El enlace covalente prevalece en las biomoléculas, pero hay también presentes otras interacciones, más débiles, conocidas como interacciones no-covalentes, que se producen entre iones, moléculas o partes de una molécula. La importancia de estas interacciones estriba en que, por ser más débiles que los enlaces covalentes, pueden romperse y reformarse contínuamente.
Moléculas e iones pueden interaccionar no covalentemente de varias formas, pero en todas la interacción es fundamentalmente electrostática, es decir, depende de las fuerzas que las cargas eléctricas ejercen en unas y otras.
Por su alta constante dieléctrica, agua mantiene separadas o aisladas las cargas, lo que disminuye las fuerzas atractivas o repulsivas entre ellas.
INTERACCIONES NO-COVALENTES
Puentes de Hidrógeno: son las interacciones no-covalentes más específicas y fuertes.
En las biomoléculas, estos puentes se producen por la interacciónde un grupo donante de H (el H esta enlazado a un oxígeno o a un nitrógeno) y un grupo aceptador: un oxígeno o un nitrógeno con un par solitario (par electrónico no enlazante). La siguiente figura ilustra diferentes tipos de puentes de hidrógeno que se pueden observar en o entre las biomoléculas y su fortaleza relativa:
Otras interacciones no-covalentes son las siguientes:
Moléculas hidrofílicas = producen puentes de H con agua; son solubles en agua.
Moléculas hidrofóbicas = insolubles en agua; no producen puentes de H con agua.
Moléculas anfipáticas = contienen grupos hidrofílicos e hidrofóbicos.
La interacción de la molécula anfipática con agua puede producir:
(a) una monocapa en la superficie
(b) micelas
(c) estructuras esféricas formadas por una sola capa , o una doble capa, de moléculas.
En cada caso, la parte hidrofílica interaccionan con agua y las partes hidrofóbicas se asocian entre sí por interacciones no-polares.
La disociación del ácido débil HA se puede representar como:
donde A- representa la base conjugada del ácido débil HA.
El equilibrio se puede describir por la constante ácida, Ka:
Partiendo de esta expresión podemos derivar la ecuación de Henderson Hasselbalch:
La ecuación de Henderson Hasselbalch se usa para determinar el pH de una solución según varía la razón base/ácido de un ácido débil. Es útil por su aplicación en las titulaciones ya que indica como cambia el pH según se añade base a una solución ácida y viceversa.
Según se añade OH-, [HA] disminuye y aumenta [A-], su base conjugada: HA + OH- ----> H2O + A-. Esto implica un aumento en pH.
A la mitad de la titulación, [HA] = [A-] y pH =pKa
Muchas titulaciones ocurren en un intervalo de aproximadamente 1 unidad de pH sobre y debajo del valor del pKa. Por ejemplo, el pKa para ácido fórmico, HCOOH, es 3.75. Ese será también el pH cuando [HCOOH] = [HCOO-]. De aquí que la titulación de este ácido correra desde un pH de ±2.75 a uno de ±4.75.
La comparación del pH con el pKa es una forma sencilla para determinar cual de las dos estructuras prevalece: el ácido HA (o forma protonada), o la base conjugada, A- (forma no-protonada).
Si:
pH < pKa, prevalece la forma protonada (se añade H+)
pH > pKa, prevalece la forma no-protonada (se consume H+)
Para el ácido fórmico, a un pH de 2.75 prevalece la forma HCOOH; a un pH de 4.75, la forma desprotonada: HCOO-.
Sistemas de Amortiguadores (Buffers)
Un amortiguador es una solución de un ácido débil con su base conjugada a un pH cercano al pKa del ácido débil. Esta mezcla minimiza los cambios en pH debido a un influjo de ácido o base. Por ejemplo, para mantener el pH de una reacción a un valor de 4 se debe usar un amortiguador en el que el pKa del ácido débil este cerca de 4. La mezcla HCOOH/ HCOO- sería una buena elección porque el pKa de ácido fórmico es 3.75.
Como muchas reacciones bioquímicas ocurren a pH fisiológico, las soluciones amortiguadoras requeridas deben funcionar en un intervalo de pH de 6.8 a 7.8 [6.5 a 8.0] que es el intervalo de pH compatible con la vida.
En este rango de pH, los siguientes sistemas amortiguadores resultan ser los más eficientes:
-Sistema dihidrógeno fosfáto / monohidrógeno fosfáto: H2PO4- / HPO42- , cuyo pKa es 6.86. Es esencial para el control de pH del fluído intercelular.
-Sistema anhídrido carbónico / bicarbonato: CO2 / HCO3- , cuyo pka es 6.1 (Conocido tambien como sistema ácido carbónico / bicarbonato: H2CO3 / HCO3- , cuyo pKa es 6.4). Actúa primordialmente en la sangre. El CO2 proviene de los pulmones y de los desechos celulares.
-Sistema de proteínas: éstas contienen grupos ácidos y básicos; algunos de estos grupos tienen un pKa cerca de 7.0. Como las proteínas son abundantes tanto en las células como en los fluídos corporales (como la sangre y la linfa), su acción amortiguadora es considerable.
