Prévia do material em texto
- 1 - MAYO 2020 Luis E. Simes - 2 - INTRODUCCIÓN A LA BIOQUÍMICA INTERPRETACIÓN DE ESTUDIOS DE LABORATORIO Y ANÁLISIS CLÍNICOS MAYO 2020 Introducción a la Bioquímica - 3 - Luis E. Simes - 4 - Luis E. Simes INTRODUCCIÓN A LA BIOQUÍMICA INTERPRETACIÓN DE ESTUDIOS DE LABORATORIO Introducción a la Bioquímica - 5 - Créditos de la presente edición: Diseño de Tapa: Ing. Jorge G. Sarmiento. Idioma Original: Español Diseño Interior: Ing. Jorge G. Sarmiento. Año de la 1ra edición: 2020 Producción Gráfica: Jorge Sarmiento Editor. Tirada: 1000 Fotos de tapa: Ing. Jorge Sarmiento Autor: Bq. Luis E. Simes Otros Textos Bq. Telma Brich Tc. Ana Bidart Tc. Aldana Ayala El cuidado de la presente edición estuvo a cargo de: Ing. Jorge Sarmiento Simes, Luis Emilio Introducción a la bioquímica: interpretación de estudios de laboratorio / LUIS EMILIO SIMES. - 1a edición para el alumno - Córdoba: Fundación H. A. Barceló, 2020. 300 p.; 25 x 17 cm. ISBN 978-987-46175-2-1 1. Bioquímica. 2. Análisis Químico. I. Título. CDD 612.01585 Miembro de la Socio Número 1843 1° Edición 2020. © 2020 Luis E. Simes. © 2020 Jorge Sarmiento Editor. Hecho el depósito que marca la Ley 11.723. Reservados todos los derechos. Ni la totalidad ni parte de este libro, incluida la portada puede reprodu- cirse y transmitirse por ningún procedimiento electrónico, ni mecánico, incluyendo fotocopia, grabación magnética o cualquier medio de almacenamiento de información y sistema de recuperación conocido o por conocerse, sin el permiso expreso y por escrito del autor y editor. Printed in Argentina – Impreso en Argentina Jorge Sarmiento Editor - UniversitaS Obispo Trejo 1404. 2 B. Córdoba. Argentina. Te: +54 9 351 3650681 Email: universitaslibros@yahoo.com.ar – www.universitaseditorial.com.ar Distribución en el exterior: Editorial Brujas. Email: publicaciones@editorialbrujas.com.ar Venta Directa: Email: universitaslibros@yahoo.com.ar – www.universitaseditorial.com.ar Luis E. Simes - 6 - Para Antonella y Aldana - 7 - - 8 - Prólogo Versión Mayo La presente edición de INTRODUCCIÓN A LA BIOQUÍMICA ha sido desarro- llada con la finalidad de transmitir los conocimientos que demanda la asig- natura para la formación curricular del futuro médico, desenfocándolos de los extensos desarrollos de la química, buscando una correlación con los aspectos médicos y clínicos que devienen de cada temática, más lógicos de ese perfil. Esta concreción debe un primordial agradecimiento a nuestro Rector el Prof. Dr. Héctor Alejandro Barceló por animarnos siempre a seguir su preclaro camino, continuamente iluminado por los faros de la educación médica hu- manística. También quiero plasmar en estas líneas el agradecimiento al Secretario Aca- démico, Prof. Dr. Ricardo Znaidak y al Director de Admisión Prof. Dr. Eduardo Kremenchutzky por alentar con denuedo la presentación del pre- sente material. El contenido presentado cuenta con la comprometida intervención de pro- fesionales, que contribuyeron a conformar el texto definitivo: DRA TELMA BRICH : “FLUIDOS EN BIOQUÍMICA CLÍNICA” TÉCNICAS ANA BIDART y ALDANA AYALA. “ HEMATOLOGÍA Y SANGRE” DRA. CINTIA MONTIEL -Médica- ACTUALIZACIÓN DE TEXTOS DE APLICIÓN MÉDICA Y COORDINACIÓN DOCENTE. DRA. MARÍA ANDREA CAMILLETTI: ASESORA EN TEMAS INMUNOLÓGICOS TÉCNICA NOELIA HOROMANSKI : COORDINACIÓN. ING. JORGE SARMIENTO. DISEÑO Y ASESORAMIENTO EDITORIAL Introducción a la Bioquímica - 9 - Índice Prólogo .............................................................................................................................................................. 8 1 CONCEPTOS BÁSICOS Materia y Energía ............................................................................................................ 11 CONCEPTOS BÁSICOS .................................................................................................................................. 11 SISTEMAS NUMÉRICOS ................................................................................................................................ 12 MATERIA Y ENERGÍA .................................................................................................................................... 17 ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA ................................................................................................ 22 MEZCLAS Y COMPUESTOS ........................................................................................................................... 26 2 ÁTOMOS Y ELEMENTOS ...................................................................................................................................... 35 EL ÁTOMO.................................................................................................................................................... 35 ELEMENTO QUÍMICO ................................................................................................................................... 37 3 CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS ....................................................................................................... 51 CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS ......................................................................................... 51 CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS ..................................................................................... 53 BIOELEMENTOS ........................................................................................................................................... 59 4 ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES ..................................................................................... 73 ENLACES QUÍMICOS .................................................................................................................................... 73 INTERACCIONES ENTRE MOLÉCULAS .......................................................................................................... 84 5 PROPIEDADES DE LOS GASES ............................................................................................................................... 87 EL ESTADO GASEOSO ................................................................................................................................... 87 6 LÍQUIDOS - EL AGUA .......................................................................................................................................... 97 EL AGUA ....................................................................................................................................................... 97 SOLUCIONES .............................................................................................................................................. 102 7 ESTADO ÁCIDO-BASE ....................................................................................................................................... 125 ESTADO ÁCIDO-BASE ................................................................................................................................. 125 8 REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN ................................................................................................................... 139 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN – REDOX ......................................................................................... 139 9 EL CARBONO COMO BASE DE LOS COMPUESTOS BIOLÓGICOS ................................................................................. 149 QUÍMICA ORGÁNICA .................................................................................................................................149 HIDROCARBUROS ...................................................................................................................................... 152 10 GLÚCIDOS .................................................................................................................................................... 169 GLÚCIDOS .................................................................................................................................................. 169 11 OLIGOSACÁRIDOS Y POLISACÁRIDOS ................................................................................................................. 187 POLISACARIDOS ......................................................................................................................................... 191 Luis E. Simes - 10 - 12 LÍPIDOS ....................................................................................................................................................... 199 HIPERFUNCIÓN DE LA CORTEZA SUPRARENAL ......................................................................................... 215 13 AMINOÁCIDOS, PÉPTIDOS Y PROTEÍNAS ............................................................................................................ 231 ESTRUCTURA CUATERNARIA ..................................................................................................................... 253 14 ÁCIDOS NUCLEICOS ....................................................................................................................................... 271 16 ANÁLISIS CLÍNICOS ........................................................................................................................................ 289 SANGRE. CARACTERÍSTICAS. ..................................................................................................................... 289 LÍQUIDOS DEL ORGANISMO ...................................................................................................................... 304 LÍQUIDOS DE PUNCIÓN ............................................................................................................................. 311 METABOLITOS EN EL LABORATORIO CLÍNICO ........................................................................................... 313 ANEXOS ............................................................................................................................................................ 328 1. Estadística .......................................................................................................................................... 328 2. Unidades SI ........................................................................................................................................ 332 3. Nucleósidos y Nucleótidos ................................................................................................................. 332 4. Escala numérica Larga – Escala numérica Corta ................................................................................ 333 5. Index ...................................................................................................................................................... 333 17 Bibliografía ................................................................................................................................................ 354 - 11 - 1 CONCEPTOS BÁSICOS Materia y Energía Antecedentes Históricos. Sistema Internacional de Unidades. Masa. Mol. Volumen. Energía y materia. Propiedades físicas y químicas: intensivas, extensivas. Estados de la materia.. CONCEPTOS BÁSICOS La Química es la ciencia que se ocupa del estudio de la materia, de su es- tructura, de sus propiedades y de sus transformaciones. Se apoya en la matemática y en la física, encontrándose relacionada con otras disciplinas como la biología, la geología y la fisiología, conformando un conjunto sustentado en la epistemología y en el método científico. Figura 1 Todo lo concreto que nos rodea y se detecta a través de los sentidos, tiene un origen químico, ocupando así esta ciencia, un rol central. Luis E. Simes - 12 - Ciertos filósofos griegos plantearon una idea acerca de la discontinuidad de la materia. El primero de ellos fue Demócrito en el siglo V aC, al propugnar que la materia era discontinua, que estaba formada por átomos (indivisibles) y que entre ellos existía un vacío. El rechazo de Aristóteles, a esta teoría, impidió que la idea permaneciera vigente por más de dos mil años. Aristóteles definió que las sustancias estaban compuestas por cuatro “ele- mentos”: agua, tierra, fuego y aire. De su combinación en diferentes propor- ciones, resultaban todos los materiales conocidos. Durante siglos, la alquimia se encargó de los asuntos relacionados con la transmutación de las sustancias para convertirlas en oro, o en otros como la teoría del flogisto, líquido contenido en las sustancias que las hacía com- bustibles. Superada la etapa del oscurantismo que caracterizó a la Edad Media, (ex- cepción hecha de las matemáticas avanzadas desarrolladas por los pueblos árabes), la química fue emergiendo como un nuevo cuerpo del conocimiento, constructo alcanzado al separarse de la alquimia y al ir incorporando paula- tinamente métodos físico-matemáticos y experimentales, para basarse pos- teriormente en el método científico, para validar sus resultados experimen- talmente. Esto ocurrió durante el clasicismo, al menos dos siglos después de que bri- llantes pensadores como Newton, Kepler, Copérnico, Euler, Galileo, Da Vinci, y Neper entre otros, fundaran principios matemáticos y teorías sólidas sobre la física y los sistemas planetarios, aún a costa de la oposición de la iglesia. Esto le costó la vida a Giordano Bruno, en el fuego de la “santa” inquisición, a Galileo la reclusión de por vida a pesar de haber abjurado y a Copérnico la prohibición de difundir esas ideas. En 1992, más de 400 años después el Vaticano reconoció el heliocentrismo. Esto es un ejemplo de como las pre- siones culturales pueden incidir en el desarrollo científico. La química abrazó el método científico, perdió a LAVOISIER en la guillotina parisina, pero se abrió paso con figuras como AVOGADRO, DALTON, y GAY LUS- SAC, se ciñó al positivismo, y alcanzó su madurez como ciencia en los últimos años del siglo XIX. SISTEMAS NUMÉRICOS La experiencia demostró que muchas de las afirmaciones teóricas y funda- mentalmente prácticas de la química, son de orden cuantitativo. Para ello, le resulta necesario fundamentarse en valores numéricos y sus unidades. En razón de las diferencias en los usos y costumbres de cada región, se hizo necesario sistematizar las diferentes unidades y hacer concordar nomencla- turas, hasta construir consensos internacionales. Así nacieron, entre otros, Introducción a la Bioquímica - 13 - la IUPAC1 y el SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI) [Ver más adelante]. No obstante el sistema anglosajón se mantiene aparte de los usos generali- zados, manteniendose en la aplicación sus propias unidades. (Ver la tabla 3. En el Anexo: “Escalas cortas vs. escalas largas”). Cuando se realiza una medición, es decir la comparación de una magnitud contra un patrón, se obtiene un resultado formado por dos partes: una parte numérica y otra con sus unidades. Si se necesita conocer el volumen de un ácido, se lo deberá comparar contra una unidad adecuada, es decir encontrar el rango adecuado para que la in- terpretación sea lo mas clara y adecuada al margen de medida. Así, es preferible expresa un volumen como 5 ml y no como 0,005 L. En un laboratorio, a diferencia de una fábrica, es esperable encontrar resul- tados pequeños, como la concentración de hidronio [H3O+] en agua pura igual a 10-7 moles (diezmillonésima) o el volumen de un eritrocito, de 10-15 L, (o femto litro) o los valores de nano o picogramos como concentraciónde algunas hormonas en sangre. SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI) El SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES SI2, se construyó sobre un consenso de los países, ante la necesidad de eliminar las incongruencias existentes en las definiciones de las cantidades entre diferentes regiones del planeta. El sistema SI estableció unidades patrón para diferentes unidades; por ejem- plo el metro (m) para la longitud, el litro (L) para el volumen, el kilogramo (Kg) para la masa, el Kelvin para la temperatura (T) y el segundo (s) para el tiempo. No obstante, otras variables requieren de la combinación de algunas unida- des patrón, como la velocidad, que utiliza distancia y unidad de tiempo. 𝑣 = 𝑚 𝑠 o densidad 𝜌, que es la masa de una sustancia sobre su volumen 𝜌 = 𝑚 𝑉 Los siguientes ejemplos son la antesala de la importancia que tiene el uso correcto de las magnitudes para el profesional de la salud, tanto en diagnós- tico como en tratamiento. 1. International Union Pure Aplicated Chemistry.Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. 2. SISTEMA INTERNACIONAL SI. Ver tabla en el anexo I. Luis E. Simes - 14 - Por ejemplo, colesterol 2,20 g/l, 150 mg. de gentamicina en una ampolla de 2 ml u 80 mg de Bromhexina en un frasco c.s.p.3 100 ml, son expresiones esenciales para trabajar con exactitud los distintos temas de la salud. Cuando se produce una relación cuantitativa entre una sustancia que se disuelve (soluto) en otra que lo disuelve (solvente), se forma un sistema ho- mogéneo, denominado solución. Esa relación variable entre la cantidad del principio activo (soluto) con el volumen total, determina la concentración, la cual se puede expresar en di- ferentes unidades involucra el uso de unidades, según el estándar necesario. Se verá a continuación que una misma concentración puede ser expresada en diferentes unidades. G L U C E M IA Valores Unidades Significado 1,22 g/l Gramos en1.000 ml de suero 122 mg/dl Miligramos en100 ml de suero 122 mg% Miligramos en 100 ml. de suero 6,78 x 10-3 (M) Molar Moles en1000 ml. de suero 6,78 (mM) Milimolar mili Moles en 1000 ml de suero 6,78 mEq/l mili Equivalentes en 1000 ml suero Este ejemplo indica la necesidad que tienen tanto el estudiante de medicina, como el profesional de dominar con seguridad el sistema de expresiones nu- méricas. En el capítulo de líquidos se analizarán los conceptos de las unida- des de concentración físicas (expresables en %) y las de concentración quí- mica (Molar, Normal, Equivalentes, etc.)4, que lo hacen en 1000 ml. Cuando las cantidades a considerar posean varios dígitos, será preferible (y así se encontrarán en diferentes informes) utilizar la notación científica, que se desarrolla a continuación. NOTACIÓN CIENTÍFICA Toda la realidad es estudiada por las ciencias, lo que por lógica presupone observar estructuras pequeñísimas e infinitesimales, como las partículas 3. c.s.p.: significa “cantidad suficiente para”, es decir el volumen final que se debe alcanzar agregando agua a la sus- tancia. 4. Cuando se estudian procesos, resulta necesario interpretar las cantidades en unidades de tiempo (gramos en 24 hs, mililitros por minuto, etc.) Estas unidades se explicarán en los capítulos específicos. Introducción a la Bioquímica - 15 - fundamentales que construyen la materia y median la energía, y donde va- lores como la constante de Planck (6,626 x 10-34 J/s), la masa del electrón (9,109 x 10-31 Kg) o la carga del protón (1,602 x 10-19 C) dan prueba de ello, hasta enormes valores necesarios para describir cuerpos estelares, galaxias o agujeros negros. La unidad astronómica UA que vale ≈ 150.000.000 de Km o un Parsec (Pc) equivalente a ≈ 31 billones de Km ≈ 3,1 x 1013 Km hasta un gúgol (googol en inglés) que es 10100 unidades, intentan expresar concepcio- nes inimaginables. Solamente si tomamos los dos extremos de estos ejem- plos extraídos al azar, encontramos un salto incomprensible de 134 dígitos. Nuestro sistema numérico está basado en la escala decimal lo que nos faci- lita utilizar los exponenciales5 en base 10 para obtener una expresión nume- ral más compacta y práctica. Los exponenciales n, indican la cantidad de dígitos existentes a la derecha de la coma, mientras que ene negativo (-n) expresa cuantos ceros existen delante de la primera cifra significativa. Lo expresado se puede observar en la siguiente tabla: Positivo Exp Negativo 1 x 101 = 10 1 1 x 10-1 = =0,1 1 x 102 = 100 2 1 x 10-2 = =0,01 1 x 103 = 1.000 3 1 x 10-3 = =0,001 1 x 104 = 10.000 4 1 x 10-4 = =0,0001 Por ejemplo, se expresará con la notación científica el número 0,002853, Como 2,85 x 10-3 y el 243.439 será 2,43439 x 105 Pero como un objetivo de esta notación es disminuir la cantidad de dígitos, en general se recomienda utilizar un entero con dos decimales6 entonces 2,43439 x 105 quedaría 2,43 x 105 5. El número 10 elevado a un número n: 10n 6. Excepto cuando ciertos informes específicos requieran de una exactitud mayor, se podrán utilizar más decimales Luis E. Simes - 16 - REDONDEO DE CIFRAS Cuando se decide descartar algunos dígitos, para utilizar un número de de- cimales menor, se comienza a descartar desde la derecha. Si el número des- cartado es mayor de 4, el dígito que queda aumentará en 1. Cuando la pri- mera cifra que se descarta es 4 o menor que 4, el último digito que queda no se modifica. CIENMILÉSIMA DIEZMILÉSIMA MILÉSIMA CENTÉSIMA Es decir que al sacar el 5 de la cienmilésima, la diezmilésima, pasó de 4 a 5, éste aumentó el 4 de la milésima a 5; al sacar el 5 de la milésima, la centé- sima aumentó en uno. Es decir que el 2,3444453 se transformó en 2,35 y 2.257.201 pasa 2,26 x 106. NOTACIÓN CIENTÍFICA Y CONVERSIÓN DE UNIDADES Como ya se expresara, la utilización de las unidades más adecuadas, persi- gue el objetivo de minimizar el número de dígitos que se deben utilizar. En- tonces es preferible cambiar la escala usada por aquella que minimice su longitud. Para ello la medida 0,0012 g es preferible expresarla como 1,2 mg y a 0,035 L como 35 ml. En estos casos la m representa mili: 1 mg = 1 x 10-3 g 1 mL = 1 x 10-3 L7 Como en medicina no es usual utilizar unidades grandes8, sino que la refe- rencia a dosis, potenciales de acción, constantes de equilibrio y acción, con- centraciones, por ejemplo, requiere de unidades en rangos comparables, las subunidades más utilizadas serán: mili, micro, nano, pico y femto mili 0,001 (10-3) micro 0,000001 (10-6) nano 0,000000001 (10-9) 7. En los casos en que resulte posible, será preferible utilizar una L mayúscula para expresar litro, por la dificultad de interpretación que puede evidenciar una “l” en un texto. 8. Sin embargo, cuando resulte necesario, se utilizan prefijos como Kilo (103), Mega (106) o Tera (1012) [Kilo Calorías – Mega Voltios – Tera Bites]. Introducción a la Bioquímica - 17 - pico 0,000000000001 (10-12) femto 0,000000000000001 (10-15 ) sobre las unidades más comunes de peso y volumen, g o L Gramos g o litros L MATERIA Y ENERGÍA Desde siempre el hombre tomó contacto con el mundo material mediante sus sentidos por lo cual clasificó ciertos objetos como rugosos, ásperos, sua- ves, fríos, calientes, de sabor amargo, o dulce o muy aromáticas o nausea- bundo. Todo interpretado a través de los sentidos, sentidos que llevaron a interpretar tres estados diferentes, en condiciones normales: • sólido, • líquido y • gaseoso Estas tres formas son interconvertibles entre sí, bajo los procesos de cambio de estado, al cambiar la temperatura y/o la presión. En cambio, concebir la existencia de la energía resultó un paso dificultoso. Si bien el calor o la luz exceden las explicaciones materiales, sí podían ser interpretadas como fuente de sensaciones corpóreas: quemadura, transpi- ración, brillantez, titileo, aura. No fue hasta el siglo VI AC que se menciona entre los presocráticos,mientras estudiaban la materia, que la fricción del ébano, originaba un poder de atrac- ción sobre pequeños elementos9 (electricidad estática). La Grecia prehelénica cuando TALES DE MILETO encontró que la fricción sobre una tableta de ébano producía la atracción de cuerpos pequeños, donde no se observaba ninguna interacción material. Poco después, con el descubrimiento de la magnetita, se reconoció el efecto de atracción o repulsión en los imanes. Así, tanto la electricidad como el magnetismo fueron considerados fenómenos diferentes, a los que pronto se agregaron el calor y la luz. Al aparecer otra entidad distinta de la materia, ARISTÓTELES introdujo el con- cepto de fuerza viva, que ahora se entiende como energía. Actualmente, la energía se define como la capacidad de producir, consumir o realizar trabajo10. 9. Es lo que hoy en las clases de física se experimenta sobre un peine, que atrae pequeños papeles. 10. Ejercer una fuerza en una distancia determinada. (Fxd) Luis E. Simes - 18 - CARACTERÍSTICAS DE LA MATERIA Y DE LA ENERGÍA La materia11 se caracteriza por ser: • Ponderable (se puede pesar pues posee masa), • Extensa (ocupa un lugar en el espacio), • Impenetrable (dos cuerpos no pueden superponerse) • Divisible (se puede reducir a porciones menores). Y, además, • Responde a las cuatro fuerzas de la naturaleza12: • la gravedad • el electromagnetismo • la interacción nuclear fuerte, • y la interacción nuclear débil. Desde otro punto de vista, la materia posee propiedades denominadas exten- sivas, intensivas y coligativas. Propiedades extensivas: son aquellas que dependen de la cantidad de masa, por ejemplo, el peso, el volumen y el número de moléculas; esto significa que si se aumentara el número de moléculas el peso cambiará; o si se incorpora más agua a un recipiente el volumen aumentará. Esas modificaciones indi- can que el peso y el volumen representan propiedades extensivas. Propiedades intensivas Son aquellas que no cambian, aunque se modifique la cantidad de sustancia. Entre ellas se pueden mencionar la rotación óptica de la luz polarizada, el punto de fusión de una sustancia o su capacidad calorífica. Bajo las mismas condiciones, aunque se caliente un litro o cinco litros de agua, el punto de ebullición será el mismo (aunque haya tenido que aportar 5 veces más calor en el segundo caso), es decir que el punto de ebullición es una propiedad intensiva. Las propiedades intensivas son características de cada sustancia y no se modifican mientras no cambien las condiciones experimentales. Estas ca- racterísticas intensivas, contribuyen a la identificación de la sustancia. Por ejemplo, si se estudia un líquido dulce, translúcido, con un poder rotatorio dextrógiro de +52º, muy probablemente nos señale a la 𝛼 glucosa. Por otra parte, un líquido incoloro, aromático, de densidad 0,71 g/ml, con un punto de ebullición de 34,6ºC y una presión de vapor 440 mmHg (a 308 K) nos indique que se trata de éter etílico. 11. La antimateria y la materia y energía oscuras pueden también compartir algunas de éstas características, pero no son consideradas en éste capítulo. Para complementar estos conocimientos, ver anexo 2C al final del texto 12. Físicos de la Universidad de California han propuesto la existencia de una nueva partícula (Bosón X17) que podría ser portadora de la quinta fuerza. (además de la gravedad, el electromagnetismo, la interacción nuclear fuerte y la interacción nuclear débil). Introducción a la Bioquímica - 19 - Propiedades coligativas a diferencia de las anteriores, no identifican a las sustancias, sino todo lo contrario, ya que son propiedades cuyos valores quedan establecidos por el número de partículas, sin importar de que sus- tancia se trate. Ejemplo de propiedades coligativas son el aumento ebulloscópico, el des- censo crioscópico o la presión osmótica. Si n partículas de urea se encuen- tran en V ml de agua, ejercerán la misma presión osmótica que n moléculas de glucosa en V ml de agua. La energía se evidencia bajo formas diferentes, como térmica, potencial, ci- nética, química, radiante, nuclear, entre otras13. Cualquiera sea el tipo de energía ésta se pone de manifiesto de acuerdo con su clasificación. La luz solar es utilizada por las plantas verdes para producir glucosa mediante energía química en la fotosíntesis, la energía hidráulica de un río, moviliza un rotor para producir energía eléctrica, o la energía poten- cial de un cuerpo elevado, que al dejarse caer, va adquiriendo energía ciné- tica en detrimento de la energía potencial. Estos ejemplos concluyen en que “nada se pierde, todo se transforma”. Esta expresión sintetiza el principio de conservación de la energía, que es la Primera ley de la termodinámica, expresable así: “la cantidad energía recibida por un sistema, siempre será igual a la cantidad de energía emitida14”. En definitiva, se entiende por energía a la propiedad natural que permite realizar trabajo y producir transformaciones Conclusión: Así como los estados de la materia se transforman entre sí, la energía tam- bién lo hace, entre sí y con la materia. Entonces, en síntesis se concluye que a) la materia puede cambiar de estado físico (Sólido, a líquido) b) la energía puede transformarse en distintas cualidades (cinética, potencial). c) Pero lo más sorprendente es que: La materia y la energía son interconvertibles. 13. En los últimos años se ha demostrado la existencia de la energía oscura en otras regiones del universo. Que inter- acciona con la energía oscura, formada por partículas diferentes a protones y electrones (Wimp). 14. La unidad de medida de la energía es el Julio. Luis E. Simes - 20 - LECTURA COMPLEMENTARIA Antes del comienzo de la era nuclear, se pensaba que existía una barrera infranqueable entre materia y energía, pero, Einstein, con su más famosa fórmula, 𝐸 = 𝑚 ⋅ 𝑐2 Donde E es la energía, m es masa, c es la velocidad de la luz, contradijo esta presunción. Por lo tanto, conociendo que la velocidad de la luz es un número enorme, (aproximadamente 289.000 km/s), cualquier pequeña masa, liberará una gran cantidad de energía. La utilización benéfica de la energía se manifiesta en logros útiles como la provisión de energía eléctrica o hidráulica bajo normas de control interna- cional. Sin embargo, a mediados de 1940, los científicos sabían de su gran peligrosidad, si se pretendiera utilizarla con fines bélicos, como finalmente ocurrió cuando los aliados lanzaron dos bombas nucleares que sobre Hiros- hima y Nagasaki en Japón. Figura 2 TRABAJO Se mencionó que la Energía es la capacidad de realizar trabajo. En física, el trabajo15, a diferencia del concepto utilizado en la vida diaria, es la fuerza capaz de desplazar un cuerpo, es decir 𝑊 = 𝐹 ⋅ 𝑑 En el sistema SI, la unidad de fuerza es el Newton, el de distancia el metro y el de energía el Julio (J) siendo éste el producto de una fuerza de un Newton por la distancia de un metro sobre el mismo vector. J N m= 15. El símbolo de trabajo W proviene de la palabra inglesa Work. Introducción a la Bioquímica - 21 - CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA SUSTANCIA Y CUERPO Una sustancia es un tipo particular de materia. Tiene una composición definida, y están identificadas por sus propiedades intensivas. Si se sabe que una sustancia particular, es gris, con brillo metálico, que su densidad es 11,34 g/cm3 y que funde a 325ºC, al consultar las tablas de datos elementales, se encontrará coincidencia con el elemento Plomo. Las sustancias están compuestas por átomos y por moléculas. Mientras tanto, cuerpo, es la forma que adopta la sustancia. Así la sustancia aluminio puede aparecer en un cuerpo con forma de varilla, el elemento plomo en forma de esfera, la madera con forma de listón, y el hielo con forma de cubo. Es decir que las sustancias aluminio, plomo, madera y hielo, con- forman cuerposcilíndricos, esféricos, prismáticos y cúbicos respectiva- mente. • La forma determina al cuerpo (Cilindro, Esfera, Cubo). • Las propiedades intensivas identifican a la sustancia (alcohol, plomo, éter). • Las propiedades extensivas determinan la cantidad de sustancia (número de partículas, volumen, peso). FENÓMENOS Se denomina fenómeno a todo proceso dinámico que involucra la interven- ción de materia y energía y que determina la modificación de ciertas condi- ciones iniciales hasta un punto denominado estado final. Figura 3 Los fenómenos se clasifican en dos tipos principales a. Fenómenos físicos: Son aquellos en los que, al concluir la transfor- mación, las propiedades intensivas del estado final permanecen sin Luis E. Simes - 22 - cambio. Corresponden a los fenómenos físicos (torcer una barra de hierro, mezclar agua con sal, evaporar éter, alear cinc con cobre etc.). Las sustancias originales se mantienen, es decir que Clase de Reactantes (R) = Clase de Productos (P) b. Fenómenos químicos: Involucran modificaciones electrónicas en áto- mos y moléculas, produciendo nuevas sustancias; por consiguiente, las sustancias iniciales se han transformado por modificación de pro- piedades intensivas. La combustión del alcohol, la combinación del azufre con el hierro, la fosforilación de la glucosa, muestran al final de las reacciones sus- tancias diferentes a las que originaron la reacción Reactantes (R) ≠ Productos (P) Existe un tercer tipo de fenómeno, que no es habitual en la vida diaria: son las transformaciones nucleares. Estas se producen en los aceleradores de partículas a muy altas energías, lo que permite detectar modificaciones del núcleo atómico y la emisión de nuevas partículas subatómicas y radiaciones. Algunos elementos radiactivos se utilizan en medicina, ya sea para diagnós- tico por imágenes, seguimiento de procesos metabólicos o bien con fines te- rapéuticos. