define la forma geométrica del orbital (esférico, lobulado, etc.). Se representan con las letras s, p, d y f. ë ë ë 3. Un tetercer númerero o, den denoomi minnad adoo númerero o cuán ánttic icoo ma maggné néttic o (ml), defin ico inee la Nivel de energía 2 orientación en el espacio si se fijan unos ejes de referencia arbitrarios (xx, y, z). ëì Por ejemplo, el orbital tipo p, puede ser px, py y pz. ëì Nivel de energía 1 Por tanto, estos tres números definen perfectamente los orbitales atómicos respecto a Nitrógeno, su energía, tamaño, forma y orientación espacial. Los electrones se distribuyen en estos orbitales siguiendo varios principios. En primer lugar, los electrones ocupan inicialmente los niveles de energía más ëì ë ë Nivel de energía 2 bajos. Además, hay que tener en cuenta que cada orbital alberga un máximo de ëì dos electrones. Por último, cuando existen varias posibilidades de localización en subniveles de la misma energía, los electrones ocupan subniveles separados, según ëì Nivel de energía 1 el principio de máxima multiplicidad. Por ejemplo, en el caso de los orbitales p, si hubiera tres electrones se dispondría uno en cada subnivel: p1x, p1y , p1z. Oxígeno, Teniendo en cuenta esta distribución, es necesario un cuarto número que per- Figura 1‑2. Configur Configuración ación el electr ectrónic ónica a de los mita identificar los dos electrones de un mismo orbital: el númer número spín, que o de spín, átomos de nitrógeno y oxígeno. Se muesmuestrtra a refleja el movimiento de los electrones respecto a un eje imaginario en un campo la forma de los orbitales y la representación a magnético. modo de cajas, así como los niveles de ener- Debido a la dificultad de dibujar los orbitales atómicos, se utiliza una aproxi- gía que ocupan los electrones. mación simplificada de representar la configuración electrónica a modo de cajas que se irán rellenando de menor a mayor nivel energético según el número de C O N C E P TO S C L AV E electrones que tenga el elemento (F 1‑2). Fig. 1‑2). Orbitales atómicos: regione egioness en ¿Qué determina el orden de los elementos en la tabla periódica? el espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrar elec- En la figura 1‑3 se muestra una tabla periódica en la que se señalan solamente los trones. elementos químicos presentes en los seres vivos. La posición de cada elemento en Niveles Nivel es de ener energía: gía: los el electr ectro- o- la tabla revela sus características. nes van ocupando los niveles de Cada celda de la tabla periódica contiene un elemento identificado con un sím- menor a mayor energía. En cada bolo, el número másico y el número atómico. El orden de los elementos en la tabla nivel puede haber más de un orbi- periódica viene determinado por dos ejes: uno, horizontal (períodos); y otro, vertical tal. En cada orbital, definido por (grupos) (F 1‑4). Los elementos se ordenan Fig. 1‑4). ordenan en un período, de izquierda izquierda a derecha, derecha, los tres números cuánticos, sólo según aumenta su número de protones y, por lo tanto, de electrones si el átomo es puede haber un máximo de dos neutro. Al terminar el período, se habrá completado la última capa o nivel de ener- electrones. gía de ese período, y se comienza a colocar en el siguiente. El último elemento de Los el element ementos os pert perteneci enecient entes es a cada período tiene completo su último nivel de energía y se denomina gas noble. un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en la última capa (capa de valencia). % del número total de átomos presentess en el cuerpo humanoo Los el elementos ementos pertenecient pertenecientes es a un mismo período tienen el 99 % 0,9 % Trazas mismo nivel de energía (n). Mg Ca ACTIVIDAD INTERACTIVA 1-1 Identificar y ordenar elementos de la tabla periódica según el grupo o período en que se encuentran. Figura 1‑3. Tabla periódic periódica a donde se indic indican an los elementos químicos presentes principal- mente en los seres vivos. 5  SECCIÓN I Los material materiales es y funciones de la célula célula Figura 1‑4. Caract Caracterís erísticas ticas que det determinan erminan el orden de los elementos de un período y Grupo 1 de un grupo dentro de la tabla periódica. A lo largo del período, de izquierda a dere-- Hidrógeno cha, aumenta el número de electrones en la Período 1 última capa hasta completar un nivel de ener-- gía. Al descender en un grupo, se aumenta un nivel de energía, pero todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen el mismo Período 2 número de electrones en la última capa. u VÍDEO 1-1 Período 3 ¿Qué tienen en común átomos del mismo grupo y del mismo período? Los elementos se combinan y forman moléculas Un elemento es más estable cuanto más se aproxima a una configuración electró- nica en