El sistema amortiguador ácido carbónico / bicarbonato se forma de acuerdo a las siguientes reacciones:
De aquí que el pKa no se determina a base del H2CO3 sino del CO2 disuelto (su presión parcial). El pKa de sistema HCO3- / CO2 es 6.1 y no 6.4.
LA [H2CO3] es bien baja en la sangre.
La proporción de HCO3- a CO2 requerida para mantener el pH de la sangre en 7.4 debe ser de 20:1.
(Si se calcula a base de ácido carbónico (pKa = 6.4) la proporción de HCO3- a H2CO3 es de 11 a 1)
La eficiencia de este amortiguador se basa en que la concentración de sus componente puede ser regulada para mantener la razón de 20 a 1. Partiendo de la reacción neta:
Cantidades excesivas de HCO3- se eliminan a traves de los riñones. Según se añade H+, la concentración del bicarbonato disminuye por la formación de CO2. Como el exceso de CO2 se exhala a través de los pulmones, la razón de HCO3- a CO2 se mantiene relativamente inalterado.
Los pulmones funcionan para reducir la presión parcial de CO2 (pCO2) aumentando la razón HCO3- / H2CO3. Los riñones sirven para retener tanto HCO3- en la sangre como sea necesario y para regenerar más por la conversión de CO2 en HCO3- y H+. El H+ es eliminado por el sistema amortiguador H2PO4- / HPO42- o como NH4+.
El pH de la sangre es 7.4 y puede variar entre 7.35 y 7.45. Mientras se mantenga la razón de 20:1, el pH de la sangre se mantendrá en su valor normal. Cualquier cambio en esta proporción alteraría el balance ácido/base de la sangre causando acidemia o alcalemia.
Acidosis, el exceso de ácido o deficiencia de alcali en el cuerpo, es una condición que ocurre cuando el pH sanguíneo es menor de 7.35. Puede surgir como resultado de:
-excesiva producción de compuestos ácidos en los tejidos
-pérdida de alcali (bases) de los fluidos corporales
-fallo renal para eliminar los metabolitos ácidos
-diabetes mellitus
-inanición
-ingestión de compuestos ácidos o que al metabolizarse produzcan ácidos orgánicos fuertes.
Si el pH baja a menos de 7, el sistema nervioso central se deprime; el resultado es coma y eventualmente la muerte.
Alcalosis, el exceso de alcali o deficiencia de ácido en el cuerpo, es el resultado de un pH sanguíneo sobre 7.45. Esta condición puede producirse por:
-vómito prolongado
-ingestión de cantidades excesivas de drogas o medicamentos alcalinos.
Esto lleva una sobreexaltación del sistema nervioso central, lo que causa espasmos musculares; si no se corrije la situación, el proceso resulta en convulsiones y arresto respiratorio.
Tanto en la acidosis como la alcalosis el cuerpo tiene que compensar para que el pH plasmático no exceda los límites compatibles con la vida y eliminar la causa de la condición para restablecer estado normal ácido / base.
Todo individuo, sano o enfermo, produce cada dia grandes cantidades de ácido. El principal es CO2 que, por ser volátil, normalmente se exhala por los pulmones.
Acidosis respiratoria = ocurre por la incapacidad pulmonar para eliminar el CO2, resultado de la hipoventilación del alveolo (disminución en la profundidad o rapidez de respiración por obstrucción de los pasajes de aire, como en la enfisema; desorden neuromusculares, o enfermedades del sistema nervioso central), por la que el CO2 se acumula en el cuerpo. La inhalación de una mezcla de gases con una alta pCO2 tambien causará acidosis respiratoria.
Acidosis metabólica = surge como consecuencia de la acumulación de metabolitos ácidos no volátiles, como por ejemplo, los ácidos láctico, acetoacético y beta-hidroxibutírico. La ingestión de salicilatos, metanol o glicol de etileno pueden causar ácidosis metabólica ya que éstos, al metabolizarse, producen ácidos orgánicos fuertes. También son causales la pérdida anormal de bases o compuestos alcalinos, por ejemplo HCO3-, cuando éste se pierde en grandes cantidades por su eliminación a través de la orina (acidez renal tubular) o por diarrea severa.
Alcalosis respiratoria = surge del decrecimiento en la pCO2 alveolar. Una de las causas más comunes es la hiperventilación debido a la ansiedad; tambien se dá por lesiones al sistema nervioso central que involucren el centro respiratorio, por envenenamiento con salicilatos, fiebre y ventilación artificial. En altas latitudes, en las que hay una disminución de la presión atmosférica total, se reduce la pCO2 alveolar, lo que produce una alcalósis respiratoria crónica.
Alcalosis metabólica = surge de la ingestión de excesos de alcali (excesos de HCO3-, por ejemplo) o por una pérdida anormal de ácido. Otras causas son: vómito prolongado, lavado gástrico y rápida pérdida de agua corporal (diurésis).