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Los sistemas materiales se pueden presentar de acuerdo con las condiciones del entorno16 bajo la forma de tres estados físicos diferentes: SOLIDO, LÍ- QUIDO y GASEOSO. Sus características macroscópicas dependen de la cinética y ordenamiento atómico–molecular. La observación y la experiencia diaria nos demuestran que los sólidos poseen forma propia, y que, al aplicárseles presión positiva o negativa, su volumen no se modifica, es decir que no son compresibles ni expandibles. Por otra parte, los líquidos y los gases se encuadran en el grupo de los flui- dos, por su menor viscosidad, y en consecuencia su tendencia a fluir (Flui- dos). Los líquidos adquieren la forma del recipiente que los contiene y mues- tran igualmente una resistencia a la compresión; los gases, por el contrario, son muy difusibles, por lo que tienen tendencia a expandirse indefinida- mente. A diferencia de sólidos y líquidos, los gases son notoriamente com- prensibles y expandibles. 16. Existen otros estados de agregación, pero en condiciones extremas. Los dos más relevantes son el Plasma, a altas temperaturas y presiones y el condensado de Bose-Einstein, cercano al cero absoluto. Introducción a la Bioquímica - 23 - Estas particularidades que nos permiten identificar habitualmente el estado físico de los objetos están fundamentadas en el comportamiento de atracción y de repulsión de las partículas que componen la sustancia. La energía cinética, Ec (energía del movimiento) es la manifestación de la velocidad que poseen las partículas constituyentes. Por otra parte, la Ec es directamente proporcional a la temperatura. En consecuencia, a medida que aumente la temperatura, aumentará la Ec y con ello el movimiento de los átomos o moléculas en el seno de la sustancia. Cuando las partículas mues- tran una alta movilidad, escaparán más fácilmente de las fuerzas atractivas de las moléculas que las entornan, las cuales, a su vez, estarán viviendo el mismo fenómeno repulsivo. Se produce entonces la expansión de la masa. Con el aumento de la temperatura, las partículas del fluido chocarán con mayor frecuencia sobre las paredes del recipiente incrementando la presión. Si el recipiente en lugar de ser estático tuviera un émbolo, el aumento del número de choques, empujará al pistón hacia afuera, aumentando el volu- men. En resumen, un aumento de temperatura incrementa la Energía cinética, lo que determina una mayor velocidad de las partículas y entonces: • un aumento del volumen en recipientes expandibles, o • un aumento de presión en recipientes rígidos. En esta situación las fuerzas de atracción son casi nulas, y las de repulsión contribuyen a incrementar la dispersión de las partículas. CONCLUSIÓN: la distribución, la vibración y la movilidad las partículas, deter- minan el estado de la materia. En la siguiente tabla, se sintetizan las particularidades de cada estado:17 Características Sólido Líquido Gaseoso Distancia Baja Intermedia Elevada Atracciones Elevadas Intermedias Bajas Forma Propia Recipiente Sin forma Compresible No No Si Expandible No No Si 17. Los estados de la materia 4 (Plasma) y 5 (Condensado de Bose-Einstein) no se desarrollan en este texto por no corresponder al ámbito del programa ni a fenómenos de la cotidianeidad. Luis E. Simes - 24 - Entonces, cuando las moléculas poseen elevadas fuerzas de atracción, ten- drán poca libertad de movimiento, y en consecuencia, baja energía cinética. Este estado de compactación máxima es lo que conforma a los sólidos: con sus propiedades de dureza e incompresibilidad. Cada sustancia, de acuerdo con su distribución molecular y con las condiciones del medio, mostrará una tendencia a mantenerse en un estado definido, o a cambiar de estado cuando ciertas magnitudes se modifiquen: Figura 4 Los cambios de estado de la materia constituyen el pasaje entre sólidos, lí- quidos y gases. Cada uno de ellos se denominan: • Fusión: De sólido a líquido. Se produce a una temperatura definida, llamada punto de fusión. Por ejemplo, el H2O funde a 0º C,(Cuando la presión es de una atmósfera). En este proceso el hielo se transforma en agua líquida. • Solidificación: De líquido a sólido. El punto de solidificación coincide con el punto de fusión, ya que la solidificación es el proceso inverso de la fusión. El agua líquida forma hielo al solidificarse a 0ºC (1 atm.) Fusión SÓLIDO 0º C . 1 At18 LIQUIDO Solidificación Vaporización: De la superficie del líquido a gaseoso. Si el pasaje se produce en toda la masa del líquido, entonces esa vaporización toma el nombre de 18 Las temperaturas expresadas en grados Celsius corresponden a los puntos de Fusión y Ebullición del agua Introducción a la Bioquímica - 25 - ebullición. Comúnmente se dice que el líquido hierve. La ebullición se pro- duce En condiciones definidas. (Para el H20 ocurre a 100ºC y 1 atmósfera de presión). La evaporación es un fenómeno diferente: Cuando un gas está en equilibrio con su estado sólido o líquido se llama vapor. La presión de vapor es la velo- cidad con que las moléculas pasan desde el estado más condensado al estado gaseoso. Cuando la presión de vapor supera a la presión atmosférica el agua pasa de líquido a vapor. Para este caso, no se necesita alcanzar la tempera- tura de ebullición, siendo el proceso determinado por el valor de la presión de vapor. Es bien conocido que el agua de un recipiente expuesto al aire se evaporará completamente en algún momento, a cualquier temperatura. Condensación: De gaseoso vapor a líquido. En cambio, se llama licuefacción al pasaje de gaseoso gas a líquido. CONDENSACIÓN GAS VAPOR LÍQUIDO 100º C . 1 At GAS LICUEFACCIÓN Volatilización: de sólido a gaseoso, directamente sin pasar por el estado lí- quido. Por ejemplo, la naftalina. Sublimación: de gas a sólido, sin pasar por el estado líquido. Por ejemplo,hielo seco y aromatizantes. VOLATILIZACIÓN SÓLIDO 0º C . 1 At. 100ºC GAS SUBLIMación EVAPORACIÓN VAPORIZACIÓN Luis E. Simes - 26 - Los pasajes de estado se producen por el cambio de temperaturas y presio- nes en el medio que condicionan modificaciones en su estado cinético-mole- cular. En el siguiente esquema se observa que los procesos de izquierda a derecha transcurren con: a) Aumento de Temperatura b) Disminución de la Presión c) Incremento del desorden molecular Mientras que los procesos de derecha a izquierda transcurren con: a) Disminución de Temperatura b) Aumento de la Presión c) Aumento del orden molecular Figura 5 MEZCLAS Y COMPUESTOS Cuando los elementos se combinan químicamente originan nuevas sustan- cias (fenómenos o transformaciones químicas). La cantidad entre ellos está determinada por sus pesos atómicos, valencias y tipos de enlaces. En todos los casos se encuadran en un fenómeno de com- binación química. Ahora bien, cuando la relación entre sustancias no produce nuevos com- puestos, el fenómeno se encuadra en las transformaciones físicas, como las mixturas y las mezclas. Introducción a la Bioquímica - 27 - Cuando dos o más sustancias se encuentran en un sistema disperso en proporciones variables sin producir una interac- ción química entre ellas, constituyen una mezcla. CLASIFICACIÓN DE MEZCLAS Cada una de las partes homogéneas observables en un sistema (a simple vista o con instrumentos ópticos) se denomina fases, las cuales son homo- géneas. La fase que está en mayor cantidad19, es denominada fase disper- sante, y la que se encuentra en menor proporción, se llama fase dispersa. Si el sistema precipita espontáneamente, se denomina dispersión, mientras que en los coloides no precipita. Estas partículas de la fase dispersa se de- nominan micelas20 por no sedimentar. Son ejemplos de sistemas coloidales, entre otros, la gelatina, el agar, la clara de huevo en agua, el citoplasma de una célula y las micelas lipoides. Los coloides más comunes son: Sol: Sólido en líquido Gel: Líquido en sólido Emulsión: Líquido en líquido La sangre, por ser una suspensión muestra el fenómeno de precipitación. Esta propiedad es aplicada en el laboratorio con fines clínicos, en la deter- minación Eritrosedimentación, o velocidad de sedimentación globular (VSG). MEDICINA La Eritrosedimentación (VSG: Velocidad de Sedimentación Globular) Es una prueba de laboratorio de mucha utilidad para el médico. Se trata de un ensayo en el que la sangre diluida con anticoagulantes es colocada en un tubo de vidrio vertical, graduado en mm, durante un tiempo establecido. (Una o dos horas, o menos en las técnicas automatizadas). Cumplido el pe- ríodo, se observa la marca donde queda la interfase plasma/glóbulos. El va- lor en mm que sedimentó el paquete globular es la velocidad en mm/h.21 Sus valores dependen de edad y sexo, pero resultados de 10 a 30 mm/h en mu- jeres y hasta 20 mm/h en hombres, en general pueden considerarse acepta- bles. Si bien la VSG es una prueba inespecífica (Ya que cuando se altera no es capaz de indicar de que enfermedad se trata), sí, tiene mucho valor en la 19. Y que además determina el estado físico de la mezcla. 20. Mayoritariamente son polianiones. 21. Cuando se realiza en dos horas, se utiliza el Índice de Katz, que se calcula de la siguiente manera: el valor de la 1ª. Hora mas la mitad de la segunda todo dividido por dos. Luis E. Simes - 28 - orientación clínica para hacer sospechar la existencia de alguna patología o para seguir la evolución del cuadro. Suele aumentarse en casos de obesidad y en el segundo trimestre del emba- razo. En otras situaciones puede anticiparse a la aparición de signos clínicos. Los valores aumentados de eritrosedimentación se observan habitualmente en: 1. Infecciones agudas o crónicas , especialmente bacterianas 2. Enfermedades inflamatorias crónicas, reumatológicas y del tejido conjuntivo (Artritis o artrosis, lupus, esclerodermias, enfermedad in- flamatoria intestinal, etc.) 3. Alteraciones de la sangre como anemias (por disminución del hemato- crito), o coagulopatías. 4. Macrocitosis: Es la aparición en sangre de glóbulos rojos de tamaño aumentado (Macrocitos). Esta alteración de su tamaño, baja la carga eléctrica en relación con la masa celular, disminuyendo la repulsión intercelular que aumenta la aglutinación. Esto incrementa su veloci- dad de sedimentación. 5. Insuficiencia renal y síndrome nefrótico 6. Neoplasias (en estados avanzados) 7. Alteración de las gammaglobulinas (Gammapatias) de origen mono- clonal (mieloma múltiple) 8. Linfomas, leucemias y otros procesos oncológicos de la sangre. Cuando la velocidad de sedimentación disminuye, (1 a 6 mm/1h) se puede estar en presencia de: 1. Policitemia o poliglobulia 2. Microcitosis (talasemias) 3. Drepanocitosis (hematíes falciformes, osteomielitis) 4. Secundaria a fármacos (corticoides, AINES) Sistemas homogéneos Un sistema homogéneo presenta iguales propiedades intensivas en todos sus puntos, por lo cual presenta una sola fase. Cuando está formado por más de una sustancia, se denominará solución, una de las formas más comunes con las que se trabajará en el ámbito de la salud. Soluciones o disoluciones Dentro de las mezclas de interés en el campo médico, además de los coloides mencionados, se destacan fundamentalmente las soluciones. Las soluciones son sistemas homogéneos, aún al ultramicroscopio, formadas por un soluto y un solvente que, en nuestro caso, será el agua. Introducción a la Bioquímica - 29 - Dado que la relación entre el soluto y el solvente es variable, se necesita establecer un sistema que permita expresar con seguridad esa relación pro- porcional. La proporción entre las cantidades de soluto y solución 22 , se denomina concentración de la solución, y es variables dentro de ciertos límites. Expresión de las concentraciones Concentración es la relación existente entre la cantidad de soluto que se encuentra disuelto en el total de una solución. Cuando una solución tiene poco soluto en relación al solvente, se tratará de una solución diluida, si la cantidad de soluto aumenta, será una solución concentrada. Si se agrega aún más soluto a la misma cantidad de solvente, se obtendrá una solución saturada, hasta un punto en el que resulta impo- sible agregar más soluto a ese volumen. En ese momento la solución se ha saturado completamente. Si en ese punto se produce precipitación, se tra- tará de una solución sobresaturada. El punto de saturación PS, es la cantidad de máxima de soluto que admite un volumen del solvente a una temperatura determinada. Cualquier agre- gado ulterior de soluto, directamente precipitará. Una consideración importante a tener en cuenta es que el PS es proporcional a la temperatura. Es decir que cuanto mayor sea la temperatura del solvente, mayor será la cantidad de soluto que se podrá disolver. Por ejemplo, la cantidad de cloruro de sodio que se puede disolver en 100 g de agua es de: 35,7 g a 0ºC, 22. La concentración de las soluciones se pueden encontrar en muchos casos expresados en relación al volumen de solvente (Agua). No obstante, para el médico, las expresiones de real utilidad son los valores expresados para la solución completa ya que la sangre, plasma, orina, líquidos, medicamentos, son soluciones, en los cuales, en mu- chos de los casos se desconoce el volumen de solvente. Solución Sc (*) Soluto (St) Está en menor cantidad Se disuelve ---- Solvente (Sv) Está en mayor cantidad Disuelve Determina el estado físico de la solución Luis E. Simes - 30 - 36,0 g a 20ºC y 36,3 g a 30ºC23 Unidades de concentración Para establecer la proporcionalidad existente entre un soluto y la solución que integra, se utilizan principalmente dos tipos de expresiones de concen- tración:• Expresiones Físicas: Basadas en el número 100 (porcentual), relacio- nan la cantidad de soluto en gramos (g) o mililitros (ml) en cien ml de la solución. • Expresiones químicas: Se basan en el número 1.000. En general se expresa el soluto en número de moles24 o equivalentes25, en 1000 ml de solución. I. Unidades físicas: Un ejemplo de unidades físicas lo constituye el % P/V sol (*) (Peso de soluto que se encuentra en 100 ml de solución). Para expresar que se trata de vo- lumen de solución, se utilizará el símbolo asterisco (*) Al describir una solución al 20% en volumen o peso de solución líquida, se tendrá: A. 20 % V / V (*): expresa que hay 20 ml de St en 100 ml de solución. B. 20 % P / V (*): expresa que hay 20 g de St en 100 ml de solución. A. Solución de alcohol al 20 % V/V(*) Se encuentran 20 ml de soluto alcohol en 100 ml de solución (20 ml soluto (OL) agregando agua hasta el enrase de 100 ml). B. Solución de sal al 20 % P/V (*) Se pesan 20 g de Cloruro de Sodio y se completa con agua hasta 100 ml. Dado que la concentración es una relación invariable, si cambia el valor del soluto, el solvente cambia proporcionalmente, manteniendo el valor de la razón. Es decir que, si se toma una pequeña porción del recipiente, la solu- ción extraída tendrá la misma concentración. 23. https://www.modeladoeningenieria.edu.ar/images/IntegracionIII/Material-ext/cuadernillo.pdf 24. Mol es el Peso Molecular de sustancia expresado en gramos. Cuando se lo expresa en miligramos (mg), se llama milimol. Ej. (58,5 g de Cloruro de Sodio es un mol, y 58,5 mg, un milimol). 25. Equivalente es el Peso Molecular de la sustancia en gramos, dividido por su valencia. Introducción a la Bioquímica - 31 - 10 g de sal en 50 ml de solución. 30 g de sal en 150 ml de solución. 20% P/V (*) 2 g de sal en 10 ml de solución. II. Unidades químicas Las unidades químicas, a diferencia de las físicas, se expresan por mil. Además, cambian las unidades en el soluto, que ya no se expresan en gra- mos, sino en moles o equivalentes. Son de interés médico y biológico las unidades de molaridad (M), normalidad (N), y las expresiones de miliequivalente por litro de solución, mEq/l y mili- molar, mMolar. La osmolaridad (OsM) es de suma importancia médica, pero su concepto será desarrollado más adelante. A. MOLARIDAD: Es el número de moles de Soluto presentes en 1.000 ml de solución Un MOL: es la cantidad de masa de una sustancia que con- tiene la constante de Avogadro 26 L de partículas. Desde el punto de vista práctico, ese valor se corresponde con el PM. Se calcula expresando el Peso Molecular (PM) de una sustancia en gramos. Para ello se obtiene de la tabla periódica la masa atómica (A) de cada elemento y se lo multiplica por el número de veces que está en la molécula. Por ejemplo: para calcular la masa molecular del Bicarbonato de Sodio, se tienen en cuenta los pesos A de cada elemento: • Masa del Hidrógeno (H): 1 g x 1 at = 1 g • Masa del Sodio (Na): 23 g x 1 at = 23 g • Masa Carbono (C): 12 g x 1 at = 12 g • Masa del Oxígeno (O): 16 g x 3 at = 48 g • Total del HNaCO3 = 84 g En resumen, la masa molar (MOL) es la masa molecular expresada en gra- mos. En este caso la masa molecular del NaHCO3, es 84, por lo que el mol pesará 84 g. Correlacionando con los sufijos, para escalas menores, se pueden expresar así: 26. Es una unidad de cantidad de materia que contiene 6,023 x 1023 partículas. Antes llamado Número de Avogadro NA actualmente se utiliza como constante de Avogadro (L). Luis E. Simes - 32 - mili MOL (mM)es PM del soluto expresado en miligramos (mg) micro MOL (𝜇M) es PM del St expresada en microgramos (𝜇g) nano MOL (nM) es PM del St expresada en nano gramos (ng) Ejemplos de molaridad, es decir cuántos moles de soluto se encuentran en mil ml de solución: ▪ HCl 1M: expresa que hay un mol (36,5 g) de Ac. Clorhídrico en 1000 ml de solución. ▪ HCl 0,5 M: significa que existe medio mol (18,25 g de St) de so- luto en 1000 ml de solución ▪ HCl 2 M: expresa que hay dos moles (73 g ) de soluto en 1000 ml de solución ▪ HCl 0,1 M: expresa que hay 0,1 moles (3,65 g) de St en 1000 ml de solución. B. NORMALIDAD (N): La normalidad (N), al igual que la molaridad (M) corresponde al grupo de las Unidades Químicas, y se define como el número de equivalentes de soluto que se encuentran en 1.000 ml de solución. Un EQUIVALENTE es una cantidad de sustancia que se de- termina a partir del peso molecular y de la valencia de esa sustancia. La valencia de la sustancia se encuentra estipulada, según su clase: a. La valencia de los ácidos es el número de hidrógenos que ese ácido posee o utiliza en una reacción (H) HNO3 } 1 H2 SO3 } 2 H3PO4 } 3 b. En el caso de las bases, corresponde a la cantidad de Hidroxilos27 (-OH) en la fórmula: NaOH } 1 Ca (OH)2 } 2 Fe (HO)3 } 3 c. Cuando las sustancias que intervienen son sales, el número de valencia corresponde al número de cargas positivas o negativas de los constitu- yentes de la sal. 27. La denominación mas común para el grupo funcional -OH es Oxhidrilo. Sin embargo, por las nuevas recomenda- ciones es mas correcto denominarlo Hidroxilo (El mas electropositivo se denomina en primer término) Introducción a la Bioquímica - 33 - El peso equivalente de una sustancia se obtiene dividiendo su Peso Molecular (PM) por su valencia PEq = PM/valencia (v). Valencias +1 -1 +2; -2 +3 -1 x 3= -3 Compuesto K - F Ca = S Fe ≡ Cl3 Peso Equivalente(PEq) PM/1 PM/2 PM/3 Valor del PEq 58/1= 58 72/2= 36 162/3= 54 Vemos en la tabla que cuando la valencia es 1, el PM = PEq y una sal que tenga un átomo de calcio tendrá valencia 2 por cada calcio. Vemos también una con tres cloros (-1 ) x 3 valdrá (- 3)28. Fórmula de normalidad Para no tener que realizar cálculos a los fines de determinar el valor del Peso Equivalente (PEq), y luego calcular la normalidad, existe una fórmula que relaciona directamente a la molaridad (M) con la normalidad (N), a través de la valencia: N M v= Por ejemplo: NaOH 0,8 M x 1 = 0,8 N H2 SO3 0,8 M x 2 = 1,6 N Fe Cl3 0,8 M x 3 = 2,4 N 28. El docente ampliará éste concepto con otros ejercicios para dejar clarificado el tema. Luis E. Simes - 34 - UNIDADES DE CONCENTRACIÓN MÁS UTILIZADAS Unidades Soluto Solución Expresión FÍSICAS Gramos 100 ml % P/V sol. Mililitros % V/V sol. QUÍMICAS Moles 1000 ml Molaridad (M) Equivalentes Normalidad (N) Y a continuación, cerrando el presente capítulo, se resumen las SUB unida- des más empleadas: Prefijo Notación Masa Volumen Mol P. Equivalente ------- 1 g L Mol Eq Mili (m) 10-3 mg mL mMol mEq Micro () 10-6 g L Mol Eq Nano (n) 10-9 ng nL nMol nEq Pico (p) 10-12 pg pL pMol pEq Femto (f) 10-15 fg fL fMol fEq - 35 - 2 ÁTOMOS Y ELEMENTOS El Átomo. Sus constituyentes. Nucleones y electrones. Número Atómico Z. Masa Ató- mica A. Elementos Químicos. Radioactividad. Aplicaciones en medicina. EL ÁTOMO En la Grecia antigua, DEMÓCRITO, oponiéndose a ARISTÓTELES, ya había, ex- presado que la materia era discontinua y que su menor componente era una partícula muy pequeña e indivisible que denominó átomo, presente en un amplio vacío. Las experiencias posteriores demostraron que sus ideas eran correctas. Así se encontró que: El átomo es la menor porción de materia eléctricamente neu- tra, que identifica a cada elemento y que es capaz de unirse a otros átomos para formar moléculas. Hasta el momento se han identificado 120 elementos, definidos por la canti- dad de protones que posee su núcleo) Cada tipo de átomo identifica a un elemento particular: No- venta y dos son naturales 29 , y a partir del 93 se denominan transuránidos 30 . 29.El Tecnecio (Tc) Z=43 es sintético y productor de radiaciones beta. 30. A partir del 104 toman el nombre de transactínidos. La nueva generación de elementos comenzará en el 121 para formar el grupo de los superactínidos. Luis E. Simes - 36 - En realidad, el átomo es la partícula más pequeña de materia que puede existir de un elemento, pero que, a su vez, tiene una estructura interna for- mada por tres partículas constituyentes principales, aún más pequeñas (partículas subatómicas): Los Nucleones (Protón y Neutrón)31 y el Electrón. Los protones y neutrones conforman un cuerpo central llamado núcleo, que concentra la casi totalidad de la masa cuyos electrones están distribuidos en niveles periféricos, muy alejadas del centro. Por ello se dice que el átomo es prácticamente vacío. Cada uno de los elementos está formado por un átomo en particular. La masa de un electrón es muy pequeña en comparación con la de un protón o la de un neutrón32, aunque si bien existe gran diferencia de masa entre el protón y el electrón, sus cargas son idénticas aunque de signo opuesto. El átomo no tiene carga neta, lo cual es indicativo de que posee igual número de cargas (q) positivas [Protones] que de negativas [Electrones]. EJEMPLO: 80 protones (q= +80) Mercurio 80 electrones (q= - 80) Carga Total +80 - 80 = 0 (NEUTRO) La cantidad de protones que identifica al átomo es el número atómico que se simboliza con una “Z”. Es por esto que todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo nú- mero atómico Z ya que su número de protones es idéntico. Si bien el número Z de un elemento no cambia, el número de neutrones si puede hacerlo, y de esa manera modificar la masa atómica “A”, del elemento, es decir: un mismo elemento, con diferente masa. Símbolo Partículas Significado Función Z P+ Número atómico Identifica al elemento A P+ + Nº Número Másico Número de Nucleones N Nº Número de Neutrones Cambia en los isótopos 31. Poseen estructura interna formada por tres quarks y ocho gluones (Partículas fundamentales) 32. 1836 y 1839 veces menor respectivamente. Estudios actuales demostrarían una menor masa del Protón. Introducción a la Bioquímica - 37 - A continuación, se toman tres elementos de la Tabla Periódica como ejemplo, para observar la masa atómica (A) y el número atómico (Z). Figura 6 Del diagrama anterior surgen los datos siguientes: Número Partícula Magnesio (Mg) Hierro (Fe) Telurio (Te) Z P+ 12 26 52 A P+ + Nº 24 56 128 A-Z N 12 30 76 ELEMENTO QUÍMICO Se denomina elemento químico al componente común de las sustancias puras simples que componen la tabla periódica. Cada elemento está formado por un solo tipo de átomo que está caracterizado por su número atómico Z (número de protones). Se puede afirmar que un elemento es la clase de sustancia determinada por el tipo de átomo, que forma esa sustancia simple. Ocupan un lugar específico en la tabla periódica. De acuerdo con esto, todos los elementos son sustancias simples. Cuando un mismo elemento se presenta en la naturaleza bajo diferentes asociaciones, conforma una variedad alotrópica de ese mismo elemento. Luis E. Simes - 38 - Por ejemplo, el oxígeno puede encontrarse como Oxígeno atómico (un solo átomo de Oxígeno -radical libre-), en su forma más estable que es el oxígeno molecular, O2 como se lo encuentra en la atmósfera , o como Ozono (O3), que se forma en las tormentas como producto de la acción eléctrica sobre la mo- lécula atmosférica. Tiene acción oxidante por liberar un átomo de oxígeno, que actúa como microbicida y desinfectante de ambiente. Otro ejemplo es el carbono que se podrá presentar como carbón, grafito o diamante. Está formado exclusivamente por carbono, C (Z=6; A=12). LECTURA COMPLEMENTARIA Respecto del carbono son muy conocidas dos variantes alotrópicas: el Gra- fito, de color negro, conformación amorfa, consistencia pastosa y muy blanda (principal componente de la mina de lápices o usado como lubricante) y el Diamante, brillante, transparente, cristalino y de una dureza extrema33. En el siglo XX se demostraron dos nuevas presentaciones: los Fullerenos, algu- nos como el denominado Bucky ball, conformados por estructuras esféricas similares a una pelota de futbol, conteniendo 60 átomos de carbono, que permitirá desarrollar aplicaciones como rulemanes microscópicos y otras formas biotecnológicas y el grafeno, material de extraordinaria flexibilidad y de mayor dureza que la del acero. Es una estructura laminar semejante a un panal, pero de sólo un átomo de espesor. Ambos prometen extraordina- rias posibilidades para la nanotecnología y otros empleos como la energía limpia y los equipos electrónicos de gran velocidad, resistencia y flexibilidad. Los grafenos en su presentación cilíndrica plegada, obturada en sus extre- mos por fullerenos, también son conocidos como nanotubos. Éstos resultan de gran utilidad para desarrollos biotecnológicos. En el 2004 se presentaron las Nanoespumas, como otra presentación alotrópica del carbono, en el cual los átomos de carbono forman un semiconductor de hexágonos y heptágonos pero de curvatura inversa a los fullerenos. Otra presentación particular que ofrece el carbono son los Carbinos o LAC (Por Carbono Acetilénico Lineal). Su estructura química es una cadena repetitiva de carbonos acetilénicos: - (C≡C)n- Las formas descriptas hasta aquí son las más captadas, pero exis- ten otras presentaciones particulares en virtud de la gran versatilidad del átomo de carbono para comunicarse con otros carbonos. Esto se lo brinda una estructura electrónica privilegiada que es el poseer 4 electrones de va- lencia, lo que lo sitúa a mitad de camino sobre la regla del octeto (dar 4 electrones o recibir 4 electrones es una ventaja estructural importante) Exis- ten otras variedades conocidas como el Diamante cúbico, la Caoíta o el Car- bono metálico y otras no completamente aceptadas. 33 El diamante es la sustancia más dura conocida, estando catalogado como 10 en la escala de dureza de Mohr. La otra sustancia de extrema dureza conocida es el Nitruro de Boro ( N ; B ) por su entrecruzamiento de enlaces. Introducción a la Bioquímica - 39 - tomado de uadex.mx, donde se aprecian los enrollamientos del grafeno. La super presión reorganiza las interacciones entre átomos y el grafito se transforma en diamante sintético. Super - presión Gradualmente el carbón cambia a su forma más pura. Puede transformarse en …… Un DIAMANTE….. SIMBOLOS QUÍMICOS Los elementos se identifican en la tabla y en las ecuaciones químicas con su Símbolo Químico. El símbolo químico es una abreviatura convencional que per- mite representar a los elementos, sin tener que escribir su nombre completo. (Deriva de las primeras letras del nombre griego o latino del elemento, en el caso de los más antiguos). Ejemplos: Oxígeno (O); Hidrógeno (H); Oro: Aurum (Au); Cloro (Cl); Mercurio: Hidroar- girium (agua de plata o plata líquida) (Hg); Yodo (I); Calcio (Ca); Sodio: Na- trium (Na); Hierro: Ferrum (Fe); Cobre: Cuprum (Cu); etc. En otros casos, se correlaciona con su nombre actual: Aluminio (Al); Argón (Ar); Calcio (Ca); Silicio (Si). Luis E. Simes - 40 - PARTÍCULAS SUBATÓMICAS34 Estructuralmente el átomo está conformado por dos “zonas o regiones”35: CENTRO: Corresponde al núcleo atómico, conformado por los nucleones. NÚCLEO: Tiene carga positiva. Está constituido por dos tipos de partícu- las elementales diferentes: protones y neutrones. Estos no son las me- nores partículas, ya que están formadas a su vez por otras llamadas partículas fundamentales de constitución (Quarks) y de enlace (Gluo- nes). Los neutrones y los protones (nucleones) se encuentran en el nú- cleo siguiendo un orden energético interno, que determina el ordena- miento de los mismos. • Protones(P+): Tienen carga positiva (+); determina la identidad del elemento (Z) y sus propiedades químicas. • Neutrones (Nº): No tienen carga eléctrica. Su masa relativa es 1 (pesa algo más que el protón, aunque se los considera de igual magnitud). La suma de ambos determina la masa del átomo (A). No se considera a los electrones ya que su masa resulte irrelevante frente a la de los nu- cleones. PERIFERIA: Es la región donde se encuentran los electrones en niveles de ener- gía distribuidos en subniveles y orbitales. Un orbital 36 es la zona alrededor del núcleo donde es más probable encontrar un electrón. Las nubes electrónicas se organizan en niveles (niveles cuánticos) y se en- cuentran a gran distancia del núcleo, que se halla muy concentrado por- tando la casi totalidad de la masa. Por ello se dice que el átomo es práctica- mente vacío37, aunque el radio atómico está determinado por la distancia en- tre el núcleo y el último nivel electrónico. Los electrones están distribuidos en diferentes niveles, y subniveles, Sólo diremos aquí que los subniveles “s” son un orbital, los “p”, poseen tres y los “d” cinco orbitales, recordando que cada orbital puede contener hasta dos electrones. Los detalles serán ampliados en clase por sus profesores, pero el siguiente gráfico indica la organización electrónica. 34 Un desarrollo más completo de las teorías subatómicas, se incluyen para los interesados en el anexo 2 35. A nivel de volúmenes atómicos, los patrones macroscópicos (como por ejemplo: lugar, región, forma) pierden relevancia. 36. Ya de que los electrones no siguen órbitas definidas y del principio de incertidumbre de Heisenberg, no es posible conocer al mismo tiempo su posición y velocidad. Entonces el orbital es una zona probabilística. 37. Experiencia de Rutherford, 1911. Introducción a la Bioquímica - 41 - LECTURA COMPLEMENTARIA PARTÍCULAS FUNDAMENTALES A principios del Siglo XX, las experiencias con rayos catódicos y partículas radiactivas permitieron determinar la estructura interna del átomo. Durante muchos años se pensó que el protón y el neutrón eran partículas homogé- neas. Son partículas subatómicas. Estudios posteriores, modelos matemáticas y el análisis de rayos cósmicos y aceleradores de partículas dieron la pauta de la existencia de otras partícu- las constituyentes de las partículas subatómicas (Partículas fundamentales) que configuraron el modelo standard de partículas. Sólo de manera informa- tiva se muestran los componentes fundamentales de la materia. Así se vio que el protón y el neutrón están formados por tres quarks, unidos por par- tículas llamados gluones.