que sus orbitales estén completos. Salvo casos excepcionales, los átomos tienden a asociarse formando moléculas o agregados atómicos. La unión entre los átomos se establece a través de enla lace cess quím químic os,, y esto icos estoss nue nuevvos agr agreegado doss poliatómicos (moléculas) se comportan como unidades elementales de nuevas sustancias. A veces se asocian dos átomos iguales (como en la molécula de oxígeno, O2). Las moléculas que están constituidas por átomos de diferentes diferentes elementos se denominan compuestos (como, por ejemplo, la molécula de agua, formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno: H2O). La mayor parte de las reacciones químicas proceden de la formación y ruptura de enlaces químicos, por lo que resulta necesario conocer la naturaleza de estos enlaces. La configuración electrónica de cada elemento es la que va a determinar su reactividad.. Los electr electrones ones de las últimas capas, que ocupan los niveles niveles de mayor mayor energía, son los que van a participar en las reacciones químicas y se conocen como electrones de valencia.. Para entender la formación de los enlaces resulta útil la regla del octeto, octeto, que se basa en el comportamiento químico de los denominados gases nobles. Estos elementos tienen poca tendencia a reaccionar químicamente debido a que su configuración electrónica se caracteriza por tener completa su última capa (la capa de los electrones de valencia, que posee ocho electrones, a excepción del helio, que posee dos). Según esta regla del octeto postulada por Lewis, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia. Esto puede representarse C O N C E P TO S C L AV E de forma sencilla utilizando la notación de Lewis, mediante el símbolo químico La val ale encia de un determinado de cada elemento rodeado por puntos que representan los electrones de valencia elemento emento químic químico o se puede defi- (R Recuadr ecuadro 1‑1). o 1‑1). nir como su capacidad de combi- Antes de estudiar los enlaces hay que definir una propiedad de gran importancia nación, y es un dígito que indic indica a a la hora de explicar su formación y sus posteriores características: la electr electrone‑ one‑ el número de enlaces con que el gatividad,, que es la tendencia que tienen los átomos de atraer hacia sí el par de element emento o int nteervien rvienee en el com om-- electrones compartido. Cuanto mayor sea el número de electrones, más fácil será puesto. Por ejemplo, la valencia completar su última capa; por lo tanto, los átomos que tengan más electrones en del car arbon bonoo es cua cuatr tro o, y pod podrá rá su última capa son más electronegativos. En el caso de los elementos presentes en formar cuatro enlaces. los seres vivos, el oxígeno y el nitrógeno son más electronegativos que el carbono La el electr ectronegatividad onegatividad se puede y el hidrógeno, que poseen una electronegatividad semejante (véase Fig. 1‑4 ). ‑4). definir como la tendencia que pr pree- Cuando los átomos que reaccionan poseen una elevada electronegatividad, el sentan los átomos a atraer hacia enlace se forma porque ambos elementos comparten sus electrones de valencia sí el par de el electr ectrones ones compartido. hasta completar su última capa: este tipo de enlace, denominado en enla lace ce cova cova‑‑ lente (Fig. 1‑5), 1‑5), es el que se da principalmente en las moléculas biológicas. En el 6  SECCIÓN I Los material materiales es y funciones de la célula célula enlace covalente no hay una transferencia de electrones completa, como ocurre C O N C E P TO S C L AV E en el enlace iónico. De la combinación de los dos orbitales atómicos surge un orbital molecular que determinará determinará las características características de de la unión. Los Los orbitales La hibridación sp3 permit permite e al car- moleculares pueden tener menor energía que los orbitales atómicos de partida, bono establecer cuatro enlaces lo que lleva a una estabilización del sistema que favorece su formación. Este tipo covalentes. de orbital estable se conoce como orbital enlazante. O pueden presentar mayor Un enlac enlacee c oor oordinado dinado es un energía que los orbitales atómicos de partida, lo que provoca una desestabiliza- enlace covalente en el que los dos ción. Este tipo de orbitales se denomina orbitales antienlazantes y no favorecen electrones compartidos los aporta la formación del enlace. el mismo átomo. La distribución específica de los electrones dentro de una molécula se deno- Se produce un dipo ipollo cu cuand ando o un mina config onfiguraci uración ón electróni ca.. En electrónica En co condicio ndiciones nes normal normales, es, esta esta distribu distribución ción se par de cargas eléctricas de la caracteriza por poseer la mínima energía potencial posible y