(Ver anexo 2). Todas las partículas fundamentales constituyen el modelo estándar de las partículas fundamentales. Luis E. Simes - 42 - Modelo Estándar de Partículas Fermiones Bosones Q U A R K S U up C charm T top Fotón G Gravitón d Down s Strang e b Bot- tom G Gluon H Bosón Higgs L E P T O N E S e N. elec- trónico Neut. Muónic NTauó- nico Zº Bosón Z e Elec- trón Muón Tauón W+/- Bosón W Los fermiones forman la materia y los bosones son las interacciones entre ellos. Los quarks responden a las fuerzas nucleares fuertes y los leptones a las fuerzas nucleares débiles. Isótopos A continuación, se analizarán dos variedades del elemento Nitrógeno. Al observar la tabla periódica se encuentra que su Z es =7 y que su A es =14. Además, se conoce otra variedad, algo más pesada del mismo elemento Ni- trógeno, cuyo A es =15. Átomo Elemento A Z P+ Nº A-Z 7N14 Nitrógeno 14 7 7 7 7N15 Nitrógeno 15 7 7 8 En el segundo caso el Nitrógeno tiene un Neutrón más (8 en lugar de 7), pero sigue siendo nitrógeno pues mantiene su Z=7. Otro ejemplo de Isótopos muy importantes en la naturaleza, lo presenta el hidrógeno (Z=1, A=1) Cuando el Hidrógeno Z=1 adquiere un neutrón su valor A pasa de 1 a 2 (Un protón más un neutrón). Esta variedad isotópica se llama Deuterio. Introducción a la Bioquímica - 43 - Aún más, si el hidrógeno presenta A=3, origina un isótopo llamado Tritio. (Z=1, A=3). Átomo Elemento A Z Protón = Z Neutrón A-Z 1H1 Hidrógeno 1 1 1 0 1D2 Deuterio 2 1 1 1 1T3 Tritio 3 1 1 2 Las tres sustancias son hidrógeno (Z=1), aunque su peso varía por tener diferente número de neutrones, es decir distinto A. Por ejemplo, el hidrógeno forma agua, H2O, mientras que el deuterio forma D2O, agua “Pesada”. Esta es utilizada en piletas protectoras en los reactores nucleares como moderador de las reacciones atómicas y refrigerador de los sistemas. El tritio es radiactivo, y es usado como marcador isotópico para seguir el comportamiento de ciertas moléculas del metabolismo que poseen hidró- geno. Entonces: Se denomina Isótopo a la presentación de un mismo ele- mento (Z) bajo diferentes masas nucleares (A). Para igual Z, diferente A. Los isótopos poseen importancia en muchos campos, y en especial en la me- dicina. Son utilizados en investigación, diagnóstico, seguimiento y terapéu- tica, y en la marcación de elementos y sustancias para estudio estructural y funcional, en tejidos y órganos. Además, entre los isótopos se encuentran los que son estables y aquellos de marcada inestabilidad. Esto se relaciona con la estabilidad del núcleo. Un núcleo es más estable cuando la relación entre protones y neutrones es baja, o cuando los mismos se encuentran en cantidades pares. RADIOACTIVIDAD La radioactividad es un proceso natural observable en ciertos elementos que poseen la capacidad de emitir radiaciones (generalmente en elementos con números atómicos superiores a 83, cuyos núcleos son más inestables). Luis E. Simes - 44 - Esa inestabilidad de un elemento se manifiesta mediante la emisión de ra- diaciones. Las primeras en ser detectadas recibieron el nombre de Rayos X. A finales del siglo XIX, CONRADO RÖNTGEN, físico alemán, trabajando con ra- yos, observó emisiones que al incidir sobre algunas sustancias38 producían una marcada fluorescencia. El conocimiento actual indica que dichos rayos son de naturaleza ondulato- ria y se originan cuando los electrones impactan contra algún objeto mate- rial. En el momento de su descubrimiento, al desconocerse su origen, fueron de- nominados Rayos X. La aplicación de los mismos permitió obtener imágenes radiológicas aplica- bles en medicina. Los físicos franceses Poincaré y Becquerel, trabajando sobre fenómenos de fluorescencia, interpretaron que los rayos X eran emitidos por sustancias fluorescentes, lo que no pudo ser demostrado. En cambio, Becquerel, al dejar en contacto un mineral de uranio con placas fotográficas envueltas en papel negro, notó al cabo de algunos días, que la placa fotográfica estaba ennegre- cida, demarcando la silueta de la piedra, aunque no le hubieran alcanzado rayos solares. Tras numerosos estudios, Becquerel demostró la existencia de la radiactividad natural. Maria Sklodowska de Curie (junto a su esposo Pierre Curie) encontró que el Thorio (Torio) también emitía radiaciones y posteriormente hizo lo mismo con otro elemento no identificado, al que llamó Polonio, en honor a su país natal. Luego, entre los residuos de Uranio, encontraron un elemento mucho más radiactivo que el mismo Uranio, al que denominaron Radio. Este descubri- miento le valió a los esposos Curie el Premio Nobel de 1902, conjuntamente con Becquerel. En cambio, Poincaré, a pesar de haber dado base a numero- sos trabajos científicos relacionados y de haber sido nominado en muchas ocasiones, nunca recibió el Premio Nobel ni el reconocimiento histórico. La observación de los elementos radiactivos permitió determinar que éstos sufrían un decaimiento energético en razón de las emisiones que emanaban de sus núcleos inestables. El estudio de las mencionadas radiacionespermitió distinguir tres tipos principales de radiactividad. Los rayos Alfa están formados por nucleones (2P+ - 2Nº); esa masa elevada los hace poco penetrantes, mientras que los rayos Beta, son electrones, por 38. En ese caso se utilizó platinocianuro de bario. Introducción a la Bioquímica - 45 - lo que son mas penetrantes y veloces y los rayos gamma, de naturaleza fun- damentalmente ondulatoria; por ello son los mas penetrantes del grupo. Al mismo tiempo, numerosos científicos estaban trabajando sobre radiacio- nes emitidas en tubos de vidrio al vacío, los que permitieron determinar pro- piedades de los átomos LECTURA COMPLEMENTARIA 1. Los rayos ALFA 𝛼: tienen carga eléctrica positiva, están formados por dos protones y dos neutrones (es decir son núcleos de helio) y son poco pe- netrantes. Su velocidad es de 20.000 km/s y recorren pocos cm en el aire. Una hoja de papel es suficiente para detener su recorrido. Al atravesar un campo eléctrico se desvían hacia la placa negativa. Este tipo de emi- sión es particularmente común en núcleos de elevado número atómico (Z>82; A>100). El menor núcleo emisor de alfa es el 52Te107. Un núcleo que emite una partícula alfa disminuirá en cuatro su masa atómica (2 protones y 2 neutrones) y en dos su número atómico (2 protones). Ejemplo, si el uranio emite una radiación alfa, pierde dos protones, 92U238 −2𝑃+2𝑁 → 90Th234 Por lo que se transmuta a Torio, y al perder dos neutrones, pierde en total cuatro nucleones en total, lo que produce que su peso A baje en 4. Z=92 Z=90 (-2) A=238 A=234 (-4) 2. Los rayos BETA 𝛽: son más veloces que los anteriores ya que alcanzan una velocidad cercana a la de la luz. Son de carga eléctrica negativa y presenta una masa mucho menor por lo que resultan 100 veces más pe- netrantes que los rayos 𝛼. Están constituidos por electrones (e-)39. En un campo eléctrico se observará desviación hacia el polo positivo. La emisión Beta mantiene la masa atómica del elemento, ya que el electrón emitido proviene de un neutrón, el cual se transforma en protón. N°→P+ + e- Ejemplo de emisión 𝛽 90Th234 𝛽 → 91Pa234 Z = 90 Z =91 (+1) 39. En algunos casos particulares pueden ser positrones (e+), electrones con signo positivo. Luis E. Simes - 46 - A = 234 A = 234 (0) Se observa en el proceso, que la masa atómica se mantiene, mientras que el número atómico aumenta en uno pasando de Torio a Protactinio, am- bos con igual peso atómico A. A diferencia de los rayos 𝛼 que varían la masa del elemento, los 𝛽 produ- cen una transmutación (cambia el elemento, pero no la masa). 3. Los rayos GAMMA 𝛾: Son radiaciones electromagnéticas del tipo de los rayos X, pero más penetrantes que éstos ya que son capaces de atravesar paredes de plomo de hasta 20 cm de espesor. No poseen carga eléctrica por lo que no se desvían al atravesar campos eléctricos o magnéticos. Se originan en reacomodamientos energéticos del núcleo. USOS EN MEDICINA La radioactividad es un fenómeno de amplia utilización en medicina, tanto en el ámbito del diagnóstico y el seguimiento de casos, cuanto de la terapéu- tica, ya sea a través de las radiaciones o de los isótopos radiactivos. La pri- mera aplicación en medicina se basó en que, en 1895 Wilhelm Röntgen, al enfocar el tubo de rayos X en su mano, observó una imagen: la de sus propios huesos. Este asombroso descubrimiento plasmó posteriormente las prácticas Radio- gráficas. Las técnicas por imágenes, fundamentales en la actividad médica, evolucionaron desde los primeros rayos X hacia las radiografías, (placas planas), tomografías (Imá- genes en tres dimensiones por planos o ángulos,), ecografías (fundadas en emisiones sonoras), técnicas centellográficas (utilización de isótopos como I131, Tc99 o tritio, 1H3 entre otros) , RMN (resonancia magnética nuclear), basada en campos magnéticos, PET (Técnica de emisión de positrones -electrones con carga positiva-), densitometrías (densidad de mineral óseo) y otras al ritmo de desarrollo de novedosas tecnologías. Como isótopos de contraste se utilizan el Gadolinio 153 además del Yodo 131 de contraste. El Bario es utilizado en el contraste de radiografías gastrointestinales. La tomografía Axial Computarizada (TAC) realiza múltiples tomas en distintos planos o ángulos mediante rayos X. Los tejidos, de acuerdo con su composición y estructura pueden ser menos densos (claros) o más densos, (que se observan más oscuros). Se explora en dos dimensiones en diferentes cortes. Esta metodología resulta de mucha utilidad ya que permite una visualización en diferentes capas, pudiéndose observar un elemento desde distintos ángulos o planos. La Tomografía por Emisión de Positrones (PET) utiliza radio trazadores (fármacos ra- diactivos) que emiten positrones (antipartícula de los electrones, que poseen carga positiva, e+) los cuales son captados por una cámara especial que permite observar pequeñas alteraciones a nivel de tejidos. Por otra parte, tienen la característica de informar la actividad metabólica de las células. Cuando se utiliza fluoro-desoxi-glu- Introducción a la Bioquímica - 47 - cosa como marcador, se puede determinar el consumo celular de glucosa. Un con- sumo elevado, indica alta actividad metabólica, lo cual es característico de los tejidos neoplásicos. El PET-TAC es una prueba que combina ambas técnicas, que mediante un programa informático genera imágenes en tres dimensiones. No sólo es útil en enfermedades tumorales, sino también neurológicas como Alzheimer, Parkinson, Esclerosis, etc. Centellografía: Es una técnica para diagnosticar, y seguir la evolución de un proceso, en algunos órganos como tiroides, pulmón o huesos. (gammagrafía ósea) Necesita de la inyección o absorción de radionúclidos como el Tc99 o el Iodo 131. Un lector de radiaciones establece el lugar de acumulación de las emisiones gamma y una compu- tadora construye la imagen. Cuando las emisiones que se detectan son radiaciones gamma, se encuadran en la técnica de Cámara Gamma. Radiotrazadores: Diversos radiofármacos son usados para diagnóstico o estudio de vías metabólicas y mecanismos de acción, en diferentes órganos y sistemas (Tiroides, Hígado, Circulación sanguínea, etc.). Los rayos gamma emitidos por el Cobalto 60, Co60, son utilizados para el tratamiento de diferentes tumores. Otros elementos radiactivos como el Iodo125 o el P31 que son utilizados como marca- dores metabólicos para establecer mecanismos moleculares, determinación de vole- mia o para la realización de Radio inmuno análisis, que permiten la detección cuali- cuantitativa de enzimas, proteínas, agentes patógenos, etc. La correlación con otros procedimientos de imágenes, contribuyen a perfeccionar el diagnóstico. El Cromo 51, el Selenio 75, el Gadolinio 153, el Iridio 192, el tecnecio 99 o el tritio 1H3, entre otros, cumplen diversas aplicaciones de utilidad médica. La radiocirugía y la cirugía láser constituyen otros campos de intervención funda- mentados en las radiaciones y elementos radiactivos. El láser es muy usado en cirugía y microcirugía: Este un haz de luz estimulado por radiaciones. Radio Isótopo Símbolo Radiación Aplicación Tritio 1H3 Trazador Bioquímico Sodio-24 11Na24 Determinación Circulación Fósforo-32 15P32 Terapia contra Leucemia Cobalto-60 27Co60 Terapia contra Cáncer Arsénico-74 33As74 + Loc Tumores Cerebrales Tecnecio-99 43Tc99 Escaneado de Cerebro Iodo-131 53I131 Terapia Tiroidea. Contraste Gadolinio- 153 64Gd153 Osteoporosis - Contraste Tomado de Chemistry by McMurry et al. 6ª Ed. Luis E. Simes - 48 - Rayos X Radiografía Tórax Tomografía Cerebro PET Cerebro En las radiografías y tomografías se distinguen cuatro niveles de radio-opacidad/densi- dad: El color blanco se corresponde con estructuras radio-opacas, es decir mas densas, como huesos, prótesis, cálculos o líquidos de contraste. El gris claro se originaen el tejido graso, el gris mas oscuro posee menos opacidad (órga- nos) y las impresiones mas oscuras de la placa (totalmente impresionada por la radia- ción) , corresponde a la menor densidad (aire). Las cinco densidades: Aire Grasa Agua Calcio Metal Detecte las diferentes densidades en las dos placas patológicas de abajo. Neumonía Edema Pulmonar www.fesemi.org/images/galeria/radiologia NOVEDADES EN TRATAMIENTOS ANTITUMORALES: PROTON TERAPIA Las técnicas de diagnóstico por imágenes o de tratamiento antitumorales (radio- terapia) utilizan, como se viera, desde rayos X hasta ondas de radio, de sonido, partículas radiactivas, etc) . Estas acciones se basan en las interacciones de las ondas o partículas que se disparan desde diferentes equipos hacia el cuerpo en estudio o tratamiento. La radioactividad y las ondas electromagnéticas asociadas a partículas, ejercen su efecto al interaccionar con el tejido blanco. Una nueva técnica para el tratamiento de tumores, de reciente introducción en el campo médico se denomina “Proton-terapia”. La misma ha demostrado efectividad en la destrucción de tejidos tumorales. Mientras el tratamiento con Cobalto 60 utiliza radiaciones http://www.elportaldelasalud.com/wp-content/uploads/2014/02/image007.jpg http://www.elportaldelasalud.com/wp-content/uploads/2014/02/image009.jpg Introducción a la Bioquímica - 49 - beta (positrones o electrones) y la Resonancia Magnética Nuclear se basa en la in- teracciones de ondas de radio con núcleos atómicos( protones y neutrones), la protón terapia se basa en la emisión de protones (partículas nucleares positivas) desde ciclotrones (aceleradores de partículas). Mientras las radiaciones alfa tienen una masa de 4 UMA (dos protones y dos neutrones) , esta terapia con Protones emite partículas de Masa 1, con alta potencia, velocidad y poder de penetración, por lo que obtiene mayor efectividad. La protón terapia origina una energía mas focalizada, mejor direccionada y menos invasivos que los haces de rayos X. La corriente de protones ataca células cancerígenas en órganos específicos que no se expanden a diferencia de los haces de rayos X, y por ello tienen menos efectos adversos al no atacar tejidos sanos vecinos. La protón-terapia, se utiliza como terapia combinada con cirugías, radioterapia y otros métodos antitumorales. Lo novedoso de esta tecnología ,al ser una terapia relativamente nueva, es de última generación en tratamientos oncológicos , por ahora disponible en pocos centros de investigación y tratamiento. Luis E. Simes - 50 - - 51 - 3 CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Los elementos químicos. Clasificación Electronegatividad. Bioelementos. Característi- cas de Metales, no metales, metaloides y gases nobles. Funciones metabólicas y médi- cas. Iones. Ionograma. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS40 Los elementos naturales se clasifican según sus propiedades, en cuatro gru- pos principales: A. Hidrógeno (H). Es un gas liviano, no inflamable. B. Metales. C. No metales. a. Genéricos: O, C, N, Cl, F, S, P, Br. b. Metaloides y anfóteros: B, Si, Ge, As, Sb, Te, At. D. Gases nobles o inertes: Grupo VIII A (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn). METALES Los metales se caracterizan por ser sólidos (excepto el mercurio, que en es- tado natural es líquido), tener propiedades ferromagnéticas, ser electroposi- tivos y tener brillo metálico, siendo buenos conductores del calor y la elec- tricidad. Se encuentran a la izquierda y centro de la tabla periódica y poseen bajo número de oxidación. Esto obedece a que en su último nivel electrónico tienen en general menos de cuatro electrones. Ej. Ca (II), Fe (II y III), K (I), Cu (I y II). Etc. 40 Una descripción sintética de los diferentes grupos se encuentran en el reseñada en el anexo 2g. Luis E. Simes - 52 - NO METALES Se caracterizan por carecer de brillo metálico, (excepto el Yodo que si lo po- see), son en su mayoría gaseosos a temperatura ambiente (una excepción la constituye el Bromo, que es líquido, por acción de las fuerzas de London), y son electronegativos. A diferencia de los elementos metálicos, son malos conductores del calor y de la electricidad, y su número de oxidación es elevado. Se encuentran a la derecha de la tabla periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17, colocados en orden creciente de número atómico, siendo tan sólo el 20% del total de los elementos. METALOIDES Los elementos anfóteros, o metaloides, conforman un conjunto en contacto con la escalera de separación de metales y no metales en la tabla periódica que comparte propiedades de ambos. Esto obedece a que son elementos que pueden variar mucho el número de electrones de su último nivel. Cuando poseen pocos, se asemejan a metales y si el número de electrones es elevado, tendrán características no metálicas. En general, es correcto afirmar que a bajo valor de valencia las propiedades del elemento serán metálicas (generan óxidos), y a valencia alta se comportarán como no metales (generan anhídri- dos). Ejemplos: Mn (II) → Metálico Mn (VII) → No metálico Cr (III) → Metálico Cr (VI) → No metálico GASES NOBLES O INERTES Son elementos que no tienen tendencia a combinarse, ya que poseen energía mínima, porque su último nivel está completo. En el cuadro siguiente, se sintetizan las principales propiedades comparati- vas de metales y no metales: Introducción a la Bioquímica - 53 - Característica Metales No Metales Estado físico Sólidos Gases(*) Conductividad Calórica Buena. Mala. Conductividad Eléctrica Buena. Mala. Brillo Metálico Si No(**) Punto de Fusión Alto Bajo Moléculas, en general Monoatómicas. Poliatómicas. Electronegatividad Baja Elevada Energía de Ionización Baja Alta Afinidad electrónica Alta Baja Iones que forman Cationes Aniones (*) Excepto el Bromo que es líquido y el Iodo , sólido; (**) Excepto el iodo que posee brillo. CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS ATOMICIDAD Los elementos químicos tienden a organizarse bajo diferentes agrupaciones atómicas, según sus caracterís- ticas. Así, los átomos de metales y gases nobles tienden a estar aislados (moléculas formadas por un átomo); en el caso de los gases (excepto los nobles) resulta común la forma biatómica, y por el lado del car- bono41 tiende a formar cadenas, ciclos y esferas42. Según la atomicidad que observen, las moléculas integran: Sustancias Simples Están conformadas por el mismo tipo de átomos. • Monoatómicas: tienen atomicidad 1, son los metales y los gases nobles (K, Na, Cu, Ne, etc.); • Biatómicas: tienen atomicidad 2, es decir dos átomos del mismo elemento conformando la molécula son los gases simples (H2, O2, Cl2, N2, etc.); • Triatómicas: O3; (Ozono, variante alotrópica del oxígeno) 41 . El Silicio y el Arsénico presentan la misma tendencia, de manera muy atenuada. 42 . Fullerenos. Luis E. Simes - 54 - • Tetra atómicas: P4; (Fósforo) P4 ; (Fósforo) • Hexa atómicas: S6, (Azufre) etc. Sustancias Compuestas Son estructuras o partículas que enlazan mediante interacciones químicas, átomos distintos. Corresponden a las sustancias puras compuestas. Pueden ser biatómicas, triatómicas, tetra atómicas, etc. Se forman por combinación química. (NaCl, H2O, NH3, H2SO4). H2O ; (AGUA) Como dijimos antes, los elementos pueden estar aislados, o en su mayoría combinarse, para buscar la situación termodinámica más favorable, es decir, la máxima entropía del sistema. La valencia es la capacidad de combinación que tiene un elemento frente a otros, y que está representada por números enteros y pequeños. ORDENAMIENTO DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS PROPIEDADES PERIÓDICAS La tabla periódica está dispuestade manera en que los elementos aumentan correlativamente su número atómico. Cada fila de la tabla se denomina período y corresponde en los elementos representativos a la cantidad de niveles del átomo de esa fila. En cambio, los elementos de un grupo se ubican en una columna, la cual se denomina grupo o familia. Los elementos naturales son 9243 (hasta el Uranio). Del Neptunio en adelante son considerados elementos transuránidos). Durante mucho tiempo el límite obtenido había sido el 103. Luego se desarrollo una segunda etapa muy pro- ductiva. La figura muestra los últimos que han sido considerados por IUPAC 43 Aunque el Tecnecio Tc no se encontró en la naturaleza. Es sintetizado a partir del Molibdeno. Introducción a la Bioquímica - 55 - 2017 Al observar una columna de la tabla periódica, se verifica que el elemento siguiente dentro de la misma columna tiene un nivel energético más. Esto es indicativo de que, al descender en el grupo, el átomo aumenta su tamaño, pues agregó un nivel. En razón de que la carga eléctrica de los protones y de los electrones poseen la misma intensidad, aunque con cargas opuestas. La fuerza de atracción entre dos cargas opuestas está determinada directamente por la fuerza de las cargas e inversamente por las distancias (al cuadrado d2 (entre ellas). (Ley de Coulomb). La atracción entre las cargas eléctricas sólo estará determinada por la in- versa de la distancia entre el núcleo y la nube exterior al cuadrado, ya que las cargas, aunque son de cargas contrarias, poseen el mismo valor. Algunas características derivadas de la estructura electrónica, y del tamaño atómico (Radio atómico y radio iónico)44 son: • Energía de ionización: Es la mínima energía ()que debe recibir un átomo gaseoso para liberar un electrón y originar un catión. M + M+ + e- • Afinidad electrónica: Es la energía que entrega un átomo neutro al recibir un electrón para formar un anión. X + e- X + 44. Distancia en Ångstrom entre el núcleo y la nube externa del átomo (o del ión). Luis E. Simes - 56 - Característica Energía de Ioniza- ción Afinidad Electrónica Tendencia electrónica Forma Metal Ceder C+ NO metal Recibir A- Como se observa en el cuadro anterior, es mucho más fácil que un metal entregue un electrón (Baja Energía de Ionización) mientras que para un no metal es favorable recibir electrones ( Además, se observa que en el mismo periodo los elementos disminuyen su radio, ya que tienen el mismo número de niveles, pero poseen más carga central positiva (protones) por lo cual atrae al mismo nivel electrónico con mayor intensidad, lo que produce la disminu- ción de su radio. Característica Elemento Energía de Ionización* Afinidad Electrónica* Metálica Sodio 496 (-) 53 NO metálica Cloro 1251 (-) 349 *KJoul/mol Entonces en la tabla se observará que la electronegatividad aumenta de iz- quierda a derecha en el período, y de abajo hacia arriba en el grupo. Figura 7 Introducción a la Bioquímica - 57 - Síntesis: Cuanto más chico sea el átomo de un elemento, más electronegativo será ya que el núcleo tendrá mayor atracción sobre las nubes electrónicas. Por esto se predice que el Francio será el menos electronegativo y el Flúor el más electronegativo de todos los elementos. Elemento Flúor Berilio Iodo Rubidio Imagen Radio atómico(Å)45 0,49 1,12 1,40 2,38 Nº de Niveles 2 2 5 5 Nº de Protones 9 4 53 37 Carácter Metálico NM M NM M Electronegatividad 4,0 1,5 2,4 0,8 El Iodo y el Rubidio (5 niveles electrónicos) son mayores que el Flúor y el Berilio (2 niveles electrónicos). Por ello el Flúor es más electronegativo que el Iodo. A su vez el Iodo es más electronegativo que el Rubidio, ya que, si bien ambos tienen 5 niveles electrónicos, el iodo tiene más protones, lo que atrae más a la nube y la hace de menor tamaño. Estos conceptos teóricos tienen variaciones sobre cada caso particular, por excepciones como las que pueden producir el apantallamiento de las nubes electrónicas intermedias u otras condiciones estructurales o energéticas. Los elementos de la izquierda de la tabla son metálicos (tienen más tendencia a liberar electrones), en cambio a la derecha son mayoritariamente atracto- res de electrones. Estas condiciones observan relación con el carácter metálico y no metálico de los elementos. Cuando el átomo o ion posee varios niveles electrónicos, se agrega, en estos casos, el efecto pantalla que pueden ejercer los orbitales más bajos, eclip- sando las interacciones. 45. Å: la letra Sueca Ångstrom equivale a 10-8 cm. Luis E. Simes - 58 - ANIÓN DE E (E-) ELEMENTO E (Eº) CATIÓN DE E (E+) Además, como se observará, la diferencia de electronegatividades entre ele- mentos que se combinan será determinante del tipo de enlace y de la forma de la molécula. IONIZACIÓN Así como en el capítulo anterior se mencionara que la diferencia entre A y Z establece al número de Neutrones, se aquí se verifica que la diferencia entre el número de protones P (+) y el de electrones (e-) determina la carga (q) del átomo. Como los elementos que integran la tabla periódica son neutros, el número de electrones debe ser necesariamente igual al número de protones. Ahora bien, cuando un elemento pierde su neutralidad es porque se ha mo- dificado su número de electrones: son denominados IONES. Un ion es un átomo o molécula que presenta carga eléctrica, tanto positiva como negativa. Es así que se denomina Catión a un ion con carga eléctrica positiva (C+), y Anión a un ion con carga eléctrica negativa, (A-), Al proceso de ganar o perder electrones respecto al átomo o molécula neutros iniciales se lo denomina ionización. Comparativamente entre un átomo y su ion se observan las siguientes situa- ciones: • Cuando un átomo neutro pierde un electrón para transformarse en ca- tión su tamaño disminuye. • Si el átomo neutro gana un electrón para transformarse en anión, su tamaño aumenta. c) Nótese la modificación del tamaño del radio del átomo cuando se trans- forma en ión disminuye en los cationes y aumenta en los aniones. Introducción a la Bioquímica - 59 - Los elementos con baja energía de ionización forman cationes, mientras que aquellos átomos neutros que poseen alta afinidad electrónica formarán anio- nes. Los iones tienen gran facilidad para disolverse en agua. Son llamados elec- trolitos. Cuando un ion se disuelve en agua el proceso se llama solvatación. tienen acciones biológicas importantísimas siendo fundamentales para el mantenimiento funcional de la célula. Como en los sistemas biológicos el solvente preponderante es el agua, los iones, al poseer carga eléctrica, en- cuentran un medio muy adecuado para desarrollar su actividad química, estableciendo interacciones ion-dipolo. Intervienen en reacciones de óxido re- ducción, del medio interno y del estado ácido base, de contractilidad mus- cular y de conducción nerviosa y en intercambios transmembrana entre otras numerosas funciones, el mantenimiento de la presión coloido-osmó- tica. Una sustancia soluble en agua, hipotéticamente denominada AC que pueda desdoblarse en iones, mostrará un comportamiento como el que se muestra a continuación: AC(Aq) A- + C+ Los cationes preponderantes son: Na+, K+; Ca++ y Mg++ de los cuales el Sodio46 y el Calcio son extracelulares, mientras que el Potasio47 y el Magnesio son mayoritariamente intracelulares. Esas diferencias de concentración se lo- gran a costa de un importante gasto de energía. Estos gradientes posibilitan la contractilidad celulary el envío de mensajes en músculos y nervios al producirse intercambio de iones a través de las membranas celulares. BIOELEMENTOS Los bioelementos son aquellos elementos que cumplen funciones trascen- dentes en los sistemas biológicos. En algunos casos son tratados por la Quí- mica Bioinorgánica48. La química orgánica abarca un extraordinario número de compuestos en ra- zón de las particulares propiedades del átomo de carbono, entre ellas la ca- pacidad de unirse consigo mismo y de conformar ángulos originados en su disposición tetraédrica (4 enlaces distribuidos en el espacio con ángulos de 46. 140 mEq/l (Extracelular) 47. 155 mEq/l (Intracelular) 48. Como mezcla de la bioquímica y la química inorgánica, la química bioinorgánica es importante en el estudio de la implicación de proteínas transportadoras de metales, unión al sustrato y activación, química de la transferencia de átomos y grupos funcionales, así como las propiedades de los metales en la química biológica. Luis E. Simes - 60 - 109º28’). Esto le posibilita originar múltiples configuraciones en tres dimen- siones de gran variabilidad, y con ello conformar millones de compuestos diferentes, tanto naturales como artificiales. A pesar de tan enorme diversidad de compuestos orgánicos y biológicos, son muy pocos los elementos de la tabla periódica que entran en su composición. De los más de 120 elementos reconocidos, alcanzan sólo un 20% aquellos presentes en el mundo biológico. A estos elementos, que en general se en- cuentran en concentraciones mayores que las que poseen en el ambiente, se los denomina organogénicos, bioinorgánicos y más usualmente bioelementos. En cambio, los que están en muy baja concentración son denominados ele- mentos traza u oligo-elementos. Carbono: es el componente esencial de la química orgánica, en virtud de su característica capacidad de unión con otros átomos del mismo tipo. Esto le permite formar pequeñas o enormes cadenas, ciclos, esferas, mallas o cilin- dros en muy variadas distribuciones, lo que genera una combinatoria con enorme número de moléculas y polímeros49. En conjunto con el Carbono, el Hidrógeno es esencial para formar hidrocar- buros (compuestos secundarios) y el Oxígeno se incorpora a ellos para for- mar compuestos ternarios como los alcoholes, cetonas, ácidos orgánicos, glúcidos y muchas grasas y metabolitos intermediarios. Un cuarto elemento que integra este grupo es el Nitrógeno, necesario para constituir sustancias cuaternarias: compuestos nitrogenados, como proteí- nas y ácidos nucleicos. Estos requieren además de la presencia de Azufre y Fósforo respectivamente. El Azufre, se encuentra en tres aminoácidos constitutivos de gran cantidad de proteínas, mientas que el Fósforo integra la estructura de los ácidos nu- cleicos y otros compuestos de alta energía. Estos seis elementos, C, H, O, N, P y S se agrupan bajo la denominación de Bioelementos Primarios. Otros elementos fundamentales a la hora de conformar sustancias orgáni- cas, o con funciones biológicas son: Cloro, Sodio, Potasio, Calcio y Magnesio, los que se encuentran en forma iónica disueltos en líquidos corporales (electrolitos), y que son clasificados como bioelementos secundarios. En este grupo también suelen incluirse el Iodo y el Hierro por sus importantes funciones orgánicas. Otros átomos que resultan esenciales para el funcionamiento de los sistemas biológicos, caracterizados por encontrarse en muy baja concentración (tam- bién denominados elementos traza), son los Oligoelementos. Entre ellos se 49. Poli=muchos. Mero=partes. Grandes moléculas formadas por la repetición de una estructura unitaria denomina- das polímeros. Introducción a la Bioquímica - 61 - distinguen los metales de transición Manganeso, Molibdeno, Cinc, Selenio, Vanadio y Cromo. Éstos cumplen importantes funciones actuando como coenzimas, vitaminas y antioxidantes. En general, todos los bioelementos poseen bajo peso molecular ya que en principio los elementos de mayor nú- mero atómico (Plomo, Mercurio) pueden causar enfermedades por alteración de algunas vías metabólicas. MEDICINA Los Bioelementos secundarios juegan roles esenciales en el funcionamiento biológico de los seres humanos, como en el metabolismo hídrico, estructural, funcional y eléctrico. SODIO: (Na+) Natrium Natremia (Sodio en sangre) y Natriuria (Sodio en orina). El Na+ es el catión extracelular más abundante resultando preponderante en el equilibrio osmótico y en la determinación del volumen extracelular (LEC). Participa en la bomba sodio–potasio y es excretable por vía renal. También se pierde insensiblemente por respiración y transpiración, como así también por vómitos y diarreas. Una importante cantidad se encuentra fijo en el sis- tema óseo. El resto se denomina sodio intercambiable. Se reabsorbe en el sistema tubular renal50. El sodio, cuando es necesario mantener el pH se recambia con H+ . A nivel renal existe un antagonismo con K+. Esto implica que el aumento de uno de ellos, produce la disminución del otro. VALORES DE REFERENCIA EN SANGRE: 135 a 145 mEq/l. Hipernatremia: Corresponde a una elevación de la cantidad relativa de sodio, que en muchos casos está asociada a una pérdida de agua (mayor excreción que ingesta), por sed, pérdida osmótica de agua( Glucosuria, hiperprotei- nemia, insuficiencia renal, etc.) Hiponatremia: Generalmente se debe a un disbalance con el agua Baja in- gesta de sodio, retención intersticial por edemas [ Cirrosis, insuficiencia car- díaca). Puede observarse pérdida de sodio por vómitos o fístulas. POTASIO (K+). Kalemia (Potasio en sangre) y Kaliuria (Potasio en orina). 50 La excreción de sodio está regulada por la hormona suprarrenal Aldosterona y por el Péptido Natriurético Atrial. Luis E. Simes - 62 - Es un catión eminentemente intracelular (40:1) que juega un importante rol en la conducción nerviosa y cardíaca. Es significativo el intercambio que se produce entre K+ y H+ a los fines de mantener la electroneutralidad y el valor del pH del medio, por lo que es común su variación en los trastornos ácido base. La bomba Sodio/Potasio en las membranas celulares, se encarga de mantener el gradiente entre ambos cationes: Líquido extracelular (LEC) con preponderancia de sodio y liquido intracelular (LIC) preponderante en pota- sio. El potasio posee actividades farmacológica y metabólica como la síntesis de glucógeno, la disminución de la presión arterial y el incremento de la den- sidad ósea. VALORES DE REFERENCIA: Kalemia 3,5 a 5 mEq/l. La hiperkalemia es un trastorno electrolítico grave. Generalmente se produce por situaciones que liberan K+ al lecho vascular, como la acidosis, la hiper- glucemia, la hipoinsulinemia, la hemólisis intravascular, o la excesiva ingesta del catión. Si no se produce un descenso, se debe sospechar insuficiencia renal por oliguria. Se manifiesta con debilidad muscular y parestesia, toxi- cidad cardíaca que se evidencia en el Electrocardiograma (ECG), produ- ciendo modificaciones leves al comienzo del cuadro, o hasta el extremo de una fibrilación ventricular y paro en diástole. La hipokalemia se produce por falta de ingesta o pérdida de potasio (diarrea, sudoración, diuréticos), o un aumento de su ingreso al compartimento in- tracelular (insulina, alcalosis). La insulina estimula la disminución de la ka- lemia. Se manifiesta clínicamente por parálisis, hipoventilación o íleo para- lítico. Produce parada cardíaca en sístole. CALCIO (Ca++). Fracción iónica El calcio se encuentra bajo la forma de Ca++ divalente siendo el catión más abundante del organismo, ubicado prioritariamente en el sistema óseo (99% del calcio corporal. Es por ello que el calcio del organismo se divide en las fracciones estable (integrando el fosfato de calcio óseo) y dinámica. El equilibrio del calcio está regulado por la Vitamina D3 (1,25-Dehidrocole- calciferol),la Parathormona, la calcitonina, y la concentración de Fosfato y Magnesio. El calcio movilizable responde a las demandas orgánicas, y se divide en tres fracciones: a) libre o iónico, en casi un 50% b) unido a albúmina, su carrier Introducción a la Bioquímica - 63 - principal, algo menor a la anterior, y c) en una parte muy minoritaria, for- mando complejos por unión a otros aniones (Bicarbonato, lactato, cloruro, quelatos, etc). Participa de los procesos de coagulación (Factor IV), en la ex- citabilidad de membranas y en la transmisión de impulsos nerviosos y con- tracción muscular. El Calcio fijo conforma la estructura de huesos y dientes En síntesis, el calcio se encuentra regulado principalmente por: a) la ParatoHormona (PTH), producida en paratiroides que induce la ele- vación del calcio circulante, por desmineralización ósea y por incre- mento de la retención renal. b) La Vitamina D, cuya síntesis es estimulada por la radiación solar y también por la PTH. Juega un papel esencial en la homeostasis del Calcio, el Fosfato y el Magnesio. c) La Calcitonina, producida por las tiroides es hipocalcemiante, aunque de mucha menor influencia que la PTH. VALORES DE REFERENCIA: Calcio Iónico: 2,2 a 2,6 mM. Calcio Total: 8,8 a 10,8 mg/dl. Hipercalcemia: se observa en alteraciones hormonales, neoplásicas y entero- gástricas, arritmias, letargo o depresión. Un valor muy elevado (mayor de 14 mg/dl) puede producir coma y paro cardíaco. Hipocalcemia: Bajos niveles de Ca++ ocasionan la disminución de la densidad ósea, predisponiendo a la adquisición de osteoporosis (Baja mineralización y fragilidad). Clínicamente se observan hormigueos, tetania, cataratas y cam- bios en el ECG. Un valor muy disminuido (Menor a 6 mg/dl) puede producir tetania. OSTEOPOROSIS: Es una patología ósea de alta prevalencia en las personas mayores de 60 años, con una relación femenino/masculino de 5 a 1, que incrementa la morbi-mortalidad en personas mayores. El hueso está integrado por dos partes fundamentalmente. Una es la tra- becular o espongiforme, conformada por Calcio y Fósforo, asociados en la estructura mineral de Hidroxiapatita [Ca10 (PO4)6 (OH)2] que le confiere al hueso su dureza. También posee cantidades importantes de sales de Sodio y Magnesio. La otra estructura ósea es la formada por colágeno, que cons- tituye el hueso compacto, con mayor flexibilidad y resistencia a la rotura. Luis E. Simes - 64 - La histopatología muestra una disminución en la densidad ósea, que, aun- que mantiene su matriz, ésta se ve debilitada y las áreas óseas corticales se adelgazan y las trabéculas se acortan, produciendo mayor fragilidad. En el humano, la masa ósea se incrementa en general hasta la tercer dé- cada, pero al superar los cuarenta años, comienza a declinar constituyendo un cuadro sin mayores consecuencias, denominado osteopenia. El incre- mento de la resorción ósea disminuye el número de trabéculas, lo que au- menta la debilidad ósea; esto se observa mas intensamente en la mujer post menopáusica. Esta disminución de la calidad ósea, expone a la per- sona a mayor riesgo de quebraduras. Es importante el control de la salud ósea mediante densitometría, ya que no existe un tratamiento específico para la cura y por lo cual la prevención resulta esencial. Esta patología tiene elevada prevalencia en la población adulta, siendo altamente reco- mendable el seguimiento y prevención de accidentes. La ingesta de Calcio y vitamina D pueden colaborar en la prevención, considerando además que hay ensayos que mostrarían que el consumo de Fluoruro de Sodio (NaF) sería beneficioso, ya que el flúor reemplaza a los hidroxilos de la hidro- xiapatita, convirtiéndola en flúor-apatita, de mayor resistencia.La osteopo- rosis puede ser secundaria a otras patologías como el hipertiroidismo, el incremento de cortisol, o el consumo de fármacos, alcohol y tabaco. Esta patología no se debe confundir con la osteomalacia, la que se origina en problemas de mineralización del hueso. Cuando este fenómeno se da en niños se denomina raquitismo. FOSFORO (Buffer H2PO4-/HPO4=). /Fosfato di ácido/fosfato mono ácido. El Fósforo es esencial en el mantenimiento del equilibrio óseo. Es un activa- dor de vías metabólicas y principal aportante de energía celular bajo la forma de Adenosín Tri Fosfato (ATP). Con el desplazamiento de fósforo entre molé- culas se verifica un cambio de energía metabólica entre ellas. Las enzimas que incorporan fósforo se denominan kinasas y las encargadas de removerlo, fosfatasas. El fósforo es un elemento esencial para el metabo- lismo en la producción de energía. Integra ácidos nucleicos y cumple una importante función buffer. Dentro de la célula se une a proteínas y glúcidos. En el hueso, está en equilibrio con calcio, formando fosfato de calcio (Hidro- xiApatita), y al igual que éste se moviliza según sean los aportes exógenos de Calcio, y de la regulación renal. Existe una relación inversa entre los ni- veles de calcio y fosfato. El fósforo también es sensible a la paratohormona, la cual induce una hipo calciuria y una hiperfosfaturia , lo cual lleva a un aumento de Calcio y disminución de fosfato plasmáticos). Introducción a la Bioquímica - 65 - VALORES DE REFERENCIA: 0,80 a 1,40 mM (miliMOL por litro) Hiperfosfatemia: Su incremento puede producir depósitos de fosfato de calcio en tejidos blandos. Un defecto en la excreción renal puede aumentar su con- centración en el organismo. Otra causa, es la disminución de paratohor- mona, PTH, que lleva a un descenso del calcio. Hipofosfatemia: Altera el sistema muscular y con ello surge el riesgo de un anormal funcionamiento de los músculos respiratorios. Sus causas pueden ser la desnutrición, el efecto de la insulina o un hiperparatiroidismo que incrementa la concentración de calcio, déficit de la reabsorción renal o alca- losis. MAGNESIO (Mg++). Después del potasio es el catión intracelular más importante, aunque mas de la mitad de su masa se encuentre en el sistema óseo. El Mg++ participa en un gran número de reacciones celulares. Participa en procesos energéticos relacionados con los fosfatos. Sus alteraciones son raras y suelen estar acompañando los déficits en los niveles de calcio o potasio, asociados a alte- raciones renales u hormonales. VALORES DE REFERENCIA: 0,7 a 1 mM (miliMOL por litro) Alteraciones del Magnesio: En la insuficiencia renal puede retenerse magne- sio produciendo su aumento, mientras que su déficit está ocasionado por factores dietéticos, absortivos, terapéuticos u osmolares, como los produci- dos por la hiperglucemia o la hipocalcemia. HIERRO (Fe++) Catión bivalente fundamental en la constitución del grupo hemo, compo- nente fundamental de la Hemoglobina, la Mioglobina y otras proteínas. Las alteraciones hereditarias del grupo hemo originan un grupo de enfermedades denominadas porfirias, de diferentes mecanismos y gravedad. El hierro se absorbe en su forma divalente para forma el grupo hemo. Hay casos en los que el hierro se oxida a Fe+++ (alteraciones hereditarias o adqui- ridas) y forma una hemoglobina alterada (Metahemoglobina) que produce déficit de oxigenación de los tejidos (hipoxia tisular), dando un aspecto cia- nótico (facies azuladas) en el paciente. Los niveles de hierro son esenciales para la adecuada síntesis de Hemoglo- bina. Cuando los niveles disminuyen, se originan anemias ferropénicas. El caso contrario, origina una patología denominada hemocromatosis, que puede ser hereditaria o adquirida y produce depósitos de hierro deletéreos en ciertos órganos. Luis E. Simes - 66 - El hierro es transportado por una proteína específica, la apotransferrina, a la cual satura en un cierto porcentaje, constituyendo un complejo llamado transferrina. Los valores de referencia son muy variables, por lo que deben ser estudiados conforme a cada región y grupo etario. Se especifican acontinuación valores promedio de diferentes estudios: VALORES DE REFERENCIA: Mujeres: 10 y 32 𝜇M (Micromoles/l.) Hombres: 12 a 35 𝜇M (Micromoles/l.) Ferritina: es una proteína con variabilidades estructurales, encargada de al- macenar hierro, por lo cual su medición es un indicador variable del estado de los depósitos de hierro en el organismo. Es una fracción móvil. Su forma esférica interacciona con el medio hidrosoluble hacia afuera y alberga en su núcleo sales de hierro. Cuando libera al hierro se denomina apoferritina. Cuando se agrupan moléculas de ferritina originan una estructura mayor denominada hemosiderina, que actúa como depósito insoluble. Ferritina: 15 - 300 g/l IODO: Es un halógeno esencial para el funcionamiento de las glándulas tiroides, que sintetizan hormonas iodadas. La elevación de Tri–Iodo-Tironina (T3) lleva al hipertiroidismo, Tiroiditis, etc. Por contraposición, la disminución produ- cirá cuadro de Bocio hipotiroideo. Durante muchos años existió Bocio endé- mico en zonas con suelos pobres en iodo, como el oeste argentino. Esta en- demia se corrigió cuando por ley se comenzó a agregar Iodo a la sal de mesa. OLIGO ELEMENTOS: Manganeso, Cobalto, Vanadio, Cobre, Zinc. Intervienen en numerosas vías anabólicas. Tienen en general acción antioxidante frente a los radicales li- bres. Forman parte de ciertas moléculas como vitaminas, cofactores enzimá- ticos e interaccionan con ácidos nucleicos (dedos de zinc). RADICALES QUÍMICOS En las prácticas médica y de laboratorio frecuentemente se encontrarán sustancias derivadas de ácidos. En general un ácido puede sufrir una reduc- ción, una aminación, una neutralización, etc. Si en alguno de estos procesos, el ácido pierde uno o más átomos de hidrógeno, dicho ácido se transforma en radical, y adquiere cargas eléctricas, posibilitando su interacción con otras sustancias cargadas para formar sales. Se enumeran a continuación algunos radicales de importancia electrolítica, y su ácido de origen: Introducción a la Bioquímica - 67 - Ácido Radical Valen- cia(*) Función Carbónico H2CO3 Bicarbonato HCO3- -1 Importante anión extracelular Clorhídrico HCl Cloruro Cl- -1 Anión extracelular mas abundante Carbónico H2CO3 Carbonato CO3= -2 Componente mineral óseo Ácido Fosfórico H3PO3 Fosfato Di ácido H2PO3 - -1 Función Buffer Ácido Fosfórico H3PO3 Fosfato Mono ácido HPO3 = -1 Función Buffer (*) La valencia del Radical corresponde al número de Hidrógenos que perdió el ácido de origen, y que se evidencia en el número de cargas IONOGRAMA, UN ANÁLISIS IMPORTANTE QUE INTEGRA EL PEDIDO DE RUTINA El Laboratorio de Análisis Clínicos integra la estructura del equipo de sa- lud, contribuyendo con el diagnóstico y pronóstico de las enfermedades. Existe una gran cantidad de análisis que el médico puede solicitar en cualquier caso. Sin embargo, se distingue el buen criterio profesional cuando el listado de determinaciones solicitadas se ajusta adecuada- mente al cuadro clínico de su paciente. Existe un conjunto básico y necesario de análisis que el médico solicitará en la gran mayoría de los casos y que en general se denomina RUTINA. El ionograma es un estudio muy importante y de primera línea en ese enfoque clínico inicial, por lo que integra la rutina o perfil ambulatorio, conjuntamente con Hemograma, Eritrosedimentación, Glucemia, Uremia y Orina Completa. Cuando el paciente presenta alteraciones, según el ór- gano o sistema afectado, el médico solicitará los análisis por perfiles (Per- fil hepático, perfil renal, perfil cardíaco, perfil tiroideo, perfil pediátrico, perfil ginecológico, etc). Luis E. Simes - 68 - En conclusión, desde ya consideramos que el ionograma será parte ha- bitual del estudio y del trabajo médico, por lo cual resultará muy útil para el estudiante tenerlo en consideración permanente. El ionograma es una prueba de laboratorio que en general determina los va- lores de los cationes Na+, K+, y los aniones Cl-, y en casos especiales, bicar- bonato (HCO3-). Permite conocer el estado del medio interno y relacionar las implicancias fisiopatológicas de los iones en diversos cuadros clínicos. Como todos los sistemas, el medio interno debe mantener su electroneutra- lidad. Un movimiento transmembrana de iones obliga a la generación de una contracorriente compensatoria. Si se pierde H+ por ejemplo, se producirá un ingreso de igual cantidad de cationes que los H+ perdidos, por ejemplo, Po- tasio, K+. Todas las movilizaciones están orientadas a mantener la electro- neutralidad. La medición habitual de cationes (sodio y potasio) y aniones (cloro y bicar- bonato), evidencia una diferencia que se debe llenar, para mantener el equi- librio eléctrico. Esa diferencia por falta de aniones medibles, se denomina anión GAP. Catión mEq/l Anión mEq/l Sodio 135 - 145 Cloruro 95 - 105 Potasio 3,5 – 5 Bicarbonato 21- 28 Introducción a la Bioquímica - 69 - ARSENICISMO- HACRE El Arsénico: ( 33 As 75 ) es un metaloide (Columna 5, Período 4 de la Tabla de Elementos), de origen natural, que se encuentra presente como un mine- raloide en suelos, agua y como aerosol en el aire, produciendo contaminación ambiental. Su localización en las napas profundas dificulta su eliminación ambiental. El As se deposita en las células cuando es ingerido por vía oral a través de agua o alimentos, como así también por inhalación. En nuestro país pun- tualmente, hay una enfermedad caracterizada en zonas específicas que se denomina HACRE (Hidro Arsenicismo Crónico Regional Endémico) el cual se da principalmente en las provincias de Entre Ríos, Santa Fe, Córdoba, La Pampa y en el norte de la provincia de Buenos Aires. Chaco es otra provincia que ha incorporada a ese grupo. En esas regiones se encuentran zonas de contaminación arsénica. Esto trae como consecuencia que alrededor del 10% de la población argentina presenta exposición al arsénico. Según el IECS51 Argentina en el año 2019 se encontraba entre uno de los 12 países del mundo con más depósito de arsénico en el agua. Concentraciones de más de 10 mcg/l52 se localizan con frecuencia en los depósitos de aguas potable y corriente, pudiendo en ciertos lugares de riesgo llegar a valores de hasta 200 mcg/l. En la llanura chaco-pampeana, el 90% de las muestras obtenidas de pozos de agua superan el valor tolerado, encontrándose determinaciones que van desde los 50 mcg/l hasta mas de los ya mencionados 200 mcg/. El HACRE se clasifica como una intoxicación hídrica por exposición sin color, sin sabor y sin diagnóstico, de alta prevalencia y letalidad, constituyendo una patología que clínicamente puede ser silente al comienzo, pero luego se comienzan a evidenciar signos y síntomas en los pacientes de fase crónica, como alteraciones cutáneas, anemias, enfermedades órgano-específicas. El HACRE es asimismo asociado a procesos oncológicos y a malformaciones congénitas, entre otras consecuencias. La ingestión de elevadas cantidades del metaloide, produce la intoxicación aguda que cursa con nauseas, vómitos, diarrea y cólicos epigástricos con transaminasas hepáticas elevadas. 51 IECS-centro Cochrane Argentina y la unidad de química del centro atómico constituyentes 52 Mcg: milicentigramos = 1 x 10 -6 o una parte por millón (ppm) Luis E. Simes - 70 - Otros metales pesados como el plomo y el mercurio integran un grupo de al menos 10 elementos productores de patologías, tanto por su ingestión aguda como crónica. PORQUE UTILIZAR MILIEQUIVALENTES COMO UNIDADES. Resulta necesario utilizar miliequivalentes, en lugar de moles, para poder expresar la relación de actividades químicas de los aniones con los cationes, manteniendo el equilibrio eléctrico. En los equivalentes, el peso atómico está dividido por la carga, lo que permite visualizar la electroneutralidad. Ej. Un Molde Calcio (Ca++), tiene carga eléctrica positiva (+2) y un mol de Cloruro (Cl-), en consecuencia, aunque se encuentren mol a mol, existe ex- ceso de carga positiva. En cambio, el equivalente requiere dividir el mol por la cantidad de cargas, y esto sí posibilita el equilibrio eléctrico. 1 equivalente de calcio = 1 mol/carga: 1 mol/2. Al dividir por dos queda una sola carga. 1 equivalente de Cloro: 1 mol/ carga = 1 mol/1. Queda con una carga, y así se equilibra directamente con el calcio. 1 mol de Calcio (++) con 1 mol de cloruro (-1) queda carga +1 Desequilibrio eléctrico; en cambio: 1 equivalente de calcio (+1) con un equivalente de cloruro (-1), produce elec- troneutralidad, ya que fue dividido por su valencia (2). Iones Mol Carga Eq (M/ v) Carga Calcio [ Ca++] 1 + 2 [ Ca++] / 2 + 1 Cloro [ Cl -] 1 (-1) [ Cl - ] / 1 (-) 1 Comparación Deseq +2-1= +1 Equilibrio + 0 Introducción a la Bioquímica - 71 - Cuando los iones poseen carga 1, es indistinto usar moles o equivalentes, pero si tienen más cargas se necesita dividir su mol por el número de cargas. Esta acción posibilita evidenciar el equilibrio eléctrico. CONCLUSIÓN: las concentraciones de iones se deben expresar en miliequivalentes para equilibrar las diferencias de cargas y poder así asegurar el informe manteniendo la neutralidad eléctrica del medio. Luis E. Simes - 72 - - 73 - 4 ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES Electrones de valencia. Diferentes tipos de enlaces y tipo de compuestos que forman. Interacciones intermoleculares. Puente hidrógeno. Interacciones, dipolo-dipolo. Fuer- zas de London. ENLACES QUÍMICOS Toda reacción que origine una disminución de energía tenderá a desarro- llarse espontáneamente en el universo. Esto ocurre con los elementos químicos. En general, los átomos enlazados, tienen menor energía que los aislados. Esto motiva una tendencia espontánea a combinarse para formar compues- tos de menor energía. Los enlaces adquieren distintas formas según sean las características de los elementos intervinientes. Los dos modelos más importantes para nuestro enfoque son la formación de enlaces interatómicos. • Iónico o Electrovalente • Covalente no polar o polar Un medio que contribuye a disminuir la energía es que cada miembro que interviene en el enlace pueda completar su último nivel de electrones. Regla del octeto: Todo átomo 53 tiene tendencia a completar su último nivel con ocho electrones, a los efectos de lograr una disminución de energía. 53. Excepto Hidrógeno Helio que lo hacen con dos, por poseer sólo primer nivel (1s2) Luis E. Simes - 74 - Normalmente cuando se forma un enlace, se libera energía, mientras que la ruptura del enlace requiere del aporte de energía. A+B⇌A=B+𝜀 A=B+𝜀 ⇌A+B Excepto el Helio (He), todos los gases nobles, también llamados inertes, son sumamente estables por lo cual no tienen tendencia a combinarse entre sí ni con otros elementos. Cuando se analiza el valor de electronegatividad54 de algunos elementos, se concluye en que los elementos de la izquierda de la tabla periódica poseen carácter metálico, con baja energía de ionización (Ei) (facilidad para entregar un electrón desde su estado neutro) y alta afinidad electrónica, (Ae) es decir poca tendencia a retener cargas negativas. En cambio, los elementos no me- tálicos que se disponen a la derecha de la tabla (alrededor de 20), presentan carácter no metálico, es decir tendencia a atraer electrones (Alta Ei y Baja Ae). De ello se deduce que los metales tienen más tendencia a formar cationes, y los no metales, aniones. ENLACE IÓNICO El enlace Iónico, también llamado Electrovalente, se caracteriza por generar una transferencia de electrones desde el átomo más electropositivo al más electronegativo. El átomo que cede electrones se transforma en positivo (catión) y el que los recibe, en negativo (anión). Dado que los átomos inicialmente son neutros (P+ = e-), al transferirse elec- trones de uno a otro, uno de ellos quedará con carga positiva y el otro ad- quirirá cargas negativas. El número de cargas será el número de electrones transferidos. Al quedar cargados eléctricamente, los átomos se atraerán por diferencia de cargas eléctricas. Para que pueda darse la transferencia de electrones, la diferencia de electro- negatividades entre ambos átomos, según la Escala de Pauling debe ser ma- yor a 1,7. Este comportamiento es posible cuando interaccionan elementos de los gru- pos 1 y 2 con los del 6 y 7 de la tabla periódica, por ejemplo: 54. Escala de Pauling. Son valores comparativos adimensionales. La escala de Mulliken/Jaffé resulta mas abarcativa y se realizó promediando la Ei y la Ae de cada elemento. Introducción a la Bioquímica - 75 - Li; Na; K; Ca; Mg; con F; O; Cl; Br; I; S Figura 8 Este esquema se puede ver más claramente, diagramando los niveles. Figura 9 El sodio y el cloro tienen tres niveles electrónicos (están en el período 3 de la tabla). En el segundo nivel ambos tienen ocho electrones, mientras que en el tercero el sodio tiene 1 y el cloro 7. La figura no está a escala, ya que el ion sodio tiene mayor radio atómico que el anión cloro. Aquí se observa que el sodio pierde un electrón, por lo cual se carga positi- vamente quedando así con 8 electrones en la que es ahora su última capa. Por otra parte, el Cloro recibe ese electrón y se carga negativamente. A su vez, quedó también con 8 electrones en el último nivel. Ambos lograron la menor energía posible por haber completado sus niveles más elevados. De esa forma, con niveles completos y, además, con cargas positiva y negativa, distribuidas, se establece una atracción electrovalente. Esa diferencia de carga eléctrica es la que establece una atracción electros- tática que une al catión Na+ que entregó el electrón con el anión Cl- que lo recibió, produciendo un fenómeno de atracción electrostática. Este tipo de enlaces determina la formación de compuestos muy estables, de tipo inorgánico, que en general muestran las siguientes propiedades: • Alto punto de fusión. • Alto punto de ebullición. • Hidrosolubilidad. Luis E. Simes - 76 - • Buena conductividad de la corriente eléctrica y del calor cuando están disueltos o fundidos. • Sólidos cristalinos. Estas características son propias de los compuestos salinos o inorgánicos. Un ejemplo lo constituye el cloruro de sodio, que cumple con las propiedades mencionadas. ENLACE COVALENTE El enlace covalente se establece cuando la diferencia de electronegatividades de los elementos es menor a 1,7. El enlace covalente será de tipo polar cuando esa diferencia se sitúe en el rango de 0,4 a 1,6. Cuando la diferencia de electronegatividades sea menor a 0,4 el enlace será de tipo covalente apolar o no polar. En síntesis Tipo de Enlace Diferencia de Pauling 𝛥 Situación del electrón Electrovalente Mayor de 1,7 Transferido Covalente Polar Entre 0,4 y 1,7 Par Compartido desplazado Covalente no polar Menor de 0,4 Par Compartido centrado En los enlaces covalentes, no se produce una transferencia de electrones, sino que se comparte un par electrónico, conformado por el aporte de cada uno de los elementos55. Por ejemplo, en el caso de la molécula de yodo (I2), formada por dos átomos de ese elemento, se observa la siguiente distribución. El Yodo (I) posee 7 electrones en el último nivel, en consecuencia, una ma- nera de conseguir formar un octeto es compartiendo 2 electrones, uno “apor- tado” por cada átomo. Lewis representó los electrones con puntos o cruces que rodean a cada elemento. De esta forma queda claro que un doblete de electrones, que forma el enlace está constituido por un electrón proveniente de cada átomo. Al contar los electrones del primer átomo, se observa que éste tiene 7 electrones “propios” (x) y uno del otro átomo (o). 55. Hay casosen los que un mismo elemento aporta al doblete. En este caso el enlace es covalente dativo, donde un átomo es dador y el otro es aceptor. Consulte a su profesor en caso de necesitar profundizar el concepto. Introducción a la Bioquímica - 77 - Figura 10 En el caso del segundo átomo, tiene sus siete propios (representados por las “o”), más el “x” compartido. De esa manera la nube electrónica periférica de cada átomo queda con 8 electrones, cumpliendo así la regla del octeto. Los electrones del “doblete” conforman un orbital “enlazante”. Cada doblete de electrones es un enlace. La estabilidad y fortaleza del enlace covalente está determinada por la dis- minución de energía potencial que experimentan los electrones, al encon- trarse bajo la acción de dos núcleos. Lógicamente, será más intensa en los enlaces dobles y triples. A partir del ejemplo, se sabe que el Iodo tiene 7 electrones en su último nivel, por lo que, al formar un enlace compartido, se completan sus octetos com- partiendo un electrón; el oxígeno tiene 6 electrones, es decir que se necesitan dos electrones, es decir, dos dobletes y en el caso del nitrógeno, que posee cinco electrones en su último nivel, necesita 3 para completar su nivel de valencia, son necesarios tres dobletes. I – I, enlace simple, un doblete electrónico (x x) O = O, enlace doble, dos dobletes electrónicos. (::) N ≡ N, enlace triple, tres dobletes electrónicos. (≡≡) Al observar detenidamente, el par enlazante queda equidistante ya que am- bos núcleos son iguales. Por ello, estas moléculas son apolares. Cuando el enlace covalente se produce entre dos elementos distintos, el do- blete formado tendrá tendencia a ubicarse más cercano al átomo más elec- tronegativo. El desplazamiento del doblete genera una polaridad de carga eléctrica. Este desplazamiento, es lo que produce una asimetría en la distribución de la carga56, y en ese caso este enlace se clasifica como “polar”. 56. Esta distribución de cargas demuestra una diferencia en la densidad eléctrica, pero no constituye una carga eléc- trica en sí. Luis E. Simes - 78 - Figura 11 En síntesis, la molécula de I2 es una molécula apolar, mientras que el Ioduro de Hidrógeno, IH, es polar, ya que el doblete enlazante está más cercano al yodo. Las moléculas con estas características constituyen un dipolo y poseen lo que se denomina momento dipolar, 𝜇 que se expresa en Debye (D=q.d)57. Como ejemplos se destacan la molécula de agua (H2O) con una polaridad de 1,86; al amoníaco (NH3) con 1,47; y al monóxido de carbono (CO) con 0,13 D. CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS MOLECULARES COVALENTES • Se forman principalmente entre elementos no metálicos. • Los sólidos se estructuran como cristales moleculares. • Son solubles en solventes orgánicos. • Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición. • No se disocian en iones. • Son deficientes conductores del calor y de la electricidad. Estas características son propias de los compuestos orgánicos. ENLACE METÁLICO Otro tipo de enlace lo constituye el enlace metálico. Se trata de núcleos que se encuentran en un mar de electrones, dado la baja energía de ionización de los metales, que permite a los electrones escapar de la interacción de su propio núcleo. Esa debilidad de las interacciones núcleo-nube electrónica, es lo que otorga a los metales su gran conductividad tanto eléctrica como calórica. Hay metales que se mezclan con otros metales para formar aleaciones. Entre ellas se mencionan los mas conocidos: Latón (Cu-Zn), Bronce (Cu- Sn), Al- paca (Zn-Cu-Ni), Plata ley (Ag-Cu), el Peltre (Sn-Cu-Sb-Pb), el Oro blanco (Au- Ag, Au-Pd) y las Amalgamas (Hg con otros metales) 57. Carga q por distancia d. Introducción a la Bioquímica - 79 - ENLACES Y EQUILIBRIO QUÍMICO Las reacciones químicas reversibles se caracterizan por mantener en equili- brio sus reactantes con sus productos. Ese punto de equilibrio se determina mediante la constante de equilibrio, K. Se diferencian de las reacciones irre- versibles, que no poseen un punto de equilibrio, dado que agotan la totalidad de los reactantes. Reactivos⇌Productos La constante de equilibrio de una reacción química es igual al producto de las concentraciones molares de los productos, dividido las concentraciones molares de los reactantes58. A+B⇌C+D 𝐾𝑒𝑞 = [𝐶][𝐷] [𝐴][𝐵] Cuando la Keq es mayor que 1, la reacción se encontrará desplazada a la derecha, es decir que prevalecen los productos. Los sistemas químicos en equilibrio, tienden a conservarse en esa situación. Modificaciones del equilibrio: Principio de Le Chatelier. El químico francés HENRI-LOUIS LE CHÂTELIER estableciendo el principio que lleva su nombre y que expresa: “Cuando un sistema reversible sufre una tensión que lo aparta del estado de equilibrio (K), el sistema reacciona de manera de oponerse a esa tensión buscando recuperar el equilibrio perdido” Las alteraciones se pueden producir por cambios en: concentración, presión o temperatura. LECTURA COMPLEMENTARIA Principio de Le Chatelier Modificación de la concentración En una reacción química reversible, la sustancia R que forma el producto P, en un tiempo adecuado, alcanzará el equilibro. En ese momento la constante será: 58. Cuando la ecuación equilibrada posee coeficientes, ese número se coloca como exponencial en la fórmula de K. No se estudia a este nivel. Luis E. Simes - 80 - 𝐾 = 𝑃 𝑅 Si se agrega al sistema más sustancia P, aumentará el numerador; se pro- ducirá en el medio una reacción opuesta, con el fin de que la K de equilibrio no se altere: la reacción se desplazará hacia la izquierda, con el fin de absor- ber el exceso de P (bajar el numerador), y aumentar R (el denominador), hasta logar que la constante recupere su valor inicial. En el caso contrario de que se adicionara la sustancia R, la reacción se des- plazará a la derecha, para aumentar P, y recobrar desde otra perspectiva el valor de la constante. Modificación de la presión En el caso de que alguna de las sustancias del sistema esté en estado ga- seoso, la presión y el volumen pasan a tener trascendencia en el equilibrio. Recuérdese que los coeficientes indican el número de moles. Si se diera por ejemplo el caso de la siguiente reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno para formas amoníaco: REACTANTES: 4 VOL. (1+3) ⇌ PRODUCTOS: 2 VOL. N2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH3 (g) N2 H 2 H 2 H 2 NH3 NH3 Se ve entonces que del lado de los reactantes existen 4 volúmenes molares (uno del nitrógeno y tres del hidrógeno), mientras que el lado de los produc- tos posee dos volúmenes molares. Es decir que, si están sólo los reactivos, el volumen vale el doble que si estuvieran solamente los productos. Un au- mento de la presión desplazará la reacción a la derecha, ya que el sistema ejerce menos presión con los productos. Si, por el contrario, se disminuye la presión, el sistema podrá ocupar más lugar y entonces se desplazará hacia la izquierda. Un razonamiento de este tipo se puede hacer sobre este sistema desde la óptica del volumen: En el caso en que el volumen aumente, la reac- ción se desplazará hacia la derecha, y si disminuye, el sistema estará “menos incómodo” como amoníaco, que ocupa dos volúmenes, que como reactantes, en los que necesita cuatro. Modificación De La Temperatura Como ya se expresara, una reacción que libere calor será exotérmica, en cambio sí absorbe calor, se trata de una reacción endotérmica. Sobre este tipo de reacciones, una modificación de la temperatura ocasionará un des- plazamiento del equilibrio. De acuerdo con lo enunciado por LE CHATELIER, Introducción a la Bioquímica - 81 - el sistema reaccionará buscando recuperar el equilibrio perdido. Si una reac- ción es exotérmica, liberará calor (ǿ) A+B ⇌ C+D + ǿ En el caso de producirse un aumento de temperatura, la reacción se despla- zará hacia la izquierda, para no superar elcalor establecido por el equilibrio. Una disminución de temperatura operará de modo opuesto, a fin de mante- ner el calor del sistema, se desplazará a la derecha para recuperar esa dife- rencia energética. Para una reacción endotérmica A+B + ǿ ⇌ C+D el razonamiento es el siguiente. Si la temperatura disminuye, la reacción se desplazará a la izquierda; en caso de aumentar la temperatura de la reacción, se desplazará a la derecha para mantener el equilibrio térmico. Según Le Chatelier, toda modificación, llevará a recuperar el equilibrio. Se debe tener en cuenta que, si la tensión producida sobre el sistema en equi- librio se prolonga en el tiempo, o es de una magnitud que no puede ser re- suelta, el sistema puede reaccionar no ya para recuperar el equilibrio ante- rior, sino para determinar un nuevo estado de equilibrio, con modificacion de su constante K. (Ruptura del equilibrio de LE CHATELIER) CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA EQUILIBRIOS TERMODINÁMICOS Los cuerpos o sistemas van a dirigirse espontáneamente hacia estados en los que se verifique el cumplimiento de las siguientes tendencias: Una disminución de energía Un aumento de entropía Estos principios imponen que en todo proceso natural los cuerpos tienden a buscar un estado de menor energía. Entalpía Por ejemplo, si un cuerpo está en una posición elevada, tendrá un valor de energía potencial n, pero si se lo deja caer, esa energía disminuirá propor- cionalmente con la altura en la que se encuentra hasta llegar a un valor nulo al tocar la superficie. Luis E. Simes - 82 - La experiencia demuestra que los cuerpos buscan el estado de menor ener- gía. Si un cuerpo está en movimiento, tendrá un valor de energía cinética, que, a pesar de la inercia que posee, concluirá finalmente deteniéndose, para al- canzar un valor de Energía cinética cero. Hay una manera de denominar a la energía química basada en el intercam- bio de calor entre la reacción y el medio. Como en general, las reacciones se llevan a cabo a presión constante, la función termodinámica más conve- niente para medir esos intercambios calóricos, se denomina entalpía. Entalpía: Es el intercambio calórico a presión constante. Entropía Por otra parte, la experiencia también demuestra que los procesos siguen también otra tendencia espontanea: alcanzar la mayor entropía, S. La entropía describe el orden de un sistema. Cuanto mas desordenado se encuentre, mayor será su entropía. La entropía también se encuentra deter- minada por la información que se posee del sistema. Lógicamente que están relacionados inversamente, ya que, a desorden, menor información. Entonces, la Entropía, S, se eleva cuando un sistema se desordena y conse- cuentemente se pierde información sobre el mismo. Por ejemplo, si un vaso se rompe, sus moléculas se desordenan, aumentando S. Sin embargo, el proceso inverso, si bien podría darse, es casi imposible estadísticamente. Otro ejemplo lo constituye el trabajo con cables. Se ob- serva su natural tendencia a enredarse. Para ordenarlos, aplicamos energía. En cuanto a la información, si se observan las bolillas de