entonces se dice que misma magnitud pero opuestas la molécula está en su estado basal o fundamental. Pero existen otras alternativas están separadas por cierta dis- de mayor energía potencial; en este caso, la molécula posee una mayor energía tancia (generalmente pequeña). potencial y se dice que se encuentra en un estado excitado excitado.. Orbitales híbridos. La tetravalencia del carbono Para los elementos del segundo período de la tabla periódica, entre los que se encuentran el carbono (C), el nitrógeno (N) y el oxígeno (O), los orbitales s y p de la última capa están tan próximos próximos en su niv nivel el de ener energía gía que pueden pueden interaccionar formando orbirbitale híbridos que combi taless híbr combinan nan carac caracter terees de ambos ambos orbitales. Estos orbitales híbridos consiguen que el elemento forme el mayor número de enlaces posible, mientras que mantiene la mayor distancia entre ellos para minimizar las fuerzas de repulsión. Los orbitales híbridos formados por el carbono son los más estudiados y explican la naturaleza de sus enlaces con otras moléculas (FFig. 1‑6 ). 1‑6). Enlace covalente coordinado o dativo En los enlaces covalentes estudiados hasta ahora cada electrón del par de electrones compartido lo aporta uno de los átomos que participa en el enlace. Sin embargo, en algunos casos, el par de electrones compartido procede exclusivamente de uno de los átomos, mientras que el otro aporta un orbital vacío. El resultado es una molécula con carga positiva que procede del átomo que aporta el orbital sin electrones y, por lo tanto, con mayor número de protones. Para que se forme este tipo de enlace, un átomo tiene que tener un par de electrones sin enlace, ë ë ë ë ë ë ë ë ë ëì promoción ë hibridación Figura 1‑6. Hibridación del átomo de car‑ ëì bono. (a) Estructur Estructura a tetr tetraédric aédrica a de un átomo hibridación de carbono; (b) forma y ángul ángulos os de los orbita- Carbono les híbridos; y (c (c)) configur nfiguración ación el elec ectr trónic ónica. a. 8  Las bases de la bioquímica 1 es decir, un par solitario en su nivel más externo (como ocurre en el oxígeno y Electrones forman enlace coordinado el nitrógeno), y el otro debe disponer de un orbital vacío (como en el caso de con el protón protón: H ) (F 1‑7). Fig. 1‑7). Polaridad y enlaces polares ion amonio Cuando dos átomos de electronegatividades muy diferentes forman un enlace covalente, los electrones no son compartidos en igual medida por los dos áto- Figura 1‑7. Enlnlac ace e covalalen entte coor ord dina naddo mos, de forma que serán atraídos con más fuerza por el más electronegativo. dativo en la formación del ion amonio. La En este caso se forma un enlace covcovalente polar (Fig. 1‑8), 1‑8), en el que el átomo molécula de amoníaco es neutra, ya que tiene el mismo número de electrones que de más electronegativo presenta una mayor densidad de carga negativa (represen- protones. Al formarse un enlace dativo con tada como d ), mientras que el otro adquiere una densidad de carga positiva un protón, se forma el ion amonio, cuya carga (representada como d ) provocada por la ausencia del electrón que neutralizaba es positiva. la carga positiva del núcleo. El resultado es la formación de un dipolo, es decir, dos cargas de signo opuesto separadas por una distancia determinada. Este tipo de enlaces va a ser muy importante a la hora de entender las interacciones no covalentes que pueden darse entre diferentes moléculas. La molécula de agua presenta enlaces covalentes polares, fundamentales para explicar la solubilidad de las diferentes moléculas biológicas en agua. Los grupos funcionales determinan las interacciones C O N C E P TO S C L AV E entre biomoléculas Los grupos funcional funcionaleses son las Las múltiples posibilidades que tiene el átomo de carbono para formar moléculas diferentes asociaciones entre áto- diferentes viene determinada por la capacidad de formar cuatro enlaces con mos que proporcionan caracterís- ángulos muy abiertos, además de ser enlaces covalentes no polares y, por lo tanto, ticas funcionales a las moléculas. muy estables. Así, las moléculas biológicas pueden formar largas estructuras lineales, ramificadas e incluso cíclicas, muy firmes. Sin embargo, debido a que la unión entre carbono e hidrógeno es de naturaleza no polar, será necesaria para las moléculas biológicas –presentes en un medio polar como el agua– la cola- boración de otros átomos que les permitan formar y romper enlaces, haciendo que estas moléculas sean más reactivas. Una «molécula viva» o biomolécula debe estar en constante cambio, y así formarán asociaciones muy importantes, bien entre ellas o con el agua, ya que éste es el medio en el que se van a encontrar principalmente. Los elementos químicos fundamentales