un juego de lotería, colocadas en su caja, se constata que están ordenadas, por lo que ese con- junto tiene entropía baja. Esto no es sólo porque están ordenadas, sino por- que también se tiene información del sistema. Se sabe que a la izquierda de la bolilla 27 se encuentra la 26 y a la derecha de aquella, la 28. Con el uso se desordenarán. Y cuando estén en el bolillero no sólo estarán totalmente “mezcladas”, sino que además no habrá ninguna información sobre el orden en el que se encuentran. En ese punto la Entropía será máxima. La primera ley de la termodinámica expresa que “la Energía no se crea ni se destruye”, (Principio de conservación de la Energía) mientras que Introducción a la Bioquímica - 83 - La segunda ley de la termodinámica, afirma que: “todo proceso espontáneo transcurre con aumento de entropía”. Cuando el proceso es no espontaneo la entropía S vale 0. Energía libre de Gibbs Las reacciones químicas se desarrollan según ajustadas condiciones. Aun así, están determinadas por la disponibilidad de los reactantes, sus limitan- tes, las condiciones de reacción, sus cinéticas, catalizadores e inhibidores presentes, entalpías de formación, etc. Sin embargo, existen formas de demostrar porque las reacciones químicas ocurren. Se sabe que SI • Un sistema disminuye su energía, [en un proceso a presión cons- tante, la energía o calor que se denomina Entalpía (H)] disminuye y si • Aumenta su entropía S, (desorden del conjunto) el proceso será espontáneo. Por el contrario, cuando durante el proceso haya un aumento de Entalpía H y la Entropía S no aumente, el proceso NO será espontáneo. Estas definicio- nes son suficientes cuando ambas determinaciones son coincidentes en sus tendencias. Pero cuando se da el caso de que una de esas variables de estado favorece la espontaneidad, y la otra no, se debe encontrar una manera de saber cuál de ellas influye más en el resultado final del proceso. Por ejemplo, cuando el hielo se funde, se desordena (Aumenta S) [espontáneo], pero absorbe calor y entonces aumenta H [No espontáneo], es decir, se contraponen. ¿Cuál de las dos variables, H o S es más significativa, para determinar el resultado del proceso de fusión bajo estas condiciones? Para poder dirimir esta dificultad, se requiere de otra herramienta para de- finir con exactitud la tendencia del proceso. Sobre esas cuestiones, el físico norteamericano Josiah Gibbs, introdujo el término energía libre (G), para relacionar las dos variables Termodinámicas, H y S. La fórmula de la energía de GIBBS correlaciona el calor de reacción H, con la entropía y la temperatura KELVIN, lo que se plasma en la siguiente ecuación: 𝛥G=𝛥H-T𝛥S Luis E. Simes - 84 - El hecho de introducir la temperatura provee de flexibilidad a los procesos, ya que T influye en la espontaneidad de ellos. Una temperatura variable, influirá de una manera en los que un proceso no espontáneo a una temperatura, puede ser espontáneo a otra. Para que un proceso sea espontáneo, la energía G de Gibbs debe ser NEGATIVA. Cuando el valor de G es negativo, se libera energía, por lo cual el proceso es denominado Exergónico. Por el contrario, si G aumenta, porque absorbe energía, el proceso no será espontáneo y se identificará como Endergónico, ya que requiere el aporte de energía externa. En síntesis: • Un proceso es espontaneo si tiene 𝛥G negativo. • Cuando un mismo proceso cambia de dirección, el valor abso- luto de G se mantiene, pero modifica su signo. • Un cambio de la temperatura T puede modificar la espontanei- dad de un proceso. INTERACCIONES ENTRE MOLÉCULAS Así como la atracción entre átomos determina la formación de moléculas, se da también el caso de que las moléculas ya formadas, interaccionan con otras moléculas o iones que las rodean, a través de acciones de atracción o de repulsión. Estas interacciones son definidas genéricamente como fuerzas intermolecu- lares, comúnmente denominadas Fuerzas de Van der Waals que posibilitan la formación de fluidos, tal como se viera al estudiar los estados de agrega- ción de la materia. Las fuerzas de VAN DER WAALS también incluyen fuerzas repulsivas intermo- leculares. Estas influyen en la forma de las moléculas al tratar de alejar al máximo los grupos de igual polaridad. Estas fuerzas están regidas por los momentos dipolares, que se establecen, no sólo por los valores de las fuerzas energéticas entre moléculas, sino que también dependen de la forma de las moléculas y del dinamismo de las den- sidades electromagnéticas. Los comportamientos químico, biológico y fisiológico, están determinados por las siguientes fuerzas intermoleculares. INTERACCIONES ION-DIPOLO Estas fuerzas se establecen entre iones y moléculas dipolares. Tienen impor- tancia en la disolución de electrolitosen agua. Como las moléculas dipolares Introducción a la Bioquímica - 85 - tienen extremos con densidad de carga positiva y negativa, se ordenarán de manera tal que se produzca una atracción electrostática, evitando al mismo tiempo la repulsión. Para ello, los focos negativos de los dipolos se orientan hacia los cationes y los extremos dipolos positivos hacia los aniones. Estas interacciones contribuyen a aumentar las fuerzas cohesivas en la solución (Ver figura A más abajo). INTERACCIONES DIPOLO-DIPOLO Estas interacciones se establecen entre moléculas o grupos dipolares que tienen distribuidas en sí, sus densidades de carga eléctrica. Las intensidades dependen de las distancias y orientación de los vectores de las fuerzas. Este tipo de interacción se produce cuando en el sistema existen moléculas polares. Se da en compuestos que no tienen átomos muy electronegativos, como por ejemplo en el sulfuro de hidrógeno (SH2); estas fuerzas son cien veces menores que un enlace covalente ya que oscilan alrededor de una ener- gía de enlace de 1 Kcal/mol. Sin embargo, la adición de las fuerzas a través de redes moleculares, impactan en las propiedades de un fluido. Por ejemplo, el punto de ebullición de una sustancia no polar será mucho menor que el de una sustancia polar. Enlace Puente Hidrógeno Un caso particular de las interacciones dipolo-dipolo, de mayor energía, y esencial para estabilizar las estructuras de biomoléculas, y determinar el comportamiento de los fluidos, es el Enlace Puente Hidrógeno. El Puente Hidrógeno, se produce cuando las moléculas contienen Hidrógeno, como portador de la densidad eléctrica positiva, y algún átomo pequeño y muy electronegativo como Oxígeno, Flúor o Nitrógeno. La diferencia de potenciales eléctricos produce interacciones atractivas entre dipolos que eleva la cohesión molecular de la sustancia. Es decir que entre el átomo de hidrógeno ( +) y los elementos electronegativos (F, O, N) se es- tablecen interacciones atractivas de Puente Hidrógeno. La energía de un enlace de Puente Hidrógeno es de aproximadamente 10 KCal/mol (aproximadamente diez veces más intensas que las otras interac- ciones dipolo-dipolo). En el caso del agua, los hidrógenos de su molécula presentan una distribu- ción de carga de densidad positiva (𝛿+) mientras que sobre el oxígeno se en- cuentra el extremo con densidad eléctrica negativa (𝛿−). De esta forma, en la masa de agua se conforman redes en donde los oxígenos se orientan hacia los hidrógenos de moléculas vecinas y viceversa, generando redes cohesivas. El enlace puente hidrógeno, no sólo es fundamental en el agua, sino también en el mantenimiento de las estructuras secundarias y terciarias de proteínas y de la conformación adecuada de la doble hélice en el DNA. Luis E. Simes - 86 - Interacciones Dipolo-Dipolo Interacciones Pte H INTERACCIONES DE DISPERSIÓN EN MOLÉCULAS NO POLARES: FUERZAS DE LONDON Son las únicas fuerzas de atracción que se observan en moléculas no pola- res. Son de muy corto alcance y se producen cuando por el desplazamiento de los electrones, se generan instantáneos desequilibrios eléctricos entre nú- cleo y nube electrónica, que se restituyen inmediatamente a costa de generar otras oscilaciones eléctricas mientras los electrones se desplazan. Como en las moléculas vecinas se repite el fenómeno por nuevas fuerzas de atracción, momentáneas y cambiantes. Estas fuerzas son débiles (aproximadamente 2 Kcal/mol). La capacidad de polarización se incrementa con el tamaño de las nubes elec- trónicas, por lo cual estas fuerzas adquieren mayor preponderancia cuando más grande es la partícula o mayor el número de electrones, lo que aumenta las probabilidades de contacto intermolecular. Por la misma causa, decrecen con la distancia entre las moléculas. En síntesis, se puede decir que las fuerzas de dispersión de London actúan en todo tipo de moléculas. - 87 - 5 PROPIEDADES DE LOS GASES Teoría cinética de los gases. Leyes: Gay Lussac. Charles. Boyle y Mariotte. Ecuación de estado combinada. Ecuación general de estado. Ley de la Presiones Parciales de Dal- ton. Efusión y Difusión: Ley de Graham. Peso molecular de un gas. EL ESTADO GASEOSO El estado gaseoso se caracteriza por mostrar alta fluidez, difusibilidad, y compresibilidad. No posee forma propia, y manifiesta una elevada tendencia hacia la expansión espontánea. Estas características macroscópicas se fun- damentan en las condiciones moleculares plasmadas en la Teoría cinético- molecular de los gases. Al poseer fuerzas de atracción menores que las fuer- zas de repulsión, el gas se expande hasta ocupar la totalidad del volumen del recipiente. Además, como la energía cinética está determinada por la temperatura, la velocidad de las partículas será proporcional a la misma. A bajas presiones, los gases tienen un comportamiento ideal, ya que no in- fluyen las interacciones moleculares ni el volumen de las partículas. Este será el modelo de estudio en éste capítulo: los gases ideales. Variables de estado: Las variables de estado son propiedades que definen las condiciones de un sistema. Se caracterizan por que dependen exclusivamente de sus estados inicial y final, y no del recorrido realizado para completar el proceso. Entre las variables de estado, se destacan la presión (P), el Volumen (V), la tempe- ratura (T), la Entalpía (H), la Energía de Gibbs (G), etc. En resumen, y para definir el marco de estudio del gas ideal, se deberá contar con la información de la temperatura, la presión, el volumen y la cantidad de materia n (Número de partículas y moles). La cantidad de materia es la Constante de Avogadro L que corresponde a 6,02 x 1023 partículas y su peso equivale a un mol del gas. Luis E. Simes - 88 - El Volumen se expresará en litros. En condiciones normales, la cantidad de materia L ocupará 22,4 litros (Volumen Molar) La Presión: 1 atm = 760 mmHg. La temperatura en ºC se deberá convertir a escala absoluta, K o Kelvin, donde: K = 273 + ºC Con esta equivalencia, a 1 atm de presión, el agua se congela a 273 K y hierve a 373 K. LEYES DE LOS GASES Ley Isotérmica de Boyle y Mariotte La ley de Boyle y Mariotte describe el comportamiento de un gas en condi- ciones isotérmicas (A temperatura constante). BOYLE, e independientemente MARIOTTE, determinaron que, “Cuando se mantiene constante la temperatura de una cierta masa gaseosa y se varía su presión, se observa que el volu- men ocupado por el gas se modifica de manera inversa” o “A temperatura constante, el volumen de un gas es inversa- mente proporcional a su presión”. Cuando un gas sufre una transformación desde un estado inicial (P1 y V1) a un estado final (P2, y V2), para el estado transformado o final, 𝑃1𝑉1 → 𝑇𝑐𝑡𝑒 → 𝑃2𝑉2 el valor de los productos se mantiene constante, lo que permite escribir la siguiente ecuación. 𝑃1𝑉1 = 𝑃2𝑉2 = K Esta permitirá despejar el valor de una incógnita, si se tienen los otros tres datos necesarios. Entonces, el incremento de una de las variables llevará a la disminución proporcional de la otra a fin de mantener el valor constante. Por ejemplo, Estado 1: V= 12 l ; P= 2 at. ; K= 24 l.at Introducción a la Bioquímica - 89 - Estado 2: V= 6 l ; P= 4 at. ; K= 24 l.at Aquí se observa, que desde el punto inicial al final, la presión aumentó, por lo que el volumen debió disminuir, para mantener el valor de la constante K= 24. 2 at 4 at Figura 1 Cuando se grafican los valores de la experiencia en un eje de coordenadas cartesianas, se obtiene una hipérbola equilátera, que demuestra la relación inversa entre presión y volumen a temperatura constante. MEDICINA Al referirnos a la ley de Boyle y Mariotte, se considera su influencia en el proceso respiratorio, en función del juego de presiones y cambios de volú- menes que se producen durante la hematosis. En la inspiración, el volumenpulmonar aumenta, y para no modificar el producto P x V, se debe incre- mentar la presión por el aire inspirado, lo que favorece su llegada al alveolo y su intercambio gaseoso (relación ventilación/perfusión). Cuando las pre- siones se igualaron, finaliza el proceso inspiratorio. En este punto, cambian las fuerzas diafragmáticas, pleurales y de los músculos inspiratorios, con lo que el volumen pulmonar disminuye, y para mantener la constante, (PxV) el aire, ya cargado de CO2, es espirado, para reiniciar el ciclo respiratorio. Los valores de presión de los gases intercambiados (O2 y CO2 ) a nivel capilar y alveolar, son importantes para el estudio del proceso respiratorio. Presión alveolar O2 …..: 90 mmHg Presión alveolar CO2. : 40 mmHg Presión capilar O2 …..: 40mmHg Presión CO2……………… : 46 mmHg 12 l 6 l Luis E. Simes - 90 - Leyes de Charles y Gay-Lussac 1. Ley Isobárica de Charles – Presión Constante 2. Ley Isocórica - Gay-Lussac - Volumen Constante A diferencia de BOYLE Y MARIOTTE, CHARLES trabajó bajo condiciones isobári- cas (P = cte) y GAY-LUSSAC lo hizo a volúmenes constantes. (V = cte). En ambos casos determinaron un comportamiento lineal del Volumen y de la Presión con la temperatura absoluta (K). En ambos casos, a diferencia de las condiciones isotérmicas, se comprobó la existencia de relaciones directas, si la temperatura se expresaba en Kelvins, K. 1) Ley Isobárica de Charles. A presión constante (P = cte) el volumen es directamente proporcional a la temperatura. 𝑉 = 𝛼𝑇 De donde 𝑉𝑖𝑇𝑓 = 𝑉𝑓𝑇𝑖 2) Ley Isocórica de Gay-Lussac. A volumen constante (V = cte) 𝑃 = 𝛼𝑇 permite desarrollar 𝑃𝑖𝑇𝑓 = 𝑃𝑓𝑇𝑖 Ambas leyes son coherentes con la cinética molecular, ya que, al incrementar la temperatura, la velocidad de las moléculas debe aumentar. Si el recipiente posee émbolo, el choque de las partículas sobre el mismo, lo desplazará, au- mentando el volumen (Ley Isobárica). En cambio, si el recipiente es rígido, las moléculas golpearán más veces por unidad de tiempo sobre las paredes del contenedor, lo cual se configurará en un incremento de Presión (Ley Iso- córica). Más útil que considerar las fórmulas ya vistas por separado, para los casos en los que no hay valores constantes, es reunirlas en una ecuación combi- nada. Introducción a la Bioquímica - 91 - De la correlación matemática de las fórmulas de BOYLE-MARIOTTE (P.V), CHAR- LES (V/T) y GAY LUSSAC (P/T), se obtiene la Ley combinada de los gases ideales 𝑷𝒊𝑽𝒊 𝑻𝒊 = 𝑷𝒇𝑽𝒇 𝑻𝒇 Con esta ecuación se puede averiguar el cambio de una variable, conociendo las otras magnitudes. Se realiza despejando desde dicha fórmula, lo que se necesita averiguar. Por ejemplo, si se ignora cual es la presión final (Pf), se procede así: 𝑃𝑓 = 𝑃𝑖𝑉𝑖𝑇𝑓 𝑇𝑖𝑉𝑓 Reemplazando las variables por sus valores, se obtendrá el resultado de la Pf en at. Ley de Avogadro Avogadro, trabajando con gases a bajas presiones, notó que, al mezclar dos moles de un gas proveniente de dos recipientes separados, y pasarlos a uno del doble de volumen, la presión se mantenía, Ej. Cl2 e H2. 1 Cl2 + 1 H2 2 HCl Como se ve, al combinar ambos recipientes, la presión se mantuvo, ya que el número de partículas no varió. Como corolario de esta hipótesis, la conclusión es que Si se mantienen la presión y la temperatura constantes, al mezclar dos recipientes conteniendo gases, la presión total no se modifica. Cl2 1mol; 1 l ; 1 at 1 l H2 1mol; 1 l ; 1 at 1 l HCl 1mol; 1 l ; 1 at Luis E. Simes - 92 - Por lo tanto la presión depende del número de partículas. Esta hipótesis fue muy discutida, ya que para DALTON, 1 mol de Cloro con 1 mol de Hidrógeno debía generar un mol de HCl, (Es decir la mitad del volu- men) ya que concebía las partículas como atómicas, lo cual era incorrecto. Dalton: 1Cl + 1H 1 HCl (Incorrecto) 1 vol 1 vol 1 vol Pero como AVOGADRO consideraba a las partículas como moléculas, la expe- riencia respaldó su hipótesis. Avogadro: 1Cl2 + 1H2 2 HCl (Correcto) 1 vol 1 vol 2 vols Ecuación General de Estado Si a la ecuación combinada de los gases ideales se la correlaciona con la Ley de Avogadro (sobre el número de partículas), a través del número de moles n, se sabe que: “Sólo interesa el número y no el tipo, de partículas presentes”. Entonces. El volumen dividido por el número de partículas es una constante 𝑉 𝑛 = 𝐾 Y como 𝑃𝑉 𝑇 = 𝐾 es otra constante, es posible asociar ambas constantes 𝑃𝑉 𝑛𝑇 = 𝐾 En el caso de los gases ideales, la constante (K) se denomina R, cuyo valor en CNTP59 es igual 0,082 L.at/mol.K Reordenando las variables, se establece la ECUACIÓN GENERAL: 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 El valor de n es igual para todos los gases, por lo cual no resulta necesario diferenciar el tipo de gas, ya que lo que impacta es el número y no el tipo de partículas que intervienen. Lo que si va a modificarse es la cantidad en masa 59. 273 K a 1 at. Introducción a la Bioquímica - 93 - (por ejemplo, g, mg). Para averiguar un valor en gramos, se reemplaza n por su igual en masa 𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑃𝑀 𝑃𝑉 = 𝑚 𝑃𝑀 𝑅𝑇 Pero también es factible averiguar sus pesos moleculares, conociendo la masa utilizada. Ley de las presiones parciales de Dalton Esta ley expresa que si se mantienen constantes las condiciones “la presión total que ejerce una mezcla de gases es igual a la presión que ejercería cada uno de ellos por separado” 𝑃𝑡 = 𝑃1 + 𝑃2 +⋯+ 𝑃𝑛 Estas presiones individuales se llaman presiones parciales y cumplen con la Ley de Dalton. Como R, T y V, no varían, se pueden agrupar en un solo factor 𝑅𝑇 𝑉 como cons- tante, ej KD. Si en un recipiente de 7 litros se tienen encerrados 2 moles del gas A, y 3 moles del gas B, a la temperatura de 303 K, se puede calcular la KD, que será utilizada como factor para la masa de cada gas de la mezcla. R = 0,082 l.at/mol K T = 303 K 𝑅𝑇 𝑉 =3,55 at/mol V = 7 L La KD es, para este ejemplo 3,55 at/mol Multiplicando Kd por el número de moles de cada gas, se obtiene la presión de cada uno de ellos, quedando: Gas A Pa = na . KD = 2 moles. 3,55 at/mol = 7,1 at Gas B Pb = nb . KD = 3 moles. 3,55 at/mol = 10, 65 at Pt gas = P Gas A + P Gas B = 17,75 at La ley se comprueba al determinar la Pt, por otro camino, mediante la suma de los moles: Luis E. Simes - 94 - 𝑃𝑇 = (𝑛𝐴 + 𝑛𝐵)𝐾𝐷 Pt = 5 moles . 3,55 at/mol = 17,75 at Es decir que calcular el resultado, tanto por la suma de las presiones indivi- duales, como por la suma de los moles, el resultado será el mismo: “La suma de esas presiones parciales, expresará la presión to- tal de la mezcla.” Densidad (𝝆) En base a lo expresado sobre la proporcionalidad de las variables de estado, se puede establecer que: 1 mol, es el Peso Molecular expresado en gramos y ocupa un volumen de 22,4 l 1 mol ::: PM en g ::: 22,4 litros Por otra parte, se sabe que la densidad, 𝜌CNPT, (masa/volumen) estará deter- minada por la masa molecular de la sustancia. 𝜌CNPT = Masa / Volumen (1) Al considerar a la masa como su peso molecular, y conociendo el volumen molar, es posible determinar la densidad del gas. En CNTP, el volumen molar de cualquier gas, vale 22,4 L. Por ejemplo, conociendo que el PM del Dióxido de Nitrógeno (NO2), es 46, y que el volumen de un mol, es 22,4 l, reemplazando en la fórmula, queda: 𝜌NO2 = 46 g/22,4 l = 2,05 g/l Se determina así, que la densidad 𝜌 del Dióxido de Nitrógeno (NO2) es de 2,05 g/l Determinación del peso molecular (pm) de un gas Dado que es factible aplicar la relación entre la masa molecular y el volumen molar, esta proporcionalidad puede ser utilizada para averiguar la masa mo- lecular de un gas si se conoce su densidad. Si se mide la densidad de un gas no identificado, resulta posible, despejando de la ecuación (1), averiguar su masa molecular. Masa= 𝜌CNPT × Volumen (2) Introducción a la Bioquímica - 95 - Si el gas incógnita tuviera una densidad de 1,25 g/l, reemplazando en (2), queda: Masa = 1,25 g/l. 22,4 l = 28 g El gas en cuestión tendrá un PM = 28, posiblemente monóxido de Carbono (CO). Difusión de los Gases - Ley de Graham Los gases, como consecuencia de que las fuerzas de atracción son menores que las de repulsión, muestran una tendencia expansiva y difusiva. Ese fenómeno es observable cuando un gas se encuentra encerrado en un globo. Al principio el globo fue inflado (expansión) y con el paso del tiempo, el globo pierde tonicidad. El químico escocés THOMAS GRAHAM desarrolló la ley que lleva su nombre, la cual establece que: La velocidad de difusión de dos gases es inversamente pro- porcional a la raíz cuadrada de sus masas. Por ello es esperable que el He (Masa 4), difunda mucho más rápidamente que el CO2 (Masa 44). Aplicando la fórmula de GRAHAM, queda que: √44 √4 = 6,63 2 = 3,32 Se demuestra así, que la velocidad de difusión del Helio es 3,32 veces mayor que la del CO2. FISIOLOGÍA INTERCAMBIO PULMONAR El aire atmosférico contiene un 71% de Nitrógeno (N2), un 21 % de Oxígeno (O2) y un valor centesimal de Anhídrido Carbónico (CO2). Sin embargo, cuando el aire es inspirado, las concentraciones en el alvéolo cambian mucho, ya que llegan aproximadamente un 14% de (O2) y un 6% de (CO2). El aire alveolar tiene vapor de agua, en una presión aproximada de 47 mmHg. La sangre venosa a través de las vénulas llega al alveolo donde deja el anhí- drido recogido de la producción metabólica tisular, para cargarse de O2 desde Luis E. Simes - 96 - la mezcla de gases expresada más arriba. El proceso de intercambio de los gases de la sangre con los del alveolo se denomina hematosis. En este proceso respiratorio, la ley de las presiones parciales de Dalton60 re- sulta totalmente aplicable. Si a la presión de 760 mmHg, se le resta la presión aportada por el vapor de agua, y se calcula la constante para éste caso, Constante de Dalton KD. KD = 760 – 74 = 713 mmHg a) Presión del Anhídrido Carbónico: % CO2 - KD = (5,6 / 100) - 713 mmHg = 39,93 mmHg ~ 40 mmHg b) Presión del Oxígeno: % O2 - KD = (14 / 100) - 713 mmHg = 99,82 mmHg~ 100 mmHg A partir de la Ley de Dalton es factible determinar los valores de presiones de gases en el alveolo de acuerdo con la composición del fluido inspirado. La presión de 40 mmHg de CO2 y de 100 mmHg son valores clave en la fisiología respiratoria. 60. Anteriormente habías relacionado el proceso con la Ley de Boyle y Mariotte. - 97 - 6 LÍQUIDOS - EL AGUA Teoría cinética de los líquidos. Fuerzas de Atracción. Tensión superficial. Presión de vapor. Calorimetría. Calor de vaporización. Solubilidad. Osmolaridad. Presión Osmó- tica. Tonicidad. Ley de Raoult. Propiedades coligativas. EL AGUA El agua es el componente primordial que provee muchas de las característi- cas biológicas y atmosféricas observables cotidianamente. Cubre las dos terceras parte de la superficie del planeta, además de su pre- sencia como vapor en la atmósfera, y en los geiseres y como hielo en los casquetes polares, países boreales y cumbres montañosas. El agua cumple un ciclo atmósfera-suelo esencial para la agricultura, para el consumo humano y como regulador del clima y de la temperatura de los sistemas. Es el principal solvente de sustancias vitales, necesarias para el organismo, desde electrolitos hasta macromoléculas. Además, brinda el medio adecuado para que se desarrolle una infinidad de reacciones físico-químicas y biológi- cas. Constituye también un componente prioritario del organismo, constitu- yendo aproximadamente el 60% del peso del cuerpo, aunque es muy variable respecto del sexo, la edad y otras condiciones fisiopatológicas y ambientales. El medio interno del organismo (representado por el líquido extracelular - LEC) es un sistema altamente regulado, en el cual el agua ocupa aproxima- damente el 15% del peso de la persona. Las características tan particulares del agua, están basadas fundamental- mente en sus características polares. Luis E. Simes - 98 - UNA MOLÉCULA POLAR Resulta fundamental el concepto de polaridad para determinar las propieda- des de una sustancia. La distribución de carga dentro de cada molécula ge- nera una atracción entre las zonas con densidad eléctrica negativa de una (O) con las de densidad positiva de otra (H), ya descripta en el capítulo de interacciones intermoleculares: Puente Hidrógeno. Figura 2 A raíz de las diferencias de electronegatividad entre el O y el H, el par elec- trónico de cada enlace covalente se sitúa más cerca del oxígeno. Por la es- tructura espacial del agua, cada molécula se encuentra rodeada por otras cuatro. El dipolo molecular se origina por la forma estructural del agua (án- gulos de enlace de 104°), y por el gradiente eléctrico que se establece entre los átomos constituyentes: electropositivos (Hidrógeno) y electronegativo (Oxígeno). De las condiciones de polaridad surgen otras condiciones distintivas del agua. Figura 3 Elevada fuerza de cohesión Esta elevada fuerza de cohesión es consecuencia directa de las atracciones Puente Hidrógeno, que se manifiesta, produciendo: • Alta tensión superficial. • Eficiente capilaridad. • Baja presión de vapor. • Altos puntos de fusión y de ebullición. + − Introducción a la Bioquímica - 99 - • Elevado calor de vaporización. • Elevado calor específico. Elevada tensión superficial (ts) En el límite entre dos sistemas inmiscibles, se genera una zona de elevada tensión, en razón de las interacciones que establecen ambos sistemas entre sí, conformando una especie de lámina originada en las fuerzas de cohesión de cada fase. A partir de un valor elevado de tensión superficial, ciertos líquidos forman gotas, como el agua y el mercurio. Por debajo de ese punto, no se formarán (Alcohol, éter). El fenómeno se origina en la reorientación de las energías intermoleculares en la superficie, ya que las partículas de la región no encuentran hacia arriba otras similares con las cuales interactuar. La intensidad de la tensión su- perficial disminuye drásticamente ante la presencia de detergentes o macro- moléculas anfipáticas61. Esto favorece los procesos de difusión y ósmosis que se describen más adelante. Figura 4 Capilaridad Un capilar es un cilindro hueco de muy estrecho calibre. Se utiliza en los laboratorios para realizar el análisis de microhematocrito. Al cargarlo, con sangre se observa cierta facilidad con la que ingresa, aunque el microtubo esté en ángulo positivo. Desde el punto de vista anatómico, los capilares integran el sistema circula- torio, siendo vasos de muy baja sección. El fenómeno de capilaridad es la capacidad que tiene un fluido para ingresar a un tubo con el que está en contacto. Cuando un líquido tiene alta cohesividad, al mojar las pare- des del tubo, se adhiere a él facilitando su circulación. Este fenómeno facilita la circulación de la sangre en las pequeñas vénulas y capilares. La ley de Jurin establece que la distancia de desplazamiento del líquido se relaciona directamente con la tensión superficial, e inversamente con su densidad y con el radio del tubo. Esta ley es de aplicación en la circulación capilar. 61. Moléculas que poseen una cabeza polar y una cola no polar. Luis E. Simes - 100 - Viscosidad Es el grado de fluidez que posee un líquido y que obedece a las fuerzas de rozamiento que se producen entre los diferentes ordenamientos o “capas” moleculares. Cuanto más rozamiento o fricción exista entre ellas, menos se desplazará una sobre otra, y, en consecuencia, la viscosidadserá mayor. Cuanto menos denso sea el líquido, mayor será la fluidez, y en consecuencia la velocidad de salida. “La viscosidad ()de un fluido es inversamente proporcional a la temperatura y directamente proporcional a su concen- tración o densidad” MEDICINA El fenómeno de la viscosidad incide en la circulación de la sangre. Dado que la viscosidad se opone a la circulación, se debe regular de acuerdo con la longitud y el calibre de los vasos para que la sangre pueda circular normal- mente. Si el desplazamiento de la sangre se realiza sobre vectores paralelos, la circulación es laminar, y no se producen interferencias. Cuando se altera este ordenamiento, se produce flujo turbulento, en remolinos, lo que dificulta el proceso circulatorio normal. En este proceso circulatorio, la viscosidad es importante, y fundamental- mente el calibre del vaso. La velocidad Q de la sangre en un vaso, se puede determinar por la ley de Hagen-Poiseuille que establece la proporcionalidad directa del gradiente de presión, determinado por la diferencia de presiones y dividido por la longitud del lecho circulatorio L. (𝐺𝑃) = (𝑃𝑖 − 𝑃𝑓) 𝜆 con el radio del vaso r4 y es inversamente proporcional a la viscosidad del líquido. Como el radio del vaso está elevado a la cuarta potencia, el calibre del vaso es más incidente que la viscosidad (). Entonces, la velocidad de circulación de la sangre, de manera simplificada, se puede medir así, en un equilibrio entre presión y resistencia: 𝑄 ∼ 𝐺𝑃 ⋅ 𝑟4 𝜂 Sin embargo, en los vasos muy pequeños una fuerza de expulsión anómala puede generar turbulencia, predisponiendo a la formación de microtrombos al disminuir la velocidad de circulación. Por otra parte, una poliglobulia po- Introducción a la Bioquímica - 101 - dría aumentar la viscosidad y hacer más lento el flujo sanguíneo. Por com- pensación, la alta adhesividad del agua favorece la capilaridad, facilitando así la velocidad de circulación. Alto punto de ebullición El agua posee un punto de ebullición más elevado que el de moléculas se- mejantes a ella, que se evaporan alrededor de los 25ºC. Esta diferencia está basada en que, aunque los puentes de H son individualmente débiles, en conjunto establecen fuertes interacciones atractivas, por lo que se requiere energía adicional para producir la evaporación del agua. Se mantiene en el estado líquido en el amplio rango desde los 0 a los 100ºC, cuando la presión es 1 atmósfera. Si su punto de ebullición fuera menor, el agua estaría eva- porada, formando una cubierta nubosa e interfiriendo el paso de los rayos solares, y no existirían depósitos de agua líquida. Elevada capacidad calorífica y de vaporización La Capacidad Calorífica de una sustancia es la cantidad de calor que se le debe entregar a un gramo de la misma, para elevar en un grado su temperatura. El calor necesario para que el agua pase de 14,5 a 15,5ºC, se denomina caloría. Esto le confiere al agua la propiedad de ser termorregulador, lo que se apre- cia en climas secos o desérticos donde las temperaturas varían mucho du- rante el día y la noche, ocurriendo lo contrario en los climas húmedos, don la presencia de agua actúa como amortiguadora de esos cambios. Durante un estado febril, el agua corporal extrae una elevada cantidad de energía calórica, lo que ocasiona una disminución de la temperatura del me- dio. Por otra parte, el Calor de Vaporización es la cantidad de calor que se debe transferir a un gramo de un líquido para que pase totalmente a vapor. Por ejemplo, el calor de vaporización del agua es 584 cal/g, que es la energía necesaria para que un gramo de agua pase totalmente a vapor, cuando la presión es de una atmósfera. Si se calcula sobre un mol, se denomina calor molar de vaporización. El agua es el líquido que presenta mayor calor de vaporización. Por esta ra- zón es el fluido que más calor requiere para modificar levemente su tempe- ratura. En razón de ello posee una propiedad de regulación de la tempera- tura ambiente o corporal máxima. Además, por la elevada Conductividad Tér- mica del agua, la temperatura interna se equilibra en todo el organismo. Luis E. Simes - 102 - SOLUCIONES EL AGUA COMO SOLVENTE El agua es considerada un solvente universal a nivel biológico por su gran capacidad para disolver un sinnúmero de sustancias, ya sean iónicas, cova- lentes polares o anfipáticas. La máxima cantidad de un soluto que el agua puede disolver en condiciones normales, se llama punto de saturación de ese soluto. Su gran capacidad solvente, la constituyen en el solvente universal de los sistemas biológicos. El agua puede formar soluciones iónicas con los electrolitos (Cloruro de So- dio, Ioduro de Potasio, por ejemplo), aprovechando las interacciones ión-di- polo. Los solutos iónicos tienen alta solubilidad en agua, y nula en solventes orgánicos, hidrofóbicos o no polares. Con las sustancias que poseen enlaces covalentes, sin cargas, como la urea, la glucosa o el ácido úrico, pero que poseen grupos funcionales polares, como carbonilos, carboxilos, hidroxilos o grupos amino, a través de las interacciones Puente Hidrógeno, constituye soluciones covalentes. Un tercer tipo de la clasificación, son las Disoluciones Anfipáticas. Los compuestos anfipáticos, son aquellos cuya estructura po- see una región francamente polar, separada de regiones no polares. Cuando una molécula de este tipo se encuentra con el agua, sufre modifica- ciones estructurales y de disposición por las que orientaa su extremo polar hacia al agua, estableciendo interacciones hidrofílicas, y aleja las zonas hi- drofóbicas de la fase acuosa, al máximo posible. Se cumple con el principio fisicoquímico que dice: Igual disuelve a igual. Cuando se trata de monocapas, éstas tenderán a curvarse, a los efectos de dejar las zonas polares enfrentadas al agua, y las hidrofóbicas, encerradas hacia adentro, donde generan un saco no polar. Estas conformaciones se denominan