en la reactividad de las biomoléculas van a ser el O y el N, ambos átomos electronegativos, que harán reaccionar entre sí a las moléculas que los porten. En las diferentes biomoléculas de los seres vivos se encuentran, de forma recu- rrente, una serie de grupos funcionales. La naturaleza de estos grupos es deter- minante en el funcionamiento de la molécula biológica, tanto para el estableci- miento de enlaces covalentes entre moléculas y la formación de biopolímeros, o macromoléculas, como para la asociación e interacción mediante enlaces débiles entre ellas y con el medio. d‑ d+ ‑ + VÍDEO 1-3 u ¿Qué tipo de enlace forman las molécu- las de metano, agua y la sal común? Figura 1‑8. Dif ife erencia de polarid polaridad ad en los enlaces covalentes e iónicos según la elec‑ enlace covalente apolar enlace covalente polar enlace iónico tronegatividad. En un ext xtrremo de la esc scala ala están los átomos que forman el enlace apolar con electronegatividades similares; en el otro Diferencia de electronegatividad extremo, el enlace iónico con electronegati- vidades muy diferentes. 9  Las bases de la bioquímica 1 En el recuadro 1‑2 se detallan los principales grupos ecuadro grupos funcionales presentes presentes en las moléculas biológicas. En el siguiente apartado, donde se van a describir las C O N C E P TO S C L AV E interacciones débiles, se dan las claves para reconocer el papel que desempeñan estos grupos funcionales dentro de las grandes macromoléculas celulares y así Un puente de hidrógeno hidrógeno se esta- esta- poder entender su comportamiento biológico. blece cuando un átomo de H, uni- do covalentemente a un átomo electronegativo, es atraído por un Las interacciones débiles determinan la función de la molécula átomo electronegativo de un gru- po vecino a una distancia y en una Todo proceso biológico se produce gracias a las interacciones débiles establecidas orientación óptima. entre moléculas. Las moléculas deben interaccionar para comenzar una acción y posteriormente separarse. Tanto la unión y reconocimiento único entre una enzima y un sustrato, o de un receptor y su ligando, como el proceso de repli- cación y transcripción del DNA, son procesos que tienen lugar gracias a una determinada orientación y unión entre las moléculas implicadas. Estas interac- ciones son débiles, pero la suma de muchas de ellas en la posición correcta hará que la unión sea altamente específica y fuerte, además de ser vital para la vida en la célula. Las interacciones débiles pueden ser de naturaleza electrostática o hidrofóbica. Las primeras incluyen los puentes de hidrógeno, los puentes salinos (enlace iónico) y las fuerzas de Van der Waals. Puente de hidrógeno Este tipo de interacción es de naturaleza relativamente fuerte. Es muy común entre moléculas polares en un medio acuoso y es la responsable de las múltiples uniones débiles entre las moléculas de agua. Para que se forme un puente de hidrógeno es necesaria la presencia de un átomo de hidrógeno (H) unido covalentemente a un átomo electronegativo (habitual- mente el O y N) que, debido a su carga parcial positiva, será atraído por otro átomo electronegativo presente en una molécula diferente (F 1‑9). Fig. 1‑9). Enlace iónico o puente salino En la célula, los iones (por ejemplo, Na , K o Cl ) van a establecer entre sí inte- racciones de tipo electrostático (entre cargas opuestas), también denominadas puente salino (F 1‑10). Fig. 1‑10). Además, aquellos grupos funcionales que se comportan como ácidos o bases, es decir, que tengan la capacidad de ceder un protón al medio o de captarlo, van a presentar una carga real (un electrón de más o de menos del que le corresponde al átomo neutro), lo que los convierte en un ion. Los iones, en solución acuosa, pueden atraerse o repelerse según la carga que porten. Este tipo de atracción elec- trostática se comportaría como un enlace iónico; sin embargo, se considera una (a) (b) carbonilo carbonilo Aceptor de amino amino puente de H Puente de hidrógeno Enlace covalente Donador de hidroxilo amino puente de H Figura 1‑9. Repr Represent esentación ación del enlac enlace e o puente de hidr hidrógeno. ógeno. (a) Entre dos moléculas de agua y (b) entr Entre entre e grupos funcional funcionales. es. Se indica el át átomo omo aceptor y el donador del puente. 11  SECCIÓN I Los material materiales es y funciones de la célula célula ion Na+ hidratado Siguiendo este ejemplo, dibujar cómo se orienta el agua en una interacción entre un grupo carboxilato y una amina pro- tonada. Figura 1‑10. Enlnla aces iónóniicos en el ag agu ua: puente salino. Los cris cristtal ales es iónic iónicos os del cl clo- o- ruro sódico se disuelven en agua debido a la ion Cl- capa de solvatación de moléculas de agua hidratado que rodea cada ion. interacción débil, ya que al estar el ion en solución acuosa se encuentra solvatado A C T I V I D A D I N T E R A C T I VA 1 - 3 (rodeado de moléculas de agua) reduciendo la fuerza del enlace entre los iones ¿Qué tipo de interacciones débiles esta- de carga opuesta. blecen entre sí o con el agua los grupos Debido a que la capacidad que tiene un ácido de ceder o de captar protones funcionales? depende de la concentración de H que haya en la solución en la que se encuentra, los grupos ácidos o básicos no siempre van a estar en su forma ionizada. Entre los grupos funcionales que se comportan como iones a pH fisiológico, se encuentran los grupos amino y carboxilo, que utilizan este tipo de enlace débil para interac- cionar con el agua y con otras moléculas. Los puentes salinos no son tan dependientes como los puentes de hidrógeno de la distancia ni de la orientación entre átomos. Fuerzas de Van der Waals C O N C E P TO S C L AV E Son interacciones muy débiles que mantienen unidas temporalmente átomos o Los iones en solución acuosa van moléculas no polares. También son interacciones de tipo carga-carga, pero depen- a establ ablec ecer er int inter era accion cioneses el elec ec-- den de la distancia entre átomos. Son «dipolos temporales» sólo en el momento en trostáticas o puen puentes tes sal salinos inos.. que el electrón de un átomo se acerca o aleja del átomo con el que está enlazado. Estte tipo de int inter erac acción ción iónica es Este tipo de dipolos temporales se están formando continuamente entre moléculas débil, debido al apantallamiento en solución y no es necesario que las moléculas sean polares. Puede establecerse, que se prododuc ucee en la in intterac acció ción n por lo tanto, un dipolo temporal en un enlace covalente no polar. Su constante por las moléculas de agua que movimiento y redistribución de los electrones en la molécula produce cambios rodean odean al ion. complicados y fluctuantes en su atracción o repulsión. Hidrofóbico: ffobia, obia, odio al agua. Hidrófil Hidrófilo: o: atr atrac acción ción por el agua. Interacción hidrofóbica Las fuerzas hidrofóbicas difieren de las anteriormente descritas en que no pre-- sentan naturaleza electrostática. Por lo tanto, se darán entre moléculas y gru-- pos funcionales no polares. No va a haber tampoco entre ellos ningún tipo de interacción: la unión se basa únicamente en la imposibilidad que tiene la molécula hidrofóbica en interaccionar con el agua. La fuerza que mantiene unidas a las moléculas apolares o hidrofóbicas se basa en la tendencia de expulsar el agua de su entorno debido a su repulsión (insolubilidad) con los grupos polares del agua (F Fig. 1‑1 1‑111). Las interacciones hidrofóbicas son fundamentales en biología, ya que la natu- raleza apolar de muchos componentes los obliga a mantenerse unidos, formando distintas estructuras, para alejarse del agua y así formar verdaderas barreras hidro- Figura 1‑11. Inte Interrac accione cioness hid hidrrofób ofóbic icas. as. Las gotas de aceite, mediante interacciones fóbicas, como las membranas lipídicas que definen las células y sus orgánulos. hidrofóbicas, tienden a asociarse para mini- En el recuadr ecuadroo 1‑3 se resumen resumen las interacciones débiles que se establecen entre entre mizar la superficie de contacto con el agua. los diferentes grupos funcionales en un medio acuoso. 12  Las bases de la bioquímica 1 RECUADRO 1‑3. Enlaces no covalentes débiles en el agua PUENTE DE HIDRÓGENO INTERACCIÓN HIDROFÓBICA Hidroxilo     Carbonilo    PUENTE SALINO Carboxilo (cualquier     ácido    protonado)   Alifáticos    Aromáticos  Amino           Amido     u VÍDEO 1-5 Explicación de la formación de diferentes interacciones débiles, según los grupos funcionales. (a) EL AGUA COMO PRINCIPAL DISOLVENTE BIOLÓGICO La molécula de agua es un dipolo El agua es el medio líquido fundamental en el que se va a desarrollar la mayor parte de las reacciones químicas de la célula. Es, por lo tanto, el principal disolvente biológico. La molécula de agua presenta la característica química de comportarse como un dipolo: el átomo de O, con una carga parcial negativa ( d ), y los dos (b) átomos de H, con una carga parcial positiva (d ). Esta disposición es debida a la diferente electronegatividad entre los átomos de H y el átomo de O (muy elec- tronegativo puesto que tan sólo le faltan dos electrones para completar su última capa). La distribución de las cargas y la geometría de la molécula posibilitan la gran interacción entre una molécula y sus vecinas. Las interacciones débiles que establece una molécula de agua con las de su alrededor se realizan mediante puen- tes de hidrógeno (F 1‑12)). Este Fig. 1‑12 Este tipo de enlace enlace débil débil es es de vi vital tal importancia, importancia, no sólo por permitir la formación y rotura de los enlaces y, por lo tanto, dar la naturaleza líquida al agua, sino también porque gracias a este tipo de interacción se van a disolver muchas moléculas biológicas en este medio. La formación y la rotura de los puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua es constante a la temperatura fisiológica (37 °C); sinsin embargo, embargo, muy rararara vez una molécula de agua se disocia en dos especies iónicas, denominadas iones hidronio e ion hidroxilo (Fig. 1‑13). 