micelas. Otra posibilidad es que se acerquen entre sí dos capas, enfrentándose las zonas no polares. Se forman así bicapas, con la fracción hidrofóbica enfrentadas entre sí y los extremos polares hacia el agua. En el caso que sea la bicapa la que se cierre, se forma un liposoma. Esta estructura es la que evolucionó para originar las primeras células arcaicas. Cuando el soluto es no polar, la repulsión genera fases separadas, sin que se produzca ningún fenómeno de disolución. Por agitación, la interfase se desarma pudiendo originar emulsiones, que cuando cesa la agitación, vuel- ven a separarse en sus fases iniciales. Introducción a la Bioquímica - 103 - PRESIÓN DE VAPOR La presión de vapor es la que ejerce un líquido en equilibrio con su vapor, estando determinada por el equilibrio de moléculas entre las dos fases. Ocurre que: Cuando a un solvente se le agrega un soluto su presión de vapor disminuye. Esto ocurre ya que a las fuerzas atractivas de las partículas del solvente, se le agregan ahora otras interacciones: atracción de las moléculas del soluto, hacia el interior del líquido, sobre las moléculas del solvente. Es decir que si la presión de vapor disminuyó respecto de la del agua (que en condiciones normales hervía a 100ºC), ahora requerirá calor adicional, que hará que el punto de ebullición se eleve. Al fenómeno por el cual el agregado de un soluto eleva el punto de ebullición del agua, para igualar la presión exterior, se denomina ascenso ebulloscó- pico. La temperatura de ebullición del Solvente puro es menor que la de la Solución (Soluto más Solvente). Esto nos indica que hervir agua pura no es igual que hervir agua con sal. Figura 5 Por el mismo mecanismo, las soluciones se congelan a menor temperatura que su solvente puro. Al agregar más calor para compensar la disminución de la presión de vapor, la solución no se habrá congelado a 0ºC, sino que lo hará a menor temperatura. A éste fenómenose lo denomina descenso crios- cópico. La temperatura de fusión del Solvente puro es mayor que la de la Solución (Soluto más Solvente). Esto explica por qué se le agrega sal al hielo. Luis E. Simes - 104 - Síntesis: Por influencia de las fuerzas atractivas de un soluto en agua, la presión de vapor del solvente disminuye, lo cual provoca un ascenso de su punto de ebullición (aumento ebulloscópico) y disminución de su punto de fusión disminuye (descenso crioscópico). Estos fenómenos se encuentran regidos por la Ley de Raoult. LEY DE RAOULT La Ley de Raoult, relaciona la variación de los puntos de ebullición y fusión con la fracción molar X de la solución. La fracción molar de la solución es la relación existente entre la cantidad de moles de un soluto con la cantidad total de moles de la solución. Fracción molar X = Se determina calculando los moles de soluto sobre los moles totales de la solución (moles del soluto, más moles del solvente). X = Nº de moles de St/(Nº de moles de St + Nº de moles del Sv). Con la determinación de la fracción molar X, podemos calcular el descenso de la presión de vapor que sufre el solvente, cuando se le agrega un soluto. La disminución de la presión de Vapor del agua, cuando se le agrega un solvente es igual a: 𝛥 Presión vapor = Presión de Vapor del Solvente X Nótese que el resultado no es la nueva presión del solvente, sino el descenso de presión 𝛥. Entonces, para determinar la presión de la solución se debe restar el valor obtenido de la presión de vapor del solvente puro. LECTURA COMPLEMENTARIA La Ley de Raoult resulta útil para la determinación de: Presión de vapor de la solución Los valores de la presión de vapor de diversos solventes se encuentran tabu- lados para diferentes temperaturas, pero no así para la enorme cantidad de soluciones o la infinita variabilidad de concentraciones posibles. Para ello existen metodologías para determinar cuál será la presión de vapor en una determinada solución. Por ejemplo: Si se pide determinar la presión de vapor que tendrá una solución de CaCl2 al 4% M/M de solvente a 25ºC, se procede de la siguiente manera: Introducción a la Bioquímica - 105 - 1. De las tablas se extrae el dato que indica que a 25ºC, la presión de vapor del agua es 23,76 torr. 2. Esta solución está formada por 4 gramos de soluto y 100 gramos de solvente agua. Para determinar la fracción molar X, es necesario calcu- lar moles a partir de gramos. Se determina X para el Cloruro de Calcio (CaCl2) al 4% M/M de solvente a. número de moles de soluto, n de Cloruro de Calcio: n: Cloruro de Calcio = masa st/PM st = 4 g/111 = 0,036 moles b. número de moles de solvente: n = masaH2O/PMH2O = 100 g/18 g = 5,56 moles c. Fracción molar X:= 0,036 moles / (0,036 moles + 5,56 moles)= 0,036 moles / 5,596 moles = 6,43 x 10-3 Una vez obtenido X, se calcula el cambio de presión del solvente: 𝛥 P = X Psv 𝛥 P = 6,43 x 10-3 x 23,76 torr = 0,15 torr Aquí se obtuvo la información sobre cuanto disminuyó la presión de vapor del agua cuando se le agregó el soluto. Restando, se obtiene, la presión final de la solución: Psc = Psv − ∆ P 23,76 torr. – 0,15 torr. = 23,61 torr es la Presión de vapor de la Solución. OSMOLARIDAD La osmolaridad es el fenómeno por el cual las partículas de una sustancia disuelta interaccionan con moléculas de agua. Este tipo de partículas (iones, moléculas) son osmóticamente activas, es decir que influyen en el valor de la presión. Para medir su actividad, se utiliza la unidad de concentración química, denominada OSMOL (OsM). Ya se ha visto que la Molaridad es el número de moles de soluto en 1.000 ml de solución Que la Normalidad es el número de Equivalentes de Soluto en 1.000 ml de solu- ción. Luis E. Simes - 106 - La molaridad y la normalidad se encuentran asociadas por la valencia del elemento o la sustancia (Factor “v”). Ahora bien, se observará como el OsMol también se encuentra asociado al mol: OsM = M ⋅ i van’t Hoff calculó que todas las partículas disueltas intervenían en la presión osmótica, por lo cual definió un factor denominado “i” que corresponde al número de partículas en que se divide un soluto cuando está en solución. De esta manera relacionó al OsMol con el mol, diciendo que, si se coloca un mol de cloruro de sodio, el número de partículas será de 2 moles ya que la sal se disuelve en dos partículas (cloruro + sodio). En este caso el factor “i” vale 2, por lo tanto OsM = M . i = 1 M . 2 = 2 M Es decir que al colocar un mol de sal se obtienen dos moles de partículas osmóticamente activas. Por ejemplo, urea 1 M genera un mol de partículas, ya que la Urea no se disocia en agua. En éste caso como i = 1, M = OsM. Para una solución 2 Molar de CaCl2, debemos tener en cuenta que “i” vale 3, que es la cantidad de iones que genera esa sal al disolverse. CaCl2 2 Cl- + Ca++ OsM CaCl2 = 2M . 3 = 6OsM En síntesis, La osmolaridad es el número de osmoles de soluto que se encuentran en 1000 ml. de solución. LA PRESIÓN OSMÓTICA ES UNA PROPIEDAD COLIGATIVA La Presión osmótica 𝜋 es la presión que se establece entre dos medios de diferente concentración o actividad química. En estos procesos donde el so- luto no atraviesa membrana, la única manera de equilibrar las actividades químico-eléctricas, es mediante el paso de agua desde la zona mas diluida a la mas concentrada. La presión que se opone a ese pasaje se denomina pre- sión osmótica. El agua, por ser una molécula pequeña puede atravesar las membranas celulares. Sin embargo, cuando la demanda de agua es alta, puede usar un transportador específica llamado acuaporina, que permite el paso de H2O, pero no H+. Si bien la elevada tensión superficial del agua y la alta hidrofobicidad de la membrana por la presencia de biomoléculas, sobre todo anfipáticas, dificultan, aunque no impiden, el proceso osmótico. Según van’t Hoff, desde el punto de vista físico, un soluto muy diluido debe- ría comportarse de manera similar a un gas, en razón de la distancia inter- molecular elevada y de una baja interacción entre las partículas (gases idea- les ⇌ soluciones ideales). Introducción a la Bioquímica - 107 - LECTURA COMPLEMENTARIA En base a esa similitud, el cálculo de la presión osmótica () se podría cal- cular mediante la ecuación general de los gases, en la que se reemplaza la presión P por la presión osmótica 𝜋 𝜋𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 Despejando nos queda 𝜋 = 𝑛𝑅𝑇 𝑉 Pero como número de moles (n), dividido el volumen es la concentración mo- lar M 𝑀 = 𝑛 𝑉 nos queda: 𝜋 = 𝑀𝑅𝑇 Que la Presión Osmótica 𝜋, es igual al producto de la Molaridad, por la cons- tante R por la temperatura absoluta T. “la presión osmótica (𝜋) es directamente proporcional a la concentración y a la temperatura.” Pfeffer y De Vries formularon las leyes de la presión osmóticas, que se resu- men en los siguientes puntos: 1 La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración Molar. 2 La presión osmótica es directamente proporcional a la temperatura absoluta. 3 Las disoluciones equimoleculares a la misma temperatura son isotó- nicas. 4 Si hay asociación molecular entre moléculas de soluto, la presión osmótica será menor de la esperada. 5 Despejando de 𝑀 = 𝑛 𝑉 , se puede determinar el peso molecular del so- luto. Un dato importante para estudiar el estado de una persona es la osmolali- dad. En la clínica se usan los osmómetros, que miden osmolalidad, y lo hacen basados en la propiedad coligativa del descenso de presión de vapor. Luis E. Simes - 108 - DIFUSIÓN Y PRESIÓN OSMÓTICA Cuando dos medios de diferente concentración o actividad química se en- cuentran separados por una membrana semipermeable, se produce un pa- saje de sustancias, con el fin de alcanzar un equilibrio entre ambos compar- timentos. Si el soluto es capaz de atravesar la membrana, pasará del sitiomás concentrado (A) al de menor concentración (B), hasta igualar ambos espacios. Este proceso se denomina difusión. A nivel biológico siempre se produce por diferencias de gradiente químico y/o eléctrico, para partículas pequeñas, como ciertos iones (K+), y a través de las membranas fosfolipídicas de las células. El proceso de difusión se verá favorecido en las siguientes circunstancias: a. A menor masa molecular del St, b. A mayor liposolubilidad del St, c. A menor liposolubilidad de la membrana d. A mayor diferencia de concentración a ambos lados de la membrana, e. A menor espesor de membrana f. A mayor superficie de intercambio g. A mayor tamaño de poro, h. A menor carga eléctrica, i. A mayor temperatura fisiológica Como ejemplo, se tienen dos vasijas de 1 litro ocupadas por soluciones de diferente concentración: En el recipiente A, 2 Osmolar y en el B, 1,2 Osmolar. Para que se produzca el equilibrio pasarán 0,4 moles desde el recipiente A al B, quedando: Recipiente A: 2 Moles – 0,4 moles = 1,6 moles/l Recipiente B: 1,2 Moles + 0,4 moles = 1,6 moles/l Conclusión: el pasaje de 0,4 moles de soluto permitió alcanzar el equilibrio por difusión. Figura 6 Introducción a la Bioquímica - 109 - En el caso de la membrana plasmática celular ( liposoluble) , la difusión puede tener diferentes mecanismos: I. Transporte Pasivo: En este caso las sustancias atraviesan mem- brana siempre a favor de gradiente de concentración sin requerir energía. a. Difusión simple: Se produce con sustancias liposolubles, que puedan disolverse en la membrana, siendo poco específica. Los gases (CO2, O2, CO ), las pequeñas moléculas (H2O, alcoholes de bajo peso molecular, urea, benceno, tolueno) la pueden atra- vesar mientras que los iones y las moléculas mayores lo tienen impedido. La difusión es bidireccional (desde el espacio de ma- yor concentración al de menor concentración). b. Difusión facilitada: Ciertas sustancias ven favorecido el pasaje, siempre a favor de gradiente de concentración o potencial, me- diante dos mecanismos: a) canales iónicos para el paso de cier- tas moléculas y b) cotransportadores, llamados permeasas. II. Transporte Activo: Se produce en contra de gradiente de concentración, pero a diferen- cia del caso anterior, siempre requiere energía, por lo cual están asociados a moléculas fosforiladas, principalmente ATP. LECTURA COMPLEMENTARIA DIFUSIÓN SIMPLE Las moléculas liposolubles atraviesan con facilidad la doble capa lipídica. Cuanto mas liposoluble sea62 la molécula (Ácidos grasos, esteroles), con mas facilidad traspasarán membrana63. Como ya se dijera las moléculas pequeñas sin carga también pueden hacerlo. DIFUSIÓN FACILITADA Al igual que la difusión simple, se realiza a favor de gradiente. La diferencia radica que en el caso de la difusión facilitada, el proceso se lleva a cabo con la cooperación de proteínas integrales de membrana, que funcionan como 62. Se mide por el coeficiente de dilución de partición aceite de oliva/agua, de acuerdo a la solubilidad en esas fases. 63 Otra modalidad de movimiento de sustancia se da entre células en contacto (nexus o gap) como el calcio en el músculo cardíaco. Luis E. Simes - 110 - reguladoras. Las proteínas de membrana que participan en este mecanismo se agrupan en dos grandes grupos, denominados: a. Canales o poros b. Proteínas transportadoras a. Canales o poros: Los canales proteicos permiten el paso de moléculas pequeñas, y su ac- tividad sufre regulaciones que se manifiestan en un cambio de estruc- tura, que permiten procesos de transporte rápido. Se consideran los si- guientes tipos de canales: 1. Canales iónicos: Están tapizados por un interior hidrofílico que facilita el pasaje de elec- trolitos (K+ , Na+, Ca++, Cl- ) de manera regulada, lo que determina el estado de abierto o cerrado según las necesidades de la célula. La regu- lación puede ser mecánica (cambios en el citoesqueleto celular), quimio- receptoras (ligando), eléctricas (potenciales de membrana), o estructu- rales (formas de saco, que facilita el paso de macromoléculas), de acuerdo con la actividad y conformación de membrana. Los canales son muy específicos de iones. En general el interior de la célula es más elec- tronegativo que el exterior, lo que facilita el ingreso de cationes. La alte- ración de los canales iónicos produce patologías graves (fibrosis quística por defectos genéticos de los canales de cloro, o la miastenia gravis, por alteraciones en el funcionamiento en los canales de sodio) 2. Acuaporinas: Se encargan del paso de moléculas de agua, con mayor intensidad que la que se produce en la difusión simple. Son muy específicas para el agua, intervienen en los procesos osmóticos, siendo mas activas en ciertos tejidos como intestino y riñón. A dife- rencia de la difusión simple, no permite el paso de protones, lo que resulta esencial para la regulación del pH. 3. Porinas: Son canales especiales que se encuentran en las mitocon- drias y permiten el paso de iones y moléculas de elevado PM. Su in- terior es hidrofílico y el exterior unido a membrana es. lipofílico b. Proteínas Transportadoras: Otra forma mediante la cual las sustancias hidrosolubles pueden atravesar membrana, es por transportadores llamados permeasas. Estas funcionan sin gasto de energía, y en general su acción obedece a la forma estructural de la sustancia. Cuando una molécula no atraviesa la membrana, la unión a un cotransportador genera una modificación estructural, envolvente y de giro, que facilita el paso del soluto. Introducción a la Bioquímica - 111 - Uniporte Simporte Antiporte Las permeasas son específicas de sustrato, o grupo de sustratos similares, basadas en tipos estructurales. Como estas modificaciones pueden ser re- versibles, el transporte puede ser bidireccional, pero siempre a favor de gra- diente. Las permeasas sufren el fenómeno de saturación (tiene un punto má- ximo de captación de sustrato) y el de competitividad, cuando existe una molécula de estructura similar a su sustrato (Inhibición competitiva). El transporte de las sustancias mediante permeasas, puede ser diferenciado conforme con el mecanismo de acción: 1. Transporte uniporte o monotransporte: El soluto ingresa en una direc- ción. Un ejemplo de transportador lo constituyen los receptores GLUT (Glucose transporter) que son de gran importancia funcional. Atraviesan membrana y abren su extremo para acceso de las molécu- las de glucosa. Los transportadores GLUT-1, GLUT-3 y GLUT-4 tienen alta afinidiad por la glucosa. Alteraciones en éste último han sido referidos en la diabetes mellitus. 2. Cotransporte (o acoplado): en este caso siempre se transportan dos solutos. Cuando ambos solutos son trasportados en la misma dirección el proceso se denomina simporte, que se dan en el caso del Sodio con la glucosa. En cambio, si el movimiento de ambos solutos, se produce en sentidos contra- rios el mecanismo se denomina antiporte. Un ejemplo lo da el eritrocito, en el intercambio bicarbonato/cloruro. X Glucosa/ Na+Na+ / H+ TRANSPORTE ACTIVO El transporte activo es siempre en contra de gradiente o de voltaje y se re- quiere del aporte de energía. Los mecanismos y estructuras del transporte activo y del pasivo, son semejantes, pero teniendo en cuenta que son en contra de gradientes y con gasto de energía Luis E. Simes - 112 - a. Cuando el transporte es directo, diversas moléculas fosforiladas ATPasas se encuentran presentes para hidrolizar el ATP, en una reacción exergó- nica (entrega energía). b. El transporte activo indirecto, es una consecuencia de la modificación del gradiente electroquímico que genera el transporte activo directo. Sin él transporte directo, el transporte indirecto no podría transcurrir, ya que lo origina la modificación de gradiente originado previamente por aquel. En el transporte activo indirecto, se reconocen el cotransporte, en el que dos sustratos se dirigen en la misma dirección y el contratransporte, sobre el mismo principio de modificación de gradiente, la molécula o ión que pro- mueve el pasaje del sustrato, sigue la dirección opuesta de éste. Por ejemplo, el intercambio Na+/H+, para la regulación del pH. O la bomba sodio-potasio, de gran importancia, en la cual salen tres iones sodio Na+, e ingresan dos iones potasio K+,. Es la encargada de mantener elevada la con- centración de potasio intracelular y sodio extracelular. Ésta diferencia de actividades es fundamental para mantener el potencial basal de membrana. H+ Na+ K+ Ante la diversidad biológica, no todas las clasificaciones son exactamente iguales, pero todos los intercambios transmembrana que se han descripto, resultan esenciales para el mantenimiento de los potenciales basales y de los potenciales de acción de la conducción nerviosa o muscular, por lo que deben ser interpretados para el estudio posterior de la conducción nerviosa y motora. El esquema se adapta al texto para facilitar su interpretación. Introducción a la Bioquímica - 113 - Simple Difusión Pasiva Canales Facilitad Uniporte Transporte Porinas Simporte Cotransporte Directa Antiporte Difusión Activa Cotrans- porte Indirecta Contra transporte ÓSMOSIS En el caso en que el soluto no atraviese membrana, como podría ser el caso de la albúmina, la difusión no puede resolver el desequilibrio. En ese caso es el mecanismo osmótico el que se encarga de regular las diferencias de concentración o potencial. Cuando el soluto no puede atravesar membrana, el equilibrio sólo se puede alcanzar mediante el paso de solvente, desde el lado más diluido al más con- centrado. El proceso es denominado ósmosis. Si en un recipiente como el de la figura 7, en donde la concentración de partículas que atraviesan membrana es de 1,2 M en el recipiente de la iz- quierda y de 1,6 M en el de la derecha, se requiere que las concentraciones se igualen en ambos lados de la membrana. Promediando ambas concentra- ciones, se espera alcanzar el equilibrio a 1,4 M de ambos lados. Ello se logra cuando pasan 142,85714 ml de solvente del recipiente A al recipiente B. Cualquier otro valor no alcanzará el equilibrio necesario. Previo al comienzo del proceso osmótico, el recipiente A y el B contenían 1.000 ml de solución. Realizado el proceso osmótico, y finalizado el mismo con el equilibrio alcanzado, el recipiente A quedó con un volumen de 857,14286 ml y el recipiente B con un volumen de 1.142,85714 ml. Nótese la sensibilidad de los equilibrios, ya que sólo en el dígito de la cienmilésima del mililitro se alcanza el punto definitivo. Luis E. Simes - 114 - Figura 7 En el cuadro se resumen los cambios hasta alcanzar el equilibrio Volumen inicial Pasan ml de Solvente Volumen final A 1000 ml 142,85714 ml 857,14286 ml B 1000 ml 1.142,85714 ml En síntesis. La Presión osmótica 𝜋 es la presión que se establece entre dos medios de diferente concentración o actividad química, y que se encuentran separados por una membrana semipermeable. La presión osmótica determina el pasaje de solvente desde el ambiente más diluido al más concentrado. PRESIÓN ONCÓTICA La presión oncótica (También mencionada como Presión Coloido-Osmótica, PCO), se rige por los mismos principios que la presión osmótica, pero se diferencia en que aparte de la presión ejercida por el número de partículas (Presión osmótica) se adiciona la presión ejercida por las cargas eléctricas. En el organismo el soluto está constituido por proteínas que al pH de la sangre se encuentran cargadas negativamente, originando atracción sobre moléculas del intersticio, a través de las membranas vasculares. Muchas veces tiende a simplificarse el concepto de intercambio a través de membranas semipermeables, restringiéndose a mencionar solutos sin car- gas. Sin embargo, la influencia de las cargas eléctricas complejiza el fenó- meno y en esos casos la presión determinante se denomina ONCÓTICA. En consecuencia, se diferencia la presión osmótica como aquella generada por el solvente (agua) con solutos sin cargas, de la presión oncótica originada por las proteínas (con cargas eléctricas). Entre ellas toma un cariz prepon- derante la Albúmina. Como las proteínas son incapaces de atravesar membranas, atraen agua desde el intersticio hacia el sistema circulatorio. Esa función es esencial para mantener la presencia coloido-osmótica entre el agua intravascular y el me- dio intersticial. Las patologías que cursan con disminución de albúmina (Hi- poalbuminemia) ya sea por déficit de síntesis hepática (cirrosis, hepatitis Introducción a la Bioquímica - 115 - crónica) por pérdida renal (Albuminuria, Síndrome Nefrótico) o por ingesta insuficiente, ocasionarán la salida de agua intravascular y su acumulación en el medio interno, conduciendo a cuadros de edema y/o ascitis. Esta pugna de presiones es la ejercida por los líquidos en un recipiente o tubuladura. Al recibir una presión directa, el agua tiene tendencia a salir del lecho vas- cular hacia el medio interno. La presión hidrostática se ejerce en dirección opuesta a la presión osmótica y se debe incrementar para equilibrar a la presión oncótica. Figura 8 MEDICINA RELACIÓN ENTRE OSMOLARIDAD Y OSMOLALIDAD La presión oncótica actúa en sentido inverso a la presión hidrostática, rete- niendo o reincorporando agua al sistema circulatorio. El fracaso de este equi- librio puede llegar a la producción de edemas, con la acumulación de líqui- dos en el tejido intersticial. Las partículas osmóticamente activas, como la Glucosa, las Proteínas y la Urea contribuyen a mantener la osmolaridad plasmática, cuyo valor en ge- neral oscila alrededor de los 300 mEq/l. La osmolaridad plasmática es fundamental para sostener los equilibrios en los compartimentos, fundamentalmente en el medio interno del organismo. En base a lo expresado se suele utilizar en los laboratorios y servicios la siguiente fórmula para determinar la Osmolaridad Plasmática Efectiva, cal- culada: LA osmolaridad calculada es igual al doble de la suma de las con- centraciones plasmáticas de sodio y potasio, mas la concentración plasmá- tica de glucosa, en milimoles. Osm=2[Na+ K+]+[Glu] Un paciente con los siguientes valores de laboratorio Luis E. Simes - 116 - Glucemia = 5,2mM Natremia [Na+]=140 mEq/l Kalemia [K+]=4,4mEq/l tendrá una Osmolaridad calculada 2 x [140mEq/l+4,4Eq/l]+[5,2mM]= 294mOsmolar Estos cómputos están realizadossobre la osmolaridad (número de miliOs- moles por litro de plasma) que son diferentes a los de a osmolalidad, ya que ésta se calcula por un Kg de agua. Ahora bien, en la clínica se usan los osmómetros, que miden osmolalidad, en lugar de la osmolaridad, utilizando el mecanismo que proporciona la pro- piedad coligativa del descenso crioscópico del plasma, y asimilándose osmo- laridad y osmolalidad como sinónimos. Sin embargo, un litro de plasma suele tener 970 g de agua, lo que puede originas resultados discrepantes. Para determinar la osmolaridad real se debe multiplicar la osmolalidad me- dida en el osmómetro por 0,93. Un paciente con una osmolaridad calculada, debería tener un valor en el osmómetro de 316 miliOsmolal. Equivalencias: Para averiguar por cálculo los valores, se utilizan los siguien- tes factores de corrección. miliOsmolar x 1,075 = miliOsmolal miliOsmolal x 0,93 = miliOsmolar LECTURA COMPLEMENTARIA PRESIÓN HIDROSTÁTICA La presión hidrostática, también llamada Presión de Fluido, es aquella que produce un líquido sobre las paredes de un recipiente. Esta presión es ejercida en todas las direcciones, por lo cual, si el recipiente es poroso, semipermeable o posee un vaso comunicante, el líquido tenderá a salir de su depósito. La presión hidrostática depende de la densidad (𝛿) del líquido y de la profun- didad h tomada desde la superficie que se esté considerando. Introducción a la Bioquímica - 117 - 𝑃𝑓 = ℎ𝛿 Por lo tanto, en una masa de líquido, cualquier plano horizontal que se eva- lúe, tendrá la misma presión. Por ello, en los vasos comunicantes, la altura siempre es la misma. Figura 9 Si se eligen al azar dos puntos en el recipiente de abajo: Figura 10 Si h2 > h1, entonces la presión recibida en el punto 2 es mayor que en el punto 1. P2 > P1 (en los planos). Ahora, al considerar la presión sobre el fondo del recipiente, el razonamiento sería inverso, pues h se calcularía desde la base del recipiente.: P1 > P2 (sobre el fondo). HIDRODINÁMICA La hidrodinámica estudia el comportamiento de los fluidos en movimiento. Es de mucha aplicación en la circulación sanguínea y en el intercambio ga- seoso alveolar. En el movimiento de los líquidos existe un juego permanente entre la energía cinética y la energía potencial. Cuando un líquido circula por un tubo, la presión va disminuyendo en su trayecto, por efecto del rozamiento. Luis E. Simes - 118 - El principio de Pascal establece que cuando “se aplica una presión sobre un lugar específico de una masa líquida, esa presión se transmite en todas las direcciones”. Es éste un principio ideal que requiere que el líquido sea in- compresible y que las paredes del recipiente sean rígidas. Esto se comprueba cuando a un recipiente con líquido se le realizan perfo- raciones iguales. Se puede observar que el líquido sale con la misma veloci- dad en todos ellos. Se sabe que el factor ℎ ⋅ 𝛿 es el peso que ejerce el fluido, pero para determinar la presión se debe considerar la superficie sobre la que es aplicada. Si un recipiente con líquido es perforado a diferentes alturas, el líquido de las perforaciones superiores sale con menos fuerza que de los bajos, ya que esa presión va a depender de la altura. Entonces 𝑃𝑓 = ℎ ⋅ 𝛿 𝑆 Donde S es la superficie (o área) considerada. Este principio es fundamental en la transmisión de las presiones en diferen- tes puntos de un fluido que se desplaza en un sistema tubular, como el cir- culatorio, en el que el sistema arterio-venoso ejerce una resistencia o tensión variables, complejizando la interacción. Los sistemas hidráulicos, como por ejemplo los aplicados en sistemas de fre- nado o elevación de pesos, se fundamentan en el principio de fuerza o peso/S, fundamento de las prensas hidráulicas. El principio se puede interpretar en el siguiente gráfico: Figura 11 Si presión es 𝑃𝑓 = 𝐹 𝑆 entonces 𝐹 = 𝑃𝑓 ⋅ 𝑆 Pascal explicitó que la presión del fluido es la misma en todos los puntos, entonces: 𝐹1 = 𝑃𝑓 ⋅ 𝑆1 𝐹2 = 𝑃𝑓 ⋅ 𝑆2 ∴ Introducción a la Bioquímica - 119 - Como Pf en las fórmulas anteriores es un factor común, la Fuerza 1 (F1) es igual a la Superficie 1, y la F2 = S2. Esta igualdad permite la resolución del valor de una de las variables desconocidas: 𝐹1 𝑆1 = 𝐹2 𝑆2 Como la S2 > S1, entonces las la F2 será mayor que la F1. De esta manera se observa como la aplicación de una pequeña fuerza en un sistema hidráulico, produce una fuerza mucho más intensa, proporcional a la diferencia de superficies. PRINCIPIO DE BERNOULLI El estudio de los fluidos muchas veces se basó en la observación de las co- rrientes de ríos y arroyos. Es notorio que cuando el cauce del flujo se angosta, su velocidad aumenta. Cuando Bernoulli asoció el cambio de velocidad con la presión, encontró la siguiente asociación: “Donde la velocidad de un fluido es alta, la presión es baja y viceversa” Entonces “en un tubo de mayor sección la velocidad será baja y la presión alta, mientras que, en un tubo de sección angosta, la velocidad será alta y la presión baja” El efecto Venturi, que es la generación de succión por cambio de presiones, está basado en el principio de Bernoulli, que se grafica abajo: Figura 12 Vemos a la izquierda que una baja velocidad, origina una elevada presión. Al llegar al tubo de menor sección, la velocidad debe aumentar, y en conse- cuencia, la presión disminuirá. Estos conceptos son de aplicación pedagógica cuando se estudia el sistema circulatorio. Luis E. Simes - 120 - Como estos ejemplos se basan en tubuladuras rígidas, y el sistema circula- torio no lo es, se puede apelar a la demostración de Marey, quien comparó la circulación de los fluidos en tubos rígidos y flexibles. Así determinó que cuando se interrumpe intermitentemente el flujo de un líquido (Diástole) en un tubo rígido la presión cae a cero en cada intermiten- cia, mientras que, en las tubuladuras flexibles, la circulación no se inte- rrumpe. Al ser el sistema circulatorio de naturaleza flexible, la presión diastólica no cae a cero a pesar de que no hay impulso, y se mantiene en aproximada- mente 80 mmHg, aunque en ese momento no haya bombeo. Esa elasticidad es la que asegura el flujo continuo de sangre a los tejidos. Por otra parte, en diástole, la presión hidrostática es menor, lo cual permite a la presión oncótica reponer fluidos desde el intersticio al sistema circula- torio. Resumen: PRESIÓN HIDROSTÁTICA La presión hidrostática, también llamada Presión de Fluido, es aquella que produce un líquido sobre las paredes de un recipiente. Esta presión es ejercida en todas las direcciones, por lo cual, si el recipiente es poroso, semipermeable o posee un vaso comunicante, el líquido tenderá a salir de su depósito. En el organismo actúa desde el interior de los vasos sanguíneos empujando agua hacia el intersticio. HIDRODINÁMICA La hidrodinámica estudia el comportamiento de los fluidos en movimiento. Es de mucha aplicación en la circulación sanguínea y en el intercambio ga- seoso alveolar. Cuando un líquido circula por un tubo, la presión va disminuyendo en su trayecto, por efecto del rozamiento. PRINCIPIO DE BERNOULLI La observación de los arroyos permite entender que cuando el cauce donde circula el fluido se angosta, su velocidad aumenta. Cuando Bernoulli asoció el cambio de velocidad con la presión, encontró la siguiente asociación: “Donde la velocidad de un fluido es alta, la presión es baja y viceversa” Introducción a la Bioquímica - 121 - Entonces “en un tubo de mayor sección la velocidad será baja y la presión alta, mientras que, en un tubo de sección angosta, la velocidad será alta y la presión baja” El efecto Venturi, que es la generación de succión por cambio de presiones, está basado en el principio de Bernoulli, que se grafica abajo: Figura 12 Vemos a laizquierda que una baja velocidad, origina una elevada presión. Al llegar al tubo de menor sección, la velocidad debe aumentar, y en conse- cuencia, la presión disminuirá. DEMOSTRACIÓN DE MAREY El Físico Marey, observó que la circulación de fluidos en tubos rígidos era diferente a cuando lo hacía en tubos flexibles. Así determinó que cuando se interrumpe el flujo de un líquido en un tubo rígido la presión cae a cero en cada intermitencia, mientras que, en las tu- buladuras flexibles, la presión sólo disminuye, pero nunca a cero. MEDICINA Según se viera en el apartado anterior, al ser el sistema circulatorio de na- turaleza flexible, la presión diastólica no cae a cero a pesar de que no hay impulso, y se mantiene en aproximadamente 80 mmHg, aunque en ese mo- mento no haya bombeo. Esa elasticidad es la que asegura el flujo continuo de sangre a los tejidos La circulación de la sangre en los capilares depende de la resistencia peri- férica y de la presión cardíaca que la impulsa. En el proceso se producen intercambio de líquidos y gases entre el sistema circulatorio y el intersticio. Luis E. Simes - 122 - Al existir presión en los capilares arteriales, algo de líquido pasa al intersti- cio, mientras que, en el extremo de los capilares venosos, se reproduce el fenómeno inverso. STARLING estableció que: “Los volúmenes de líquidos intercambiados entre el sistema circulatorio y el intersticio, son similares, aunque mayor en el extremo arterial que en el venoso. La pequeña diferencia que no se reabsorbe retorna por el sistema linfático”. STARLING estableció que el proceso se regula por la relación entre la presión hidrostática (PH) y la presión oncótica o coloido-osmótica (PCO) que es cons- tante. En el extremo arterial la presión hidrostática es mayor que en el ex- tremo venoso. Ello ocasiona que escape líquido de las arterias, pero al bajar la presión, las fuerzas oncóticas atraen líquido desde el intersticio al lecho vascular. Por ello en sístole es predominante la presión