1‑13). Habitualmente se habla de protón (H ) como el catión disociado de una molécula de agua: H2O  H + OH Sin embargo, en la naturaleza el protón se encuentra asociado a otra molécula Figura 1‑12. La molécula de agua. (a) Repr Repre- e- formando un ion hidronio: sentación del dipolo de una molécula de agua; y (b) los puentes de hidrógeno que se H2O + H2O  H3O + OH establecen entre varias moléculas. 13  SECCIÓN I Los material materiales es y funciones de la célula célula Figura 1‑13. Disoci Disociació ación n de la mol molécula écula de agua en sus dos especies iónicas: el ion hidronio y el hidroxilo. El protón se desplaza de una molécula a otra ion hidronio hidroxilo Por lo tanto, el número de protones va a ser igual al número de iones hidronio (R Recuadr ecuadro 1‑4). o 1‑4). RECUADRO 1‑4. Grupos funcionales comunes en bioquímica + Velocidad de disociación = C O N C E P TO S C L AV E Velocidad de formación = La autoionización del agua sólo Equilibrio de la reacción: las de formación y disociación se igualan: ocurre en una de cada 109 mo- = léculas de agua a temperatura ambiente. = = Hidronio es el catitión ón form ormad ado o al de disociación del agua: hidratar cationes de hidrógeno H+ = = (protón). Estos cationes no se pre- sentan libremente; son extrema- En el agua pura a 25 ºC: damente reactivos y resultan sol- = = vatados inmediatamente por las moléculas de agua circundantes. En química, el ion oxonio corr orres- es- ponde al catión H3O+, también de- Química de los ácidos y de las bases nominado hidronio. El comportamiento de la ionización del agua es la base para comprender el Protón: del gri Protón: griego ego protos rotos, prime rime-- concepto de ácido y base. Actualmente se acepta la definición de Lewis, según ro (H+). la cual una base es una sustancia con un par de electrones disponibles para Ion hidróxido: también denomi- formar un enlace covalente dativo, mientras que un ácido es una molécula en nado ion hidroxilo (OH–). la que existe un átomo capaz de aceptar un par de electrones ya que posee un Según Bronsted-Lowry, un ácido se orbital externo libre. define como la sustancia capaz de Sin embargo, en muchos casos resulta útil la antigua definición de Bronsted- ceder un protón, y una base como Lowry, en la que un ácido se define como una sustancia que puede ceder un aquélla que puede aceptar un pro- protón y una base es aquélla que puede aceptar un protón al reaccionar con tón al reaccionar con un ácido. un ácido. Cuando el ácido pierde el protón se convierte en una sustancia que Los grupos ácidos o básicos van a tiende a recuperarlo y, por ese motivo, esta segunda forma se denomina su adoptar una car arga ga negativ negativa a o po‑ base conjugada.. De ig igual ual fo forma, rma, un unaa base base que capta un protón te tendr ndráá ten- ten- sitiva dependiendo del pH de la dencia a perderlo y, por tanto, tendrá carácter ácido. Existen sustancias que solución; por lo tanto, las uniones pueden comportarse como ácidos y como bases, y se denominan sustancias por puente salino son muy depen- anfóteras.. El El agu aguaa pertenece pertenece a este este tipo tipo de susta sustanci ncias as y, y, en en las disol disolucio uciones nes dientes del pH del medio en que acuosas, actúa como ácido en presencia de una base o como base en presencia se encuentren. de un ácido. Las sustancias anfóter anfóteras as,, como Dentro de las moléculas biológicas sólo unos pocos grupos funcionales van a el agua, son las que pueden com- comportarse como ácido o base. Es importante conocer su comportamiento en portarse como ácido o base. el medio fisiológico dadas las implicaciones que puede tener para los seres vivos (F 1‑14). Fig. 1‑14). 14  Las bases de la bioquímica 1 Grupo carboxilo Agua Grupo carboxilato Hidronio (ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado) VÍDEO 1-6 u Figura 1‑14. Ionización de un grupo carbo carboxil xilo. o. A pH fisiológic fisiológico o el carbo arboxil xilo o se comport omporta a como ¿Cómo influye el pH en la carga de una un ácido débil y dona un protón al agua, que actúa de base. El grupo carboxilato será la base molécula biológica? conjugada y la molécula de agua capta el protón convirtiéndose en un ion hidronio, que será una especie ácida. El pH y el pK a Tabla 1‑2. Escala de pH La acidez de una solución se mide por la concentración de iones hidronio o [H+] (M) pH [OH–] (M) pOH* protones que presente. Esta concentración abarca el rango desde 1 molar (1 M) 14 M en una solu- en una solución muy ácida, hasta una concentración de 10 () 100 (1) 0 10‑14 14 ción muy alcalina o básica. Para evitar el uso de números tan pequeños, se deci- 10‑1 1 10‑13 13 dió convertir estas concentraciones a una escala logarítmica (R Recuadr ecuadro 1‑5), o 1‑5), denominada escala de pH, que comprende el valor de 0 al 14 (Tabla 1‑2). 