hidrostática y en diástole lo es la oncótica. Ley de Laplace establece que “la tensión en la pared del vaso o de la cavidad, T, es direc- tamente proporcional a la presión (P) y al radio (r) e inver- samente proporcional al grosor de la pared (h)”. Entonces para evitar un exceso de tensión en la pared o el vaso, se requiere o bien un pequeño calibre r, o un ligero aumento en el grosor de las paredes. Un incremento del grosor de la pared puede asociarse a una hipertrofia ven- tricular. TONICIDAD Ya en la definición se ha expresado que la tonicidad es la relación de las presiones osmóticas entre los dos medios separados por una membrana semipermeable. Cuando una membrana semipermeable separa dos sistemas materiales de diferente actividad química, se pueden observar tres casos posibles: a) La molaridad del intersticio (LEC64) es mayor que el citoplasmático (LIC65) : Hipertónico b) Ambas concentraciones son iguales: Isotónico c) La concentración del intersticio (LEC) es menor que la citoplasmática LIC): Hipotónico 64 LEC: Líquido extracelular; 65 LIC: Líquido intracelular Introducción a la Bioquímica - 123 - Esto es observable en los eritrocitos, que son células muy sensibles al me- dio. En el esquema central se visualiza a los hematíes en un medio isotónico,(b) por lo cual el ingreso y egreso de agua están so iguales y el glóbulo no se modifica. . Figura 13 A la izquierda se muestra el comportamiento del eritrocito en un medio hi- pertónico LEC mas concentrado que el LIC. Como la concentración fuera de la célula es mayor que en su interior, el sistema trata de igualar las concen- traciones. Para ello sale agua y el glóbulo rojo pierde su conformación, achi- cándose (Schrink). A éste carácter se lo denomina plasmólisis. Se pueden observar microscópicamente con aspecto de crenocitos (Espiculados o estre- llados). Es común en la deshidratación. La tercera figura muestra la situación de los hematíes en un medio hipotó- nico. En esta situación está más concentrado el interior globular, por lo cual se producirá el ingreso de agua al glóbulo. Aquí la célula entra en un estado turgente, pudiendo reventar cuando la hipotonía sea muy marcada. Se los puede visualizar como esferocitos, previo a la hemólisis. Algunos autores los denominan hidrocitos. RESISTENCIA GLOBULAR Cuando se trabaja con sangre se debe tener mucho cuidado de que el ma- terial este perfectamente secos (jeringas, tubos, etc.) pues de lo contrario el agua produce una hemólisis inmediata. En estos casos, la salida de potasio es muy importante (140 mEq/l en el interior celular y 4 mEq/l en el plasma). Una prueba de laboratorio denominada Resistencia Globular, somete a la sangre a valores decrecientes de concentración de cloruro de sodio, para de- terminar hasta qué valores el glóbulo resiste la hipotonicidad y comienza a mostrar evidencia de hemólisis. Resulta de utilidad para determinar la baja resistencia globular, alteraciones enzimáticas y una posible relación con anemias hemolíticas. Luis E. Simes - 124 - Figura 14 Tomado de Semiología de Fischer. Laboratorio- 4ª. Ed. - 125 - 7 ESTADO HÍDRICO- ÁCIDO- BASE Y GASES EN SANGRE DISTRIBUCIÓN CORPORAL DEL AGUA El agua corporal no se encuentra uniformemente distribuida en el orga- nismo, sino que ocupa tres compartimentos separados, pero relacionados. a. Intracelular b. Intersticial c. Intravascular Esta distribución depende de la condición física y de salud, del género y de la edad entre otras variables determinantes. Para un adulto normal de sexo masculino, el agua comprende aproximadamente el 60% de su peso corporal. En general esa proporción es menor en las mujeres y en los adultos mayores y más elevada en niños. Hay una tendencia a la deshidratación que aumenta con la edad. Ahora bien, esa masa de agua no es cuantitativamente equivalente en cada espacio. Se sabe que aproximadamente, un 40% del peso corporal es intra- celular; el 20% restante constituye el fluido extracelular, que está dividido a su vez en dos espacios: el intravascular, correspondiente a los fluidos conte- nidos en el sistema circulatorio y linfático y por fuera de esos sistemas, se encuentra el líquido extravascular, o intersticial. A este último espacio, tam- bién se lo denomina medio interno, ya que es el que baña a todas las células Luis E. Simes - 126 - del cuerpo, lo que le permite representar las condiciones generales del orga- nismo, y consecuentemente el estado de la homeostasis. En base a lo expresado, se puede decir que una persona promedio de 70 kg de peso, en buen estado de hidratación, debería contener un 60% de ese peso, es decir 42 kg totales. Como el agua tiene densidad 1, esos 42 kg se expresan como 42 litros. Figura 15 BALANCE DEL AGUA EN EL ORGANISMO La homeostasis es el resultado del buen funcionamiento y equilibrio de los diferentes sistemas del organismo. Uno de los mecanismos esenciales para sostener el equilibrio homeostático es la cantidad de agua dentro de ciertos valores, para evitar tanto la deshi- dratación como la retención excesiva. Diariamente se filtran en el riñón aproximadamente 180 litros de agua, de los cuales el 99% vuelve a la circulación. De esos 180 litros filtrados, alrede- dor de dos litros diarios son eliminados por vía renal (diuresis). El control entre ingreso y egreso se debe mantener con eficiencia, dentro de ciertos límites comandados por los mecanismos sensores y hormonales. En promedio se puede considerar un balance ideal entre incorporación y eliminación del agua con un ejemplo como en la tabla de abajo: Introducción a la Bioquímica - 127 - INGRESOS (I) DISTRIBUCIÓN EGRESOS (E) Bebidas 1.200 ml Líquido Intracelular 1.600 ml Orina 1.200 ml Comidas 800 ml Heces 400 ml Líquido Extracelular 800 ml Epidérmico 400 ml Metabolismo 400 ml Pulmonar 400 ml 2.400ml 2.400 ml 2.400 ml MEDICINA SED DE AGUA: El organismo humano enfrenta constantemente el estado de deshidratación. El aprovechamiento de agua se realiza por ingestión (bebidas y comidas) o por oxidaciones metabólicas. El agua se conserva mediante la reabsorción tubular, que recupera aproximadamente 180 litros (control renal) de masa circulante diariamente. No obstante, la pérdida de agua es persistente e in- tangible durante las actividades diarias. Éste volumen se denomina “Pérdida obligada”. Si bien la excreción intestinal es mínima y la urinaria es objetivable, la pér- dida por transpiración o perspiración (piel y pulmones) es casi insensible. Estos procesos llevan a una merma inconsciente del agua. Sumado a ello, el ingreso de sodio, aumenta la necesidad de ingestión de líquidos. Por eso el médico debe tener en cuenta siempre que el organismo enfrenta constantemente el peligro de la deshidratación. La tendencia natural del organismo es hacia la deshidratación. DIABETES INSÍPIDA La diabetes insípida no tiene relación con la Diabetes mellitus, ya que la glucosa no está involucrada con este cuadro. Su nombre deriva en que presenta algunos síntomas de la tríada diabética: elevada diuresis (poliuria) y sed intensa (polidipsia), pero sin presencia de glucosa (Insípida). Luis E. Simes - 128 - Es poco frecuente y obedece a una hipo actividad de la Hormona Antidiuré- tica, lo que se traduce en problemas para retener el agua a nivel renal. ESTADO ÁCIDO-BASE Es común en la vida diaria hablar de sustancias ácidas y alcalinas. En ge- neral se relacionan a las primeras con el limón, el vinagre, el ácido muriático. En cambio, la lejía, la soda cáustica, el bicarbonato de sodio, la soda solvay, se consideran alcalinas. Desde el punto de vista químico, Para Brönsted y Lowry ACIDO, es toda sustancia capaz de entregar protones. BASE, es toda sustancia capaz de recibir protones. Figura 1 De lo expuesto, queda claro que, por propia definición, para que exista un ácido, se necesita una base y viceversa. Estos equilibrios tienen comportamiento conjugado, ya que la entidad que actuó como ácido, se transforma por esa misma acción en una base, al con- vertirse en una estructura capaz de recibir nuevamente al protón que cedió. Los electrolitos pueden ser fuertes o débiles, en función de su tendencia a disociarse, esto es, la fuerza con la que los reactantes se transforman en producto. Una forma de medir esa tendencia a disociarse es a través de la utilización de la constante de equilibrio. (Ver página 66). AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA El agua tiene un comportamiento electrolítico, ya que es capaz de disociarse en iones. Sin embargo, esta disociación en el equilibrio, es muy débil, ya que, en condiciones normales, de cada diez millones de moles de agua, sólo un mol se encuentra disociado, según se expresa en la siguiente ecuación: H2O + H2O ⇌ H3O+ + -OH 1 mol 1 mol 1×10-7 moles 1×10-7 moles Al plantear la constante de equilibrio para esa reacción, nos queda la cons- tante del agua Kw66 Kw = [HO-] [H3O+] = 10-7 . 10-7 = 10-14 (1) 66. Téngase en cuenta que el agua es una constante, por lo cual no se coloca en la fórmula. Introducción a la Bioquímica - 129 - Para evitar el uso de datos con cantidad de ceros antes de la primera cifra significativa, Sörensen propuso la utilización de logaritmos negativos (sim- bolizado en el campo matemático como “p”). Al aplicarle logaritmo negativo a la ecuación (1) se obtiene el pKw, pH y pOH pKw = pOH + pH = 7 + 7 = 14 Kw es una constante cuyo valor a 25ºC es 1 x 10-14 En consecuencia, su logaritmo negativo (p), pKw también será una constante, cuyo valor es 14. Kw = [HO-] x [H3O+ ] = 1 . 10-14 pKw = pOH + pH = 14 pH = - log [H3O+] pOH = -log [HO-] El hidronio [H3O+] siempre representa la acidez y el [HO-] a la alcalinidad. MEDICIÓN DE LA ACIDEZ En un sistema la acidez se mide por la presencia de cualquiera de los cuatro indicadores derivados de la constante del agua: H3O+] ; [OHˉ] ; pH ; pOH Como se viera, a los efectos de trabajar con números que contengan pocos dígitos, se aplican logaritmos negativos a las concentraciones molares: pH = - log[H3O+] = -log 1x10-7 = 7 (3) pOH = - log[OHˉ] = -log 1x10-7 = 7 (4) De esta manera resulta evidente que los valores de pH e hidronio se encuen- tran vinculados a través de su logaritmo decimal negativo. Se describe en la tabla siguiente, la relación entre los cuatro parámetros Ácido Base pH [ H3O] [OH-] pOH Estado del medio 13 10-13 10-1 1 Alcalino 11 10-11 10-3 3 Alcalino 9 10-9 10-5 5 Alcalino 7 10-7 10-7 7 NEUTRO 6 10-6 10-8 8 Ácido 4 10-4 10-10 10 Ácido 2 10-2 10-12 12 Ácido Lógicamente, cualquiera de los cuatro valores (pH, pOH, [-OH] e [H3O+]) son individualmente suficientes para expresar la escala de acidez de una sus- tancia; por ello, para que resulte práctico y se facilite la comparación, es conveniente elegir uno sólo como patrón. Luis E. Simes - 130 - La comunidad científica optó por el pH, como escala patrón de acidez de los sistemas. Esta escala de 0 a 14 muestra que, a menor pH, mayor acidez. Figura 2 SISTEMAS BUFFERS Se denominan buffer, amortiguador o tampón, a aquellos sistemas consti- tuidos por un ácido débil y una de sus sales o por una base débil y una sal derivada de ella. Siguiendo con el ejemplo del ácido acético, como ácido débil, podrá constituir un buffer con una de sus sales, por ejemplo, el acetato de sodio. De esta manera se conforma con el par AcH/Ac-, un buffer. Otros ejemplos de buffers son: • Ácido Carbónico/Bicarbonato: H2CO3/HCO3= • Fosfato diácido – Fosfato Monoácido: H2PO4-/HPO4= • Amoníaco/Amonio: NH3/NH4+ • Proteinato/Proteína: − + • Hemoglobinato/Hemoglobina: Hb- + HbHH La principal propiedad de los buffers radica en su facultad de evitar las va- riaciones marcadas en la acidez del medio. Esto se basa en el mecanismo de adquirir o liberar protones del o al medio, de acuerdo con las tensiones apli- cadas al sistema. Si un medio posee un pH determinado, significa que tiene una concentración de protones que lo determina (ver tabla arriba). Si un buffer está presente, ante cualquier tensión aplicada al medio, el buffer reaccionará de manera de compensar esa tensión, conforme la descripción del Principio de Le Chate- lier. Si al agua se le agrega un ácido, se le estarán incorporando protones, y, en definitiva, disminuyendo su pH. En cambio, si existe un buffer en el medio, el pH tenderá a mantenerse. Por ejemplo, la presencia del buffer Fosfato monoácido recibirá protón, extrayéndolo del medio y aumentando el pH al formar fosfato diácido. Si el pH disminuye, se produce la reacción 1. Para sacar protones del medio. Introducción a la Bioquímica - 131 - En cambio, ante un aumento de pH, hay que colocar protones para recupe- rar la acidez. En ese caso se activa la reacción 2. Del buffer, hasta lograr el equilibrio. 1. PO4 H = + H+ ⇌ PO4 H2– (ABSORBE H+ DEL MEDIO) 2. PO4 H2– ⇌ PO4 H = + H+ (ENTREGA H+ AL MEDIO) Por supuesto que los buffers tienen una propiedad reguladora, pero limitada. Llegará un punto en el que la capacidad del buffer será superada y el pH se verá finalmente modificado. REACCIÓN DE HENDERSON- HASSELBALCH Esta ecuación resulta muy útil para medir la capacidad de un buffer. Un ejemplo es lo que ocurre a nivel biológico con la regulación del pH de los sistemas biológicos. Sus valores deben estar restringidos a una estrecha va- riabilidad para evitar patologías. Cuando las células en sus procesos metabólicos producen dióxido de car- bono y agua se forma ácido carbónico. Pero a su vez el ácido libera un protón y produce bicarbonato. En el proceso tienen activa intervención los sistemas respiratorio y renal y la enzima anhidrasa carbónica. CO2 + H2O ⇌ CO3H2 ⇌ H+ + HCO3- Una serie de reacciones se verifica en las células. Éstas, a través delos pro- cesos oxidativos, llevan a cabo su camino metabólico con la incorporación de oxígeno que permite utilizar la glucosa, concluyendo el metabolismo con la producción de CO2 y H2O. El anhídrido carbónico proveniente de ese proceso, es eliminado por sangre venosa en los pulmones, mientras que el agua se eliminará por diversas vías, entre ellas la renal. El CO2 se combina con agua para formar ácido carbónico. CO2+H2O⇌CO3H2 (1) Esta es una reacción energéticamente muy desfavorable, por lo que se lleva a cabo a través de la intervención de una enzima específica: la anhidrasa carbónica. El ácido formado, cuando el medio es pobre en protones, se disocia en bicar- bonato y protón (H+) que es un proceso regulado por el riñón (proceso meta- bólico) Luis E. Simes - 132 - Órgano Metabolito Carácter Pulmón CO2 ACIDO Riñón CO3H- BÁSICO CO3H2 ⇌ H CO3- + H+ (2) Combinando las ecuaciones (1) y (2), queda CO2 + H2O ⇌ CO3H2 ⇌ H CO3- + H+ El anhídrido carbónico, CO2 representa LO ACIDO, y su destino es el sistema respiratorio. El HCO3-, representa lo BASICO, siguiendo el proceso metabólico renal. Con la ecuación de Henderson-Hasselbalch se puede calcular el pH de cual- quier sistema Buffer, como en el ejemplo de abajo para el par carbónico/bi- carbonato. pH = pKa + log [H CO3 −] [ H2 CO3] En el caso del organismo humano, el buffer bicarbonato es el principal regu- lador del pH. La concentración de ácido carbónico se determina a través de la medición de la presión de CO2, (pCO2)que se mide directamente en sangre arterial. Como el pH normal en 7,40 y sabiendo que el pKa del ácido carbónico es 6,1, al reemplazar en la fórmula (1), queda: 7,40 = 6,10 + log [H CO3 −] [ H2 CO3] 1, 30 Para que se cumpla la igualdad, el segundo miembro de la derecha debe valer 1,30. Entonces, ¿el logaritmo de qué número nos proveerá 1,3? Al resolver, se ob- serva que el logaritmo de 20 es 1,3 es decir que para que se mantenga el pH del organismo en 7,40, la relación entre el bicarbonato y el ácido carbónico ([H CO3-]/[H2CO3]) debe ser igual a 20, es decir 20 partes de bicarbonato por cada parte de ácido carbónico. __________________________________________________________________________ Introducción a la Bioquímica - 133 - MEDICINA CUADROS CLÍNICOS Desde un punto de vista de las variables ácido-base, y sin considerar los signos clínicos, se observarán a continuación las alteraciones puras, es de- cir a partir de la modificación de un solo metabolito. Mas adelante se considerarán los cuadros mixtos y luego los compensados los que rápidamente se activan ( de no encontrarse también afectados) con el fin de mantener la homeostasis. Para poder definir los cuadros clínicos, se tienen en cuenta las siguientes aseveraciones: • Cuando el pH descienda por debajo de 7,35 se definirá un cuadro de acidosis. • Cuando el pH aumente por encima de 7,45 se tratará de un cuadro de alcalosis. • El anhídrido carbónico CO2 representa lo ácido y lo respiratorio. • El Bicarbonato HCO3- expresa lo alcalino y lo metabólico. • EL organismo actúa de manera integrada para mantener la homeos- tasis general. En el caso de los procesos ácido-básicos, la regulación se lleva a cabo por la intervención de los buffers, por la ventilación pulmonar y por el filtrado renal. • Nótese aquí lo ajustado de la información que brinda el pH. Si para obtener un pH de 7,40 cuando el Buffer es bicarbonato, debe haber una proporción de este 20 veces superior al representante ácido res- piratorio (CO2). Para que el pH suba a 8,40, es decir un dígito entero mas,la cantidad de bicarbonato en proporción al CO2, debería ser 200 a 1.y para bajar a pH 4,5 debería producirse una relación de 0,02 de bicarbonato por una parte de CO2. Apréciese la sensibilidad de un dato de esas características. Cuando parece ser una variación pequeña, en realidad está evidenciando un alto grado de variabilidad de las concentra- ciones. Cuadros Puros sin datos clínicos. Cuadro 1: Paciente que presenta pH de 7,25 con pCO2 normal y CO3H- disminuido. Cuadro 2: Se trata de una elevación de pCO2 con CO3H- normal. Cuadro 3: El laboratorio informa un pH de 7,57 con pCO2 disminuida y CO3H- normal. Luis E. Simes - 134 - Cuadro 4: Los datos de la HC constatan una elevación marcada de bicarbonato y pCO2 normal. • Cuando consta el informe de pH, su elevación indica alcalosis y su disminución, acidosis. • Cuando se modifica el bicarbonato, HCO3-, se produce un cuadro metabólico. Si la modificación es de pCO2, se tratará de un proceso respiratorio. • Como el bicarbonato representa lo alcalino, su aumento indicará al- calosis y su disminución acidosis. • El dato del pCO2 indica lo ácido por lo cual su aumento inducirá acidosis y su disminución alcalosis. Con estos datos puede respon- der las cuatro consignas. Los datos consignados en la tabla siguiente, permitirá ampliar los casos teó- ricos, para su análisis y discusión. La regulación gaseosa del CO2 a través del sistema respiratorio resulta fun- damental entonces para el mantenimiento del estado ácido base. Una acu- mulación de CO2 puede llevar, si no es compensada, a una acidosis de tipo respiratoria. Por otra parte, el bicarbonato es regulado a nivel renal, y cualquier modifi- cación de su homeostasis, llevará a alguna patología del medio interno de carácter metabólico. Introducción a la Bioquímica - 135 - Figura 3 En el dibujo se visualiza que, si aumenta el CO2 o baja el Bicarbonato, la aguja se inclina hacia la acidosis. Se expresó anteriormente, que el equilibrio en el pH=7,40 se obtiene cuando hay 20 partes de bicarbonato por una parte de ácido carbónico. Entonces, un aumento del bicarbonato o una disminución del CO2 inclinará la balanza hacia la acidosis. Los valores de pH en el organismo se encuentran acotados a un rango muy estrecho: 7,35 a 7,45 con un valor central ideal de 7,40. Cuando los valores se extralimitan de 7 hacia abajo o de 7,80 hacia arriba el organismo entra en condiciones muy riesgosas. A pesar de coexistir con sustancias muy ácidas o muy alcalinas, el organismo logra mantener su homeostasis con gran eficiencia. Esto se consigue por la acción de: I. Ventilación pulmonar. II. Filtrado renal. III. Medios buffers. I. La ventilación pulmonar es un mecanismo que influye rápidamente en el pH. Es el sistema compensatorio más rápido de que dispone el organismo para corregir fallos metabólicos. Si se mantiene cons- tante la formación de CO2 proveniente del metaboismo, una respi- ración lenta y superficial, llevará a un aumento de pCO2 (hipercap- nia) con disminución del pH., mientras que una respiración rápida y profunda disminuirá la pCO2 (hipocapnia), con lo cual el pH ten- derá a subir Una respiración profunda y rápida (hambre de aire o en guarda griega por el formato de la gráfica respiratoria) es la respiración lla- mada de Kussmaul que se observa compensando la acidosis ceto- diabética. II. La filtración renal, la reabsorción y la excreción son mecanismos múltiples que tiene el riñón para regular la acidez, de una manera Luis E. Simes - 136 - tan eficiente que mantiene el pH sanguíneo en el estrecho rango de las centésimas (7,35- 7,45), mientras que la orina puede presentar valores de pH entre 4 y 8, a raíz de la presencia de sustancias que en el intersticio causarían alteraciones patológicas, pero que al ser eliminadas por vía renal, evita el daño. Este mecanismo es más lento que el respiratorio. La molécula central de este proceso renal es el bicarbonato, cuya presencia produce una acción alcalinizante. En ese accionar el riñón filtra, concentra, y reabsorbe metabolitos de acuerdo con las necesidades homeostáticas. Fosfato, bicarbo- nato, amonio, urea, sodio, potasio juegan finos equilibrios perfecta- mente regulados por el nefrón. Las alteracionesácido base que tie- nen origen en el riñón se clasifican como metabólicas: acidosis por pérdida de bicarbonato o alcalosis en caso de producirse su incre- mento. En el sistema de filtración y reabsorción renal el intercambio Na+/H+ es determinante. III. Buffers: Subsecuentemente al accionar de los órganos implicados en la regulación ácido base, se encuentran acoplados los sistemas buffers. El principal buffer extracelular es el carbónico/bicarbonato y los principales sistemas reguladores intracelulares son la hemo- globina/hemoglobinato y fosfato diácido/fosfato monoácido. VALORES DE REFERENCIA DEL ESTADO -ACIDO-BASE (Sangre Arterial). Estos valores se pueden ver modificados por la edad, la presión exterior, el tipo de dieta, y otras causa pero sirven para encuadrar valores promedio esperables. pH: 7,40± 0,05 pCO2 = 40±2 mmHg HCO3 - = 24±2 mEq/l pO2 = 95±5 mmHg LA MEDICIÓN DEL OXÍGENO: A pesar de la importancia del oxígeno en la fisiología, hemos llegado a éste punto del capítulo haciendo énfasis exclusivamente en los electrolitos y fundamentalmente en el bicarbonato de sodio y en el anhídrido carbónico. Sin embargo, el control de la oxigenación es fundamental para el manteni- miento de la homeostasis y su medición resulta esencial en determinados cuadros clínicos. Introducción a la Bioquímica - 137 - El oxígeno que ingresa por las vías aéreas llega a los alveolos, en donde por diferencia de presiones se intercambia con el CO2 que circula en los capila- res, constituyendo la etapa de ventilación. La ventilación se incrementa cuando aumenta la pCO2 , o disminuye el pH. Por el efecto Bohr, la hemo- globina tiende a liberar oxígeno en los tejidos mas ácidos, es decir los que tienen mayor concentración de CO2. La presencia de líquido en los pulmones (edema pulmonar) o paredes engrosadas (fibrosis) dificultan el paso del oxí- geno y/o del anhídrido carbónico en las paredes alveolares y capilares. La deficiencia de Oxígeno se trasunta en una disminución de la presión y de la saturación. Los valores disminuidos originan hipoxia y los muy bajos llevan a insuficiencia respiratoria. La medición de los gases se realiza en sangre arterial en laboratorio a través de equipos con electrodos amperométricos Platino/Plata. También se han diseñado equipos manuales para emergencias, que si bien no poseen la exactitud o reproducibilidad de los equipos de mesada, deter- mina una serie de metabolitos de la emergencia para una rápida orientación en la toma de decisión médica. Por otra parte, la evolución tecnológica ha llevado a la fabricación en serie de oxímetros denominados de pulso, que no requieren de extracción sanguí- nea y que son lo suficientemente prácticos y económicos como para que se disponga de ellos en servicios médicos variados, salas de atención, enferme- ría, centros deportivos , educativos, etc. Generalmente, además de medir la saturación de oxígeno (Proporción de oxígeno unido a Hemoglobina), también puede determinar la frecuencia cardíaca. Algunos modelos tienen salida para monitor, lo que permite hacer un seguimiento continuo de la evolución del cuadro. El fundamento del proceso está basado en la diferencia de absorción de luz roja y de luz infra roja de ambos estados de la hemoglobina. Mientras que la OxiHb absorbe mas luz infra roja, la carboxiHb absorbe mas luz roja. Luis E. Simes - 138 - El pulsioxímetro emite radiación roja e infra roja, las que luego de atravesar el dedo sobre el que está colocado, inciden sobre un detector, el cual se en- cuentra conectado a un microprocesador interno del oxímetro. En base a las emisiones recibidas, calcula e indica la saturación de oxígeno en una panta- lla digital. Como también capta las pulsaciones, es también capaz de indicar la frecuencia cardíaca. Ejemplos como éstos permiten anticipar que la tecnología facilitará cada vez mas la toma de datos clínicos para su manejo por parte del médico en la toma decisiones clínicas y terapéuticas. Emisor Rojo e IR Detector Proc e 98 73 73 - 139 - 8 REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN Concepto Redox. Media reacción. Celdas Galvánicas. Equilibrio. Ecuación de Nernst. Electrólisis. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN – REDOX Las reacciones de Óxido-Reducción corresponden a un grupo muy impor- tante de reacciones químicas que se caracterizan por producir intercambio de electrones. En el diagrama se explicita como se clasifica una gran cantidad de reacciones químicas, en dos grandes grupos: Reacciones de óxido-reducción → intercambian ELECTRONES (e-) El concepto cotidiano de oxidación se halla incorporado a la experiencia co- tidiana, interpretándose correctamente que un elemento expuesto al aire “se oxida”, pues incorpora oxígeno. Hasta el advenimiento de los metales inoxi- dables, era muy común convivir con utensilios que mostraban signos de he- rrumbre (oxido) en su superficie. Químicamente, el concepto de oxidación resulta más amplio que el mero fe- nómeno de incorporar oxígeno. Una manera de observar el fenómeno de Óxido Reducción, es a través de los números de oxidación. Los números de oxidación, se corresponden con la valencia con la que actúe determinado elemento en una reacción química. Estados REDOX. Si bien todas las reacciones REDOX quedan determinadas por el intercambio electrónico, muchas de ellos se ven asociadas a la intervención de los ele- mentos Oxígeno e Hidrógeno. Se establece que un elemento se oxida cuando recibe Oxígeno o entrega Hidrógeno. Está relacionado siempre a una entrega Luis E. Simes - 140 - de electrones por parte del elemento, lo que determina un AUMENTO DE LA VALENCIA de ese elemento dador de electrones. Figura 1 Por el contrario, se dice que un elemento se reduce cuando entrega Oxígeno o recibe Hidrógeno: se correlaciona con una recepción de electrones por parte del elemento lo que incide en una DISMINUCION de la valencia. El elemento que SE OXIDA tiene un comportamiento REDUCTOR, y el ele- mento que SE REDUCE, presenta una acción OXIDANTE. En síntesis, se resume en el cuadro siguiente los comportamientos descrip- tos: UNA SUSTANCIA O2 H2 Valencia e- SE COMPORTA COMO SE OXIDA cuando gana pierde aumenta pierde REDUCTOR SE REDUCE cuando pierde gana disminuye gana OXIDANTE Ejemplo: 1. C + O2 → CO2 En este caso el Carbono ganó Oxígeno y por consiguiente SE OXIDO, au- mentando su Valencia (0 a +4). Actúa como REDUCTOR. 2. C + 2H2 → CH4 En cambio, en éste caso el Carbono ganó Hidrógeno y por consiguiente SE REDUJO. Se observa la disminución de su valencia (0 a -4) y actúa como OXIDANTE. 3. 2CO2 → 2CO + O2 Aquí el Carbono PIERDE OXIGENO y por ello SE REDUCE. ACTUA COMO OXIDANTE, LIBERANDO OXIGENO. 4. CH3 - CH3 → CH2 = CH2 + H2 En este caso el etano PIERDE HIDRÓGENO, por lo cual SE OXIDA Y ACTUA COMO REDUCTOR. Introducción a la Bioquímica - 141 - LECTURA COMPLEMENTARIA POTENCIALES ESTÁNDAR DE REACCIÓN (E°) Mientras todas las reacciones estudiadas necesitaban del contacto y de los choques entre moléculas, una de las particularidades de las reacciones Re- dox es que se llevan a cabo en recipientes separados, y transcurren con sólo unirlos con un cable conductor. Figura 2 Ahora bien, colocando un voltímetro en el conductor, se podrán medir los voltajes que se producen en cada reacción. Se verifica que, para cada par de celdas enfrentadas, se producen distintos voltajes. Estos voltajes dependen de las cuplas que se comparen y también de las condiciones de reacción, concentración, temperatura, etc. A los efectos de poder definir con certidumbre los valores de los pares redox, se establecieron condiciones estándares: 1Molar, 1 atm de presión y 25° C de temperatura para cada medición. Estas se realizaron para medir los vol- tajes los voltajes de cada cupla. Bajo esas condiciones, se eligió un electrodo de referencia, (como elmetro patrón para la longitud), al que por convención se le asigna valor 0. Es el electrodo de hidrógeno formado por H2 a la presión de 1 atm en contacto con H+ 1M. De esta forma las mediciones frente a la cupla H2/H+ determinará los potenciales estándar E° de la cupla enfrentada. A la cupla: 2H+ + 2e- → H2 se le asigna voltaje 0. Cuando se enfrenta la cupla de hidrógeno a otras cuplas, quedan estableci- dos los potenciales de hemireacción, que son los voltajes utilizados cuando se enfrentan entre sí. Por ejemplo, si se produce la reacción: Cuº + Zn++⇌Cu++ + Znº Se colocan los respectivos números de oxidación a cada elemento o ion 𝐶𝑢0 + 𝑍𝑛++ 2 ⇌ 𝐶𝑢++ +2 + 𝑍𝑛0 Luis E. Simes - 142 - Luego se plantean las hemireacciones, se realizan primeramente los equili- brios de masa y luego los equilibrios de carga y se colocan los potenciales de pila correspondiente a cada hemi- reacción. Estos valores son los voltajes que se obtienen de las tablas de Hemirreacciones, Eº. Para el caso del ejem- plo, H. Oxidación: Cu0 ⇌ Cu++ + 2e- E° = -0,34 V H. Reducción: Zn++ + 2e-⇌Zn0 E° = -0,76 V Para poder efectuar la suma de las dos hemirreacciones es necesario que el número de electrones de ambas sean iguales, ya que los e- que libera el re- ductor, entran en el circuito eléctrico y llegan a la vasija del oxidante. Ese número no puede cambiar en el proceso, lo que indica que debe existir un equilibrio compensatorio, tendiente a lograr es igualdad. Zn++ + Cu0 ⇌ 2Cu++ + Zn0 ∆E° = -1.10 V La suma de los voltajes de cada Hemirreacción, (E°) produce el potencial estándar de la reacción. A su vez, el 𝛥E° determina el sentido de la reacción. Cuando es positivo, la reacción se desarrollará espontáneamente de iz- quierda a derecha; cuando sea negativo, la reacción espontánea será de de- recha a izquierda. En el caso del ejemplo, por ser el potencial estándar de la reacción negativo, la reacción no es espontanea. En cambio, si se plantea la reacción inversa, Cu++ + Zn0 ⇌ Cu0 + Zn++ El potencial de reacción tendrá el mismo valor absoluto, pero su signo cam- biará. En esa dirección la reacción será espontánea. El 𝛥E° permite determinar la orientación y fuerza de la reacción, siempre que se cumplan las condiciones estándar para cada reacción. Pero como en la mayoría de las reacciones las concentraciones son distintas de 1M se deberá aplicar la ecuación de Nernst, para determinar la tendencia de la reacción en esos casos. ECUACIÓN DE NERNST Esta ecuación permite calcular ∆E, que determinará la orientación de la reac- ción, cuando condiciones de reacción no sean las normales. Cuando las reacciones transcurren a 25°C, la Ecuación de Nernst tiene la forma67: 𝛥𝐸 = 𝛥𝐸º− 0,059 𝑛 𝑙𝑜𝑔𝐾 en donde K es la constante de equilibrio de la reacción, en mol/l, y n es el número de electrones intercambiados en la reacción. 