1‑2). 10‑2 2 10‑12 12 10‑3 3 10‑11 11 10‑4 4 10‑10 10 ADRO 1‑5. Recuerda... el logaritmo RECUADRO RECU 10‑5 5 10‑9 9 Se puede escribir una fracción como un exponente negativo: 10‑6 6 10‑8 8 = 10‑7 7 10‑7 7 El logaritmo es la función matemática inversa de la función exponencial. 10‑8 8 10‑6 6 El logaritmo de un número es el exponente al que hay que elevar la base dada (usualmente 10) para que dé dicho número 10 ‑9 9 10 ‑5 5 =  = 10‑10 10 10‑4 4 Ejemplo: =  = = = 10‑11 11 10‑3 3 =  = = 10‑12 12 10‑2 2 =‑  = =‑ 10-13 13 10-1 1 Cuando la base es 10 el subíndice se omite. 10-14 14 () 100 (1) 0 =‑. La expr - xpresión esión es análoga a la expresión de. En todos Se define pH = ‑log10 [H ], donde [H ] es la concentración molar: número de los casos + = 14. moles de H por litro de disolución. Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidronio, las disoluciones ácidas y básicas a una temperatura de 25 °C pueden identificarse por sus valores de pH como sigue: Disoluciones neutras: C O N C E P TO S C L AV E [H ] = 1,0 × 10 7 M, pH = ‑log [1,0 × 10 7] = ‑(‑7) = 7 El pH de una disolu disolución ción es una medida de la concentración de los Disoluciones ácidas: protones; como los protones reac- [H ] > 1,0 × 10 7M, pH < 7 cionan con el agua para dar iones hidronio, se puede considerar el Disoluciones básicas: pH como la concentración de esta última especie química. [H ] < 1,0 × 10 7M, pH > 7 15  SECCIÓN I Los material materiales es y funciones de la célula célula Como ya se ha comentado, la disociación del H2O es: C O N C E P TO S C L AV E H2O + H2O  H3O + OH Los tam tampone poness biológ biológic ico os resis esis-- ten fluctuaciones de pH en torno Por tanto, [H3O ] = [OH ] = 1 × 10 7 mol/litr mol/litro o al valor de pH fisiológico, entre 6,9 y 7,4. pH = ‑log [H3O ] = ‑ log [H ] pH = ‑log [1 × 10 7] pH = 7 A 25 °C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones iguales de ion hidronio y de ion hidroxilo es 7. Las soluciones tampón regulan el pH de la célula Ciertos grupos funcionales presentes en las moléculas biológicas pueden com- portarse como ácidos o bases débiles. Por ello, su estado de ionización depen- derá de la concentración de protones del medio. Si se tiene en cuenta que la mayoría de las enzimas van a presentar este tipo de grupos ionizables en su cen- tro activo, se comprenderá el importante papel que puede tener una pequeña fluctuación del pH celular. Por ejemplo, si un grupo amino de un residuo de una enzima presenta carga positiva a un pH 7, un ligero aumento del pH puede forzar a que el H del grupo amino sea cedido al medio y, por lo tanto, pierda esa carga. En muchos casos, esta carga es fundamental para que la enzima inte- raccione con el sustrato; entonces, la enzima dejará de funcionar. La importante repercusión de la ionización de los grupos de los aminoácidos presentes en las proteínas y, en particular, en las enzimas, se revisará detenidamente en los capí- tulos 6 y 8 respectivamente. Tanto en el medio intracelular como en el extracelular será por lo tanto imprescindible una regulación del pH para que las moléculas puedan operar de manera óptima. Los tam ampo ness son sis pone siste tema mass acuo acuosososs que que tie tiend nden en a amo amorr- tiguar los cambios que se producen en el pH cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido (H ) o de base (OH ). Estos sistemas tampón están cons-- tituidos por un ácido débil y su base conjugada, o bien por una base débil y su ácido conjugado. Cuando la concentración de ambas especies es similar, entonces el sistema tiene una gran capacidad amortiguadora. En esta situación, cualquier aumento de la concentración de H podrá ser absorbida por la base conjugada, y si se incrementa la concentración de OH , será el ácido débil del sistema tampón quien ceda un protón al medio que neutralice el ion hidroxilo. Según la ecuación de Henderson-Hasselbalch (R Recua uadr dro 1‑6)), cua o 1‑6 cuand ndoo el el va valo lorr del pH de la solución es igual al pK Ka de dell sis siste tema ma,, ento entoncnces es las las co conc ncen entr trac acio io-- nes de las dos especies que definen el sistema serán iguales. Por lo tanto, en la célula aquellas sustancias que tengan un pK Ka pr próx óxiimo a 7 (pH(pH fisi fisiol ológ ógiico co)) serán buenos tampones. El principal tampón biológico intracelular es el tampón fosfato, que pre-- senta un pKa de 6,86 y, y, por lo tanto, es capaz de resistir resistir los cambios de pH entre 5,9 y 7,9. H2PO4  H + HPO42 El principal tampón sanguíneo es el sistema de tampón bicarbonato, com-- puesto por el ácido débil carbónico y la base conjugada bicarbonato (R Recua ecua‑‑ ). dro 1‑7). H2CO3  H + HCO3 16  Las bases de la bioquímica 1 RECUADRO 1‑6. Cálculo de la constante de disociación de un ácido y ecuación de Henderson‑Hasselbalch Una reacción general de disociación de un ácido puede escribirse mediante la reacción general:  + Esta reacción se caracteriza por una constante de equili- brio, que en el caso de un ácido se denomina o constante de disociación del ácido y se expresa mediante la fórmula: = = región tamponante Un ácido fuerte como el tendrá un valor de eleva- = do, puesto que, al estar muy disociado, las concentracio- nes de los productos de la reacción serán mayores que las de los reactivos. De igual forma que el se definía como ‑ se puede expresar el grado de disociación de un ácido como ‑ Esta expresión se denomina y su valor es in- versamente proporcional a la fuerza del ácido. (equivalentes) El de ácidos ácidos déb débiles iles se puede calcular calcular realizando realizando una curva de titulación y se puede ver el signi significad ficado o de este valor si se observa la variación en la concentración de las diferentes formas moleculares a los distintos valores de , rep represen resentado tadoss en la gráfi gráfica. ca. A un bajo dominan las formas protonadas (en este caso  sin carga), que van disminuyendo a ¿Cuál sería el valor del pH de una disolución que contiene la con- medida que sube el hasta llegar a un en el que la centración de igual a la de ? ¿De qué especie forma dominante será la disociada  con car- habría mayor concentración si añadimos 0,5 equivalentes de ga negativa). En el punto medio de la valoración se pasa- ( )? Indicar, observando la gráfica, el valor de pH que corres- rá por un estado en el que las concentraciones de ambas ponde a esta disolución. formas coinciden  =  Podemos relacionar el con el pK Ka mediante la fórmula de Henderson-Hasselbalch: = + (aceptor de protones) (dador de protones) Esta relación permite observar que cuando coinciden las concentraciones de (aceptor de protones) y (dador de protones) el = ya que el de 1 es cero. De esta relación se pueden extraer dos conclusiones: 1. El valor de que coincide con el es aquél en el que el par ácido-base conjugada presenta mayor poder tamponante, ya que la concentración de aceptor de protones que puede neutralizar los protones si se añade un ácido coincide con la de dador de protones, que puede neutralizar los grupos que aumentan al añadir una base. 2. A un inferior al valor de dominan las formas protonadas, y por encima de ese valor serán mayoritarias las formas despro- tonadas; y, como consecuencia, cambia la carga neta de la molécula. LAS REACCIONES QUÍMICAS EN LA CÉLULA Equilibrio de una reacción química En una reacción química, los reactivos interaccionan para formar productos. Pero, en la mayoría de las reacciones químicas, la reacción no finaliza cuando todo el reactivo se ha convertido en producto. En lugar de ello, llega un momento en el que el producto formado comienza a reaccionar para dar un nuevo reactivo. Es decir, la reacción ocurre de forma reversible. Cuando la velocidad de reac- ción que va hacia delante (formación de producto) y la velocidad de la reacción marcha atrás (formación de reactivo) se igualan, se dice que la reacción alcanza el equilibrio.. La gran mayoría equilibrio mayoría de las reacciones que tienen lugar en la célula son reacciones reversibles y, por lo tanto, tienden a alcanzar este equilibrio químico. químico. 17  Las bases de la bioquímica 1 Si la reacción está en equilibrio, no se moverá, no habrá cambio, la reacción tendrá la misma energía en el estado inicial que en el final y, por lo tanto, su D G será igual a cero. Si la reacción tiene una DG positiv positiva, a, el reactivo reactivo tendrá menor energía que el producto y la reacción no se podrá dar espontáneamente. En este caso se deberá utilizar energía de otra reacción que se pueda acoplar a la primera, siempre que la suma de las dos reacciones acopladas sea menor que cero. La variable G es una «función de estado», por lo que su valor no depende de la vía que se utilice para ir del estado inicial al final. Por este motivo es posible hacer que una reacción no espontánea lo sea, gracias a su acoplamiento con otra que sí es favorable, debido a la existencia de un intermediario común. El valor de D G pr proporciona oporciona información de la espontaneidad de