67. Cuando la temperatura es diferente de 25°, el factor 0,059 varía. Introducción a la Bioquímica - 143 - EJEMPLO: Para averiguar el ∆E de la siguiente reacción: 2 Fe+++ + Co ⇌ 2Fe++ + Co++ a. Se establece el número de electrones intercambiados por las hemireac- ciones:. • 2Fe (III) que se reducen a 2 Fe (II) reciben 2 electrones • 1 Co (0) que se oxida a Co (II) entrega 2 electrones Por lo cual el número de electrones intercambiados es 2, n=2. b. Determinar el valor de la constante K, Si los valores de concentración determinados en el equilibrio hipotéticamente fueran: [Fe++] = 0,1 M [Fe+++] = 0,2 M [Co++] = 0,1 M La K de Equilibrio, conforme la reacción, tendrá la forma: 𝐾 = [𝐶𝑜++] ⋅ [𝐹𝑒++]2 [𝐹𝑒 + +]2 = 0,1 ⋅ (0,2)2 (0,1)2 = 0,4 La ∆E se obtiene al sumar los valores de las cuplas E° Fe (III)/Fe (II) = 0,77 y E° Co (II)/Co (0) = 0,28 V por lo cual el E° es 1,05 V, el número de electrones intercambiados 2 y el valor del log de K = -0,4 por lo que reemplazando, se obtiene: ∆E = 1,05 V – (0,059/2) x (-0,4) = 1,17 V Un valor de ∆E positivo. En base a lo calculado, esta reacción transcurre espontáneamente. Por otra parte, así como la Ecuación de Nernst, determina la espontaneidad de las reacciones de óxido reducción, anteriormente se vio que la tendencia de una reacción química está determinada por la Energía de Gibbs. Enton- ces: ¿Qué relación existen entre la Ecuación de Nernst y la Energía de Gibbs, cual prevalece? RELACIÓN NERNST - GIBBS En la ecuación de Gibbs se estableció que esa energía representa el trabajo máximo (W) que realiza el sistema. En Nernst el trabajo máximo es el ∆Eº que realiza (signo negativo por que lo produce) Luis E. Simes - 144 - ∆Gº = -∆Eº Cuando se trabaja en condiciones estándar, se considera un mol para cada sustancia. Por cada mol de electrones circulan 96.500 Coulombios, que es la constante de Faraday68. Reuniendo ambos componentes (no se desarrolla aquí la deducción matemática por no corresponder al enfoque del programa, aunque si en lo conceptual), Queda ∆Gº = - n F ∆Eº Conclusión, una reacción será espontanea cuando ∆Gº sea negativa y ∆Eº positiva De esta manera se verifica la coherencia entre la Energía de Gibbs (∆Gº) y el potencial de la pila, ∆Eº al predecir la espontaneidad de una reacción RE- DOX, asociada a los valores de Energía de Gibbs POTENCIALES DE MEMBRANA69 Ciertos tipos de células como la neurona o el músculo esquelético son exci- tables, es decir que respondan a estímulos eléctricos, químicos o mecánicos. Este fenómeno se basa en que entre el intersticio y el citoplasma de la célula existen diferentes concentraciones de iones, lo que determina que entre am- bos espacios se genere una diferencia de potencial. Al colocar un electrodo en el interior celular, y otro en el exterior, se obser- vará que el interior es negativo. A raíz de que la célula está sin actividad, a esta diferencia de cargas entre el interior y el exterior celular se lo denomina potencial de membrana en reposo. Como el medio es acuoso, y en disolución se encuentran iones, resulta un ambiente muy propicio para que una conducción eléctrica se desarrolle. El medio intracelular posee una elevada concentración de cationes potasio (K+), mientras que el principal anión está representado por los proteinatos, que no pueden atravesar membrana. Estas condiciones70 generan un poten- cial de reposo de aproximadamente – 87 mV. Mientras tanto, el principal catión extracelular es el sodio (Na+) y el anión más abundante el cloruro (Cl-). Este medio posee carga positiva. Ya se ha expresado que el alto contenido lipídico de la membrana celular facilita el pasaje de las sustancias lipofílicas, pero constituye una barrera infranqueable para los iones. Para ello, la membrana posee poros selectivos, a través de los cuales los iones pueden pasar, sin gasto de energía. Son poros potencial dependientes. Ante 68. Si un mol de electrones (L partículas) poseen una carga F de 96.500 C, al dividir F/L se determina que la carga de un electrón es de 1,602 x 10 19 ) 69 Complementar el tema en el capítulo de difusión. 70. Estos valores son diferentes en distintas células, pero se toma un promedio para su ejemplificación. Introducción a la Bioquímica - 145 - un estímulo, se abren permitiendo el paso de los iones por diferencia de con- centraciones. Una tercera situación se da con los canales abiertos que son selectivos para algunos iones. Son poros no regulados. Para este tema, se sabe que estos canales son mucho más permeables al potasio que al sodio, por lo cual aque- llos tienen mayor facilidad de paso, y tienden a ingresar, atraídos por la carga negativa de los proteinatos, mientras que el sodio tiene mayores dificultades de ingreso. Equilibrio Gibbs-Donan El equilibrio de Gibbs-Donan es la interacción producida entre los iones que atraviesan membrana de los que no lo hacen. En este caso el equilibrio se plantea entre el potasio que ingresa por los poros, para compensar las cargasnegativas del interior, con el sodio, que no puede atravesar membrana. La presión por alcanzar la electroneutralidad puede producir diferencias de con- centraciones. Los iones se mueven por difusión, influyendo en su comportamiento la rela- ción carga/masa, la concentración y la temperatura. En este caso, los catio- nes prevalentes son el sodio en el exterior y el potasio en el interior. Los iones tienen tendencia a buscar el equilibrio de masas, pero deben en- frentar al potencial de carga, que le limita el libre movimiento en relación a la concentración. El equilibrio Gibbs Donan genera una presión aproximadamente de 7 mm de Hg. actuando en la misma dirección que la presión osmótica, que es de aproximadamente 20 mmHg. La suma de ambas presiones genera la presión oncótica de aproximadamente 27 mmHg de presión. Ésta determina la atrac- ción de agua hacia el lecho intravascular, ya que los proteinatos son intra- celulares. Ecuación de Nernst aplicada al equilibrio Sodio/Potasio. Para averiguar el valor del equilibrio Na+/K+, atendiendo a las dos mayores influencias a las que están sometidos ambos iones: el potencial químico y el potencial eléctrico, (E), lo que se evidencia por el cese del flujo iónico, se utiliza la ecuación de Nernst. Al tratar este equilibrio en particular, se utilizará la ecuación de Nernst para determinar los potenciales eléctricos del Sodio y del Potasio. Se toman valores de referencia, para aplicar a la fórmula • [Na+] extracelular = 140 mEq/l • [Na+] intracelular = 14 mEq/l • [K+] extracelular =5 mEq/l • [K+] intracelular = 130 mEq/l La fórmula de la Ecuación de Nernst, se corrige para 37ºC, quedando: Luis E. Simes - 146 - 𝐸 = − 61,5 𝑛 . log( [𝑖𝑛𝑡] [𝑒𝑥𝑡] Como los electrones involucrados para formar los cationes del sodio y del potasio, es 1; n= 1. Potencial E para el Sodio, preponderantemente extracelular ENa = − 61,5 1 . log [14]𝑖 [140]𝑒 = +61mV Potencial E para el Potasio, preponderantemente intracelular; EK = = − 61,5 1 . log [130]𝑖 [5]𝑒 = -87mV En una célula en equilibrio eléctrico, las cargas positivas y negativas son iguales. Sin embargo, el potasio comienza a movilizarse al exterior por los canales de fuga, movido por su gradiente de concentración. A medida que va saliendo carga positiva, el interior se hace negativo. A medida que el potasio se siga movilizando, la carga negativa interior seguirá aumentando. Pero al llegar a los -87 mV, según nuestro cálculo, el potasio se verá tan retenido por la gran carga negativa, que, a pesar del gradiente de concentración des- favorable, no podrá salir más. Este es el potencial de equilibrio iónico. El potencial de reposos depende del potasio, proteínas y permeabilidad de la membrana. Cuando la célula sufre una modificación por un estímulo gene- rado por un potencial de acción, cesado éste, la célula vuelve a su potencial de reposo. De esa manera el estímulo eléctrico se puede propagar, por ejem- plo, de neurona en neurona, cuando el potencial de acción libere neurotrans- misores en la sinapsis. ÓXIDO REDUCCIÓN EN SUSTANCIAS BIOLÓGICAS Cuando se considera a los organismos que obtienen su energía tanto de la luz como de los compuestos químicos, se observan mecanismos de acción diferentes, pero que conllevan un efecto en común: el rol de los electrones en el proceso. Como ya se expresara, un intercambio de electrones caracteriza a las reacciones de óxido-reducción. Por ejemplo, uno de los seis grupos en los que se han clasificado a las enzi- mas es el de óxido-reductasas. En ese grupo se encuentran las deshidroge- nasas, enzimas que favorecen las oxidaciones biológicas, (ya que deshidro- genan).Por ejemplo, el ácido láctico se transforma en pirúvico por acción de la enzima láctico- deshidrogenasa. En la mitocondria, los complejos aceptores de hidrógeno de la cadena res- piratoria se oxidan al perder hidrógenos. En la siguiente tabla se muestran ejemplos de potenciales de óxido reduc- ción, que interesan a sustancias que intervienen en procesos metabólicos de Introducción a la Bioquímica - 147 - la célula eucariota71. Para cada par se indica el número de electrones involu- crados en el proceso y el voltaje que desarrollan. Reducción e- E° Succinato cetoglutarato 2 - 0,67 Acetato Acetaldehido 2 - 0,60 NAD+ NADH + H + 2 - 0,32 NADP+ NADPH + H + 2 - 0,32 FAD FADH2 2 - 0,22 Piruvato Lactato 2 - 0,19 Citocromo b (III) Citocromo b (II) 1 +0,07 Ubiquinona Ox. Ubiquinona Red. 2 +0,10 Citocromo c (III) Citocromo c (II) 1 +0,22 Hierro (III) Hierro (II) 1 +0,77 ½ O2 + H2 H2O 2 +0,82 TRANSPORTE DE ELECTRONES Las deshidrogenasas que se relacionan con ciertos dinucleótidos como la NAD+ (Nicotinamida, Adenina Di nucleótido), las flavin adenina dinucleótido y las ferroproteninas entre otras, tienen importantes acciones biológicas fun- damentales sustentadas en procesos de óxido reducción química. Un ejem- plo es la cadena respiratoria en la mitocondria. PRODUCCIÓN DE ENERGÍA MEDIANTE REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Las mitocondrias son los orgánulos por excelencia para la producción de la energía que requieren las células para su funcionamiento. Está basada en el acoplamiento de reacciones redox, fuertemente exergónicas. El proceso se orienta a la síntesis de ATP (Adenosin-Trifosfato). Una molécula de Nicotinamin Adenin Dinucleótido hidrogenada es oxidada por el O2, en diferentes etapas que se expondrán detalladamente en la asig- natura Bioquímica. El proceso es netamente oxidativo con producción de energía: a) El NADH es oxidado por flavoproteína. b) Flavoproteína es oxidada por Citocromo C. c) El citocromo C es oxidado por Oxígeno. Se observa así la importancia de los sistemas redox para el funcionamiento vital y producción de energía de la célula. 71. Tomado de Biochemistry. 6th Ed. Berg et. al. Freeman Ed. Luis E. Simes - 148 - MEDICINA LA RESPIRACIÓN Es un proceso fundamental para la vida que se basa en reacciones de Oxido – reducción. Consta de tres etapas: a. La inspiración: Entrada de aire en los pulmones. Cumple la ley de las presiones parciales de Dalton. (Ver página 80). b. La hematosis, que es el intercambio de gases entre los alveolos y lecho sanguíneo. Cuando la sangre recorre tejidos acidóticos, tiene tendencia a liberar desde los hematíes, el oxígeno. La hemoglobina oxigenada, se transforma al cargar el CO2 producido por el metabolismo celular, en carboxihemoglobina, hasta llegar a los alveolos y realizar el proceso inverso. c. Espiración. Es la salida del aire desde los alveolos al exterior, para eli- minar el CO2. La respiración interviene en el ciclo oxidativo de los nutrientes, en donde una molécula de glucosa es oxidada para producir CO2, H2O y energía C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O + 𝜀 “El oxígeno se muestra como el principal receptor de hidró- geno, para formar agua, en el más común de los procesos oxidativos: la respiración” - 149 - 9 EL CARBONO COMO BASE DE LOS COMPUESTOS BIOLÓGICOS QUÍMICA ORGÁNICA La química orgánica es una parte de la química, separada sólo por razones didácticas, ya que sus compuestos cumplen con las reglas generales de la química. Si bien se trata de una división artificial, tiene particularidades que permiten su reagrupamiento basado en que el Carbono es un elemento capaz de com- binarse consigo mismo, para originar cadenas lineales y ramificadas, ciclos y otras formas de despliegue espacial que otros elementos no pueden reali- zar72. Por otra parte, los compuestos del Carbono son integrativos de la denomi- nada química orgánica, diferenciándose de los compuestos inorgánicas en propiedades distintivas bastante identificatorias. Características de las sus- tancias Inorgánicas Orgánicas Principales componentes Metales y no metales C, H, O, N, P y otros en Bioelementos Cantidad de compuestos Menor de 500.000 Millones Enlaces prevalentesIónicos Covalentes Velocidad de reacción Alta Baja Comportamiento térmico Termoestables Termolábiles Solubilidad Hidrosolubles Liposolubles Estabilidad Elevada Baja Campo Mineral Órgano-Biológico 72. Sólo los átomos de Silicio posee la propiedad de unirse entre sí, pero en cadenas mas cortas. Luis E. Simes - 150 - El carbono es el elemento central de la química orgánica, que conforma la base de los compuestos de importancia biológica. De número atómico Z= 6, y número másico A = 12 indica que el átomo posee 6 protones, 6 neutrones, y por ser neutro 6 electrones distribuidos dos en el primer nivel y cuatro en el segundo. (1s2, 2s2, 2p2). Los cuatro orbitales se hibridizan (mezclan) quedando cuatro orbitales iguales llamados sp3. Al ser iguales y con densidad de carga negativa, se repelen entre sí a la máxima distancia posible. Esta se logra con una separación idéntica de 109º, 28 mi- nutos, lo que describe en el espacio un tetraedro, originando una valencia máxima de cuatro, y una distribución espacial con forma definida. Figura 1. Carbono tetraédrico Clasificación de los carbonos en las cadenas ramificadas Cuando los átomos de carbono se unen en cadenas, modifican algunas de sus propiedades, de acuerdo con la posición que ocupen en las mismas. De esta manera, se diferencian en carbonos primarios (1), secundarios (2), ter- ciarios (3) y cuaternarios (4). Esta clasificación se basa en la cantidad de carbonos a los que se une cada uno de ellos: • Carbono primario: cuando se une a otro carbono, • Carbono secundario: se une a otros dos carbonos, • Carbono terciario, cuando se une a tres y • Carbono cuaternario, cuando se une a otros cuatro carbonos. Figura 2. Introducción a la Bioquímica - 151 - LECTURA COMPLEMENTARIA Variedades alotrópicas del carbono Las variedades alotrópicas de un elemento son las diferentes presentaciones que éste puede exhibir, de acuerdo con la cantidad y disposición de sus áto- mos: Radical libre (O) Oxígeno Molecular (O2) Ozono (O3) En el ejemplo anterior, se puede observar, cómo un mismo átomo es capaz de generar diferentes sustancias. Un átomo de Oxígeno con un electrón des- apareado73, será un radical libre, que es una estructura oxidante muy reac- tiva, capaz de alterar tejidos y membranas celulares. Los antioxidantes son suplementos cuya misión principal es evitar los procesos de oxidación que producen estos átomos. El oxígeno molecular es la presentación natural del elemento que forma una molécula, que como en la mayoría de los gases, se estructuran de manera diatómica. En cambio, si el oxígeno forma una es- tructura triatómica, formará el gas ozono, que se forma en las capas altas de la atmósfera, por la acción de cargas eléctricas sobre el oxígeno normal. Es característico de las tormentas eléctricas, de un olor particular, y muy oxi- dante, en razón de la tendencia que tiene de liberar un átomo de oxígeno, para retomar su estructura biatómica (O2). El ozono se encuentra en la estratosfera rodeando a la tierra y conformando un escudo protector contra las radiaciones agresivas externas. Su disminu- ción alarma a la comunidad científica, desde que se detectaron los “agujeros de ozono”, que se destruye por la actividad de las poluciones producidas por el hombre (Por ejemplo, compuestos fluorados) que llevan a su drástica desa- parición. Respecto del carbono son muy conocidas dos variantes alotrópicas: el Gra- fito, de color negro, conformación amorfa, consistencia pastosa y muy blanda (principal componente de la mina de lápices o usado como lubricante) y el Diamante, brillante, transparente, cristalino y de una dureza extrema74. En el siglo XX se demostraron dos nuevas presentaciones: los Fullerenos, algunos como el denominado Bucky ball, conformados por estructuras esfé- ricas similares a una pelota de futbol, conteniendo exactamente 60 átomos de carbono, que ya se está utilizando en aplicaciones nanotecnológicas y el grafeno, material de extraordinaria flexibilidad y de mayor dureza que la del acero. Es una estructura laminar semejante a un panal, pero de sólo un átomo de espesor. Ambos prometen extraordinarias posibilidades para la na- notecnología y otros empleos como la energía limpia y los equipos electróni- cos de gran velocidad, resistencia y flexibilidad. Los grafenos en su presen- 73. No formó doblete. 74. El diamante es la sustancia más dura conocida, estando catalogado como 10 en la escala de dureza de Mohr. La otra sustancia de extrema dureza conocida es el Nitruro de Boro ( N ; B ) por su entrecruzamiento de enlaces. Luis E. Simes - 152 - tación cilíndrica plegada, u obturada en sus extremos por fullerenos, tam- bién son conocidos como nanotubos. Éstos resultan de gran utilidad para desarrollos biotecnológicos. En el año 2004 se presentaron las Nano espu- mas, como otra variedad alotrópica del carbono, en el cual esos átomos for- man un semiconductor de hexágonos y heptágonos, pero de curvatura in- versa a los fullerenos. Otra presentación particular que ofrece el carbono son los Carbinos o LAC (Por Carbono Acetilénico Lineal). Su estructura química es una cadena repetitiva de carbonos acetilénicos: -(C≡C)n- Las formas des- criptas hasta aquí son las más aceptadas, pero existen otras presentaciones particulares en virtud de la gran versatilidad del átomo de carbono para unirse con otros carbonos. Esto se lo brinda una estructura electrónica pri- vilegiada que es el poseer 4 electrones de valencia, lo que lo sitúa a mitad de camino sobre la regla del octeto (dar 4 electrones o recibir 4 electrones es una ventaja estructural importante) Existen otras variedades conocidas como el Diamante cúbico, la Caoita o el Carbono metálico y otras no com- pletamente reconocidas, aunque nombradas en algunos ámbitos de la in- dustria. CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA Carbono: Formación de estructuras múltiples: cadenas y ciclos. HIDROCARBUROS Los Hidrocarburos son compuestos binarios formados por carbono e hidró- geno. Los hidrocarburos se clasifican en alcanos, alquenos, alquinos, radicales y homocíclicos. Como se expresará más adelante, el nombre nos indicará el número de car- bonos de la molécula y el sufijo al grupo al que pertenece. Por ejemplo, un alcano que tenga cinco carbonos se denominará PENTANO. Un alqueno de cinco carbonos será penteno, y uno con triple enlace, pentino. Si en lugar de cadena, formara un ciclo sería ciclopentano. Si al pentano se le extrae un hidrógeno, originará el radical pentilo. Por lo expuesto, los carbonos podrán formarán cadenas lineales, ramificadas o cíclicas que podrán originar compuestos con diferente estructura pero que posean la misma fórmula molecular. Es importante hacer foco en esta cuestión, ya que es necesario considerar que las estructuras determinarán las propiedades de los distintos compues- tos. Estas propiedades estarán relacionadas con el mecanismo de diferentes procesos bioquímicos y fisiológicos. En conclusión: Introducción a la Bioquímica - 153 - La composición y la estructura hacen a la función. Por ellos en este curso se pone el acento, no en recordar la estructura de una molécula, sino la funcionalidad que puede expresar en base a sus grupos químicos. Continuando con el concepto de las posibles estructuraciones para los com- puestos, surge el concepto de ISOMERÍA La palabra isomería proviene del griego, indicando que “iso” significa igual, y “meros”, parte. Esto representa muy bien la idea, ya que se trata de las mismas partes, pero dispuestas de manera diferente. En base a eso se ob- tiene su definición: La Isomería es la particularidad que presentan dos (o más) compuestos que, teniendo la misma fórmula molecular, pre- sentan propiedades diferentes. La isomería se divide en dos partes, según se trate de moléculas cuyas dife- rencias se puedan distinguir en un plano, (Isomería Plana) y aquellas otras que necesiten ser analizadasen el espacio (Isomería Espacial). A medida que se incursione en cada grupo químico, se irá desarrollando el tipo de isomería que interviene en cada uno de ellos. La isomería plana comprende la isomería de posición, la isomería de cadena y la isomería de función. Existe en este grupo otro tipo de isomería llamado tautomería, pero que es de naturaleza dinámica. La isomería óptica y la isomería geométrica integran el grupo de la Isomería espacial75. En otros casos, también se necesita considerar a la isomería conformacional. En este punto, el enfoque se realizará sobre cadenas lineales y ramificadas y ciclos. Estas estructuras podrán tener enlaces simples, dobles o triples. En los hidrocarburos (C con H) se distinguen, las isomerías de posición y de cadena. 1. Isomería de posición. Se da cuando, sobre una misma cadena o ciclo se observan sustituyentes en distinta posición. Por ejemplo, el buteno podrá tener su doble enlace en carbono 1 o en carbono 2. CH2=CH-CH2-CH3 o CH3-CH=CH-CH3 75. También denominada Estéreo- isomería, del griego, Estéreo, espacio) Luis E. Simes - 154 - Buteno 1 (Doble enlace en C1) Buteno 2 (Doble enlace en C2) Cuando las fórmulas moleculares de dos compuestos diferentes sean iguales, se estará frene a un caso de isomería: Buteno-1: C4H8 Buteno-2: C4H8 Como la diferencia está en la posición del doble enlace se estará en pre- sencia de isomería de posición: Buteno-1 y el Buteno-2 son isómeros de posición. 2. Isomería de cadena. La isomería de cadena se produce entre dos compuestos que, teniendo la misma fórmula molecular, poseen cadenas diferentes. Un ejemplo puede ser el del pentano y el del 2-metilbutano. CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 y CH3-CH-CH2-CH3 CH3 Propano 2-metilbutano C5H12 C5H12 Al comprobar que ambos compuestos tienen la misma fórmula molecu- lar, pero su estructura es diferente, se puede afirmar que el propano y el 2-metilbutano son isómeros de cadena. GRUPOS FUNCIONALES Los grupos funcionales son un átomo o grupo de átomos, que al combinarse con un resto R, hidrocarbonado, produce la formación de compuestos con similares características entre sí, denominadas sustancias o familias quími- cas. En síntesis: Grupos funcionales: Son grupos químicos que dotan de particulares ca- racterísticas a un grupo químico., por ejemplo: Hidroxilo (-OH); Carbonilo (=C=O); Carboxilo (-COOH); Amino (-NH2 ) Familias químicas: Conforman un tipo de compuestos generales, con ca- racterísticas propias determinadas por los grupos funcionales. Alcoholes, Aldehídos; Cetonas, Ácidos, Aminas. Cuando las sustancias posean sólo C e H, serán encuadradas en grupos secundarios (Hidrocarburos). Si a ellos (CH) se les agrega O, o N o S, formarán compuestos terciarios, como alcoholes, aminas o tioles. Introducción a la Bioquímica - 155 - Las sustancias de interés médico biológico serán nombradas en éste capí- tulo, sin profundizar en sus particularidades, pero si con el fin de identifi- carlas y así poder relacionar sus propiedades generales con los procesos bio- lógicos en los que participen. La primera forma de identificación está basada en la nomenclatura química, que se desarrolla a continuación. Nomenclatura: a. La nomenclatura está basada en nombres asociados a la estructura de la molécula. b. Cada nombre identificatorio de las sustancias tendrá tres partes: a. El núcleo, generalmente indica el número de carbonos que tiene el compuesto. b. El sufijo, (grupo de letras del final de la palabra), que indicará el grupo químico. c. El prefijo, (grupo de letras ubicadas delante del núcleo) que, dará detalle sobre los compuestos cíclicos o de los grupos susti- tuyentes76 en las cadenas. NOMENCLATURA En general, el núcleo del nombre indica la cantidad de carbonos que posee el compuesto. Algunos (Los cuatro primeros) son particulares, y otros (a par- tir del 5º) son prefijos griegos (Penta-Hexa-Octa, etc). • MET: 1 Carbono =C= • ET: 2 Carbonos ≡C–C≡ • PROP: 3 Carbonos ≡C-C-C≡ • BUT: 4 Carbonos ≡C-C-C-C≡ • PENT: 5 Carbonos ≡C-C-C-C-C≡ Los sufijos: Identifican a la familia definida por los grupos funcionales. Estos grupos, serán ternarios(C; H;O) o cuaternarios77, cuando agregue Nitrógeno, y en algunos casos Azufre (S). Se nombran a continuación los grupos fun- cionales más usuales, y las familias que ellos establecen: • El grupo de Carbonos e Hidrógenos forman hidrocarburos llamados alcanos. Esto indica que todos los enlaces entre carbono son sim- ples: CH3-CH3. • Cuando la molécula posea doble enlace, el sufijo será ENO, (C=C) y 76. Se denominan sustituyentes al átomo o grupo de átomos que posee una valencia libre para unirse a la estructura principal. 77. Tres (C, H, O,) o cuatro (C,H,O,N) tipos de átomos. Luis E. Simes - 156 - • sí tiene triple enlace entre carbonos, INO (C≡C). • OH (Hidroxilo78). Determinan Alcoholes y el sufijo será OL. • =C=O (Carbonilo). Conforman Aldehídos, cuando se ubican en car- bonos primarios y Cetonas en carbonos secundarios. Los sufijos res- pectivos serán: AL y ONA. • -COOH (Carboxilo) caracteriza a la familia de los ácidos orgánicos. Son siempre primarios, y el sufijo es OICO. • -El grupo NH2 (Amino) caracteriza a las Aminas. • -SH (Tioles), semejantes a los alcoholes, se obtienen reemplazando el O por S. Los Prefijos: Sirven para identificar alguna forma especial de la molécula. • Ciclo: indica que la molécula es cíclica y el núcleo del nombre indi- cará el número de carbonos, por ejemplo, ciclobutano. • O cuando resulte necesario colocar un número que esclarezca la po- sición y presencia de un grupo funcional (o sustituyente), por ejem- plo, 2-Cloro Pentano. Algunos ejemplos sintetizarán los conceptos expresados: 1) Met-ano: Un alcano de 1 carbono (CH4) 2) Prop-ano: Un alcano de 3 carbonos (CH3-CH2-CH3) [simple enlace] 3) Prop-eno: Un alqueno de 3 carbonos: (CH2=CH-CH3) [doble enlace] 4) But-ino 1: Un alquino de 4 carbonos (CH≡C-CH2- CH3) [triple en- lace] 5) But-ino 2: Un alquino de 4 carbonos (CH3-C≡C- CH3) [triple enlace]. Nótese la diferencia entre 4 y 5. 6) Propan-ol-1: Un alcohol de 3 carbonos: CH2 OH-CH2-CH3 7) Propan-ol-2: Un alcohol de 3 carbonos: CH3-CH OH-CH3. 8) Propan-al: Un aldehído de 3 carbonos: COH-CH2-CH3 9) Propan-ona: Una cetona de 3 carbonos: CH3-CO-CH3) 10) Propan-oico: Un ácido de 3 carbonos: COOH- CH2-CH3 11) Butil-amina: una amina de 4 carbonos CH2 NH2- CH2-CH3 12) Butil-amina: una amina de 4 carbonos CH3 CH NH2-CH3. Nótese la diferencia entre11 y 12. El alumno debe entender la nomenclatura para poder identificar las propie- dades de los compuestos, aunque no es necesario realizar una descripción química general, sino de aquellas particularidades biológicas incidentes en 78. En algunos casos pueden ser nombrados como hidroxilos. Introducción a la Bioquímica - 157 - los fenómenos biológicos. Es necesario interpretar que nos indica un nombre respecto de la sustancia aludida, para interpretar sus funciones. Los grupos químicos que poseen una valencia libre son esenciales para cons- truir nuevas moléculas, al tener posibilidades de reaccionar con otras sus- tancias. Estos grupos se denominan radicales, y se reconocen por el sufijo, ilo. Metilo: CH3-, Etilo, CH3-CH2- En la siguiente tabla, se observan los grupos funcionales de cada familia de la química orgánica. Para ello se sintetizan los primeros miembros de cada grupo, hasta cinco carbonos. Núcleo ALCANO ALQUENO ALQUINO ALCOHOL ALDEHIDO CETONA ÁCIDO AMINA Grupo funcional C–C- C=C C≡C -CH2OH H-C=O C=O OH-C=O -CHNH2 MET A N O A N O L A N A L A N O IC O IL A M IN A ET EN O IN O PROP A N O N A BUT PENT Todos los compuestos enumerados hasta aquí son cadenas carbonadas. Las cadenas, a diferencia de lo estudiado, no son totalmente lineales, sino que siguen el ordenamiento de los orbitales, que en el caso del carbonoori- ginan ángulos de 109º28’, que se dirigen a los vértices de un tetraedro per- fecto. En la foto se observa lo expresado: Figura 3. Butano Cuando los compuestos presentan una estructura cerrada, se denominan cíclicos. Cada vértice tiene dos átomos de hidrógeno para completar las cua- tro valencias de cada carbono. Los primeros miembros de la serie se mues- tran en el siguiente dibujo. También pueden tener enlaces dobles, por lo que serán cicloalquenos. Luis E. Simes - 158 - Figura 4. Ciclo Alcanos La molécula de benceno es muy importante en la química biológica ya que comúnmente integrará estructuras vitales muy comunes. Es la estructura básica de una serie de compuestos denominados Aromáticos, que dan nom- bre a la serie. El benceno posee tres enlaces dobles que van rotando continuamente. Éste fenómeno se denomina resonancia. Las estructuras resonantes son más es- tables, es decir tendrán menos tendencia a reaccionar o se necesitará mucha energía para modificar su estructura. El benceno es el compuesto base de toda la serie. Una forma de representar su molécula es con un círculo dentro del hexágono, para denotar la movili- dad continua de sus dobles enlaces, que van desplazándose entre los dife- rentes carbonos. Figura 5 Cuando en el benceno se produce el reemplazo de un H- por un metilo (- CH3)n se origina Tolueno. Figura 6 En cambio, si el benceno pierde el hidrógeno, quedará una valencia libre y formará el radical Fenilo. Introducción a la Bioquímica - 159 - El núcleo bencénico puede combinarse con otros núcleos para formar es- tructuras poli-bencénicas, como el fenantreno que es base de corticoides y otros compuestos orgánicos. MEDICINA Cada grupo de compuestos químicos, como ya se dijera, tiene propiedades particulares. Se hará foco en aquellas sustancias que tienen relación con los aspectos médico-biológicos, establecidos en el programa de estudios. HIDROCARBUROS POLICÍCLICOS Los Hidrocarburos Aromáticos Policíclicos (HAP), en muchos casos son com- puestos riesgosos para la salud, como lo son algunos de los compuestos de la figura anterior. Se los encuentra en los productos de combustión incom- pleta del carbón (hollín), del petróleo o de ciertos plásticos. Tienen presencia importante en los compuestos asfálticos como brea y alquitrán. También se encuentran en el humo de cigarrillo. El oficio de deshollinador se consideró durante mucho tiempo una actividad de riesgo, ya que esos trabajadores exhibían elevados índices de cáncer de escroto. Los tetra, penta o hexacícli- cos muestran actividad carcino, mutágeno o teratogénica. Los compuestos carcinogénicos son aquellos capaces de provocar el desarro- llo de cáncer. En general la exposición debe ser prolongada hasta que se produzca el inicio del proceso neoplásico, sobre todo si hay una predisposi- ción genética como presencia de oncogenes o disminución de genes supre- sores de tumores. Una mutación (actualmente se prefiere más el término variabilidad biológica) va a producir cambios en el genoma, que, cuando se repiten y acumulan pueden llevar al desarrollo de cáncer. Es posible que la alteración se pro- duzca en las células germinales (óvulos o espermatozoides) y puedan pasar a la siguiente generación. La teratogénesis se produce como resultado de un proceso intrauterino, en donde el feto sufre cambios que alteran su desarrollo normal. En definitiva, los compuestos policíclicos deben tratarse con la precaución adecuada por su probada capacidad cancerígena. ALCOHOLES (Su grupo funcional es el hidroxilo -CH2OH) Otro grupo de importancia médica lo constituyen los alcoholes, es decir los compuestos que poseen hidroxilos como grupo funcional. Es muy importante tener en cuenta las propiedades del grupo Hidroxilo, que caracteriza a los alcoholes ya que es un grupo que posee alta reactividad química y una alta densidad de carga negativa que le va a posibilitar combi- narse con otros grupos químicos, dotando a los compuestos que lo poseen Luis E. Simes - 160 - de polaridad, que incide en la solubilidad, en el transporte por membranas y en la reactividad frente a otros grupos hidroxilo, carbonilo o carboxilo, los cuales tienen propiedades semejantes en cuanto a diferencia en su densidad y distribución de cargas. Se apreciarán sus propiedades en el desarrollo de los procesos bioquímicos. El Grupo HO- tiene mucha incidencia tanto en la solubilidad, los puntos de fusión y ebullición, ya que al poseer un momento dipolar permanente con- forma un grupo parcialmente iónico, que va a actuar como dipolo perma- nente, interactuando con otras moléculas polares, como agua y alcohol. Esta interacción puente hidrógeno elevará, por ejemplo, el punto de ebullición de los alcoholes con referencia a otros compuestos semejantes estructural- mente, pero que no son polares. Se clasifican en primarios, secundarios, terciarios y aromáticos, según sea la estructura a la que se una el Hidroxilo (-OH). Se destacan: a. Metanol Es el primer alcohol de la serie, ya que posee un solo carbono: CH3-OH Es un alcohol soluble en agua, sumamente tóxico por ingestión o por inha- lación; resulta altamente agresivo para el hígado y para el nervio óptico, siendo determinante en el desarrollo de hepatitis o ceguera. En altas dosis (200 ml) es capaz de provocar la muerte. b. Etanol El más común de los alcoholes, denominado alcohol fino o puro, antigua- mente llamado alcohol etílico, posee dos carbonos, y el grupo funcional Hi- droxilo. CH3-CH2-OH Tiene una elevada implicancia socio-comunitaria, ya que es el compuesto esencial de las bebidas alcohólicas como vino, cerveza y otras bebidas de mayor graduación, consumidas habitualmente. El etanol, es un líquido translúcido, incoloro, volátil, que posee un olor ca- racterístico. Se obtiene por fermentación alcohólica, la que produce una con- centración de alcohol del 15%. Los valores superiores se logran mediante la destilación del fermentado. El alcohol de quemar, también llamado desnaturalizado, se obtiene mediante el agregado de sustancias desagradables al paladar (alcohol metílico, deriva- dos de hidrocarburos, alcanfor), a los efectos de disuadir su utilización como bebida. El etanol tiene gran tendencia a absorber agua, por lo cual el alcohol deno- minado puro tiene un 95% de pureza, siendo el 5% restante de agua. Este Introducción a la Bioquímica - 161 - tipo de mezcla se denomina Mezcla azeotrópica.79 El etanol al 100%, es de- nominado alcohol absoluto, que es muy inestable, por lo cual se lo debe con- servar muy bien sellado, a efectos de evitar la absorción espontánea de agua ambiental. En los test de alcoholemia el máximo permitido es 0.5 %, aunque algunas jurisdicciones ya aplican la tolerancia cero, es decir que no se admite al con- ductor de vehículos ningún grado detectable de alcohol. En el organismo actúa como un depresor del Sistema Nervioso Central, alte- rando la memoria y disminuyendo el autocontrol. Se metaboliza por oxida- ción y es procesado en gran parte en el hígado. Interviene en la formación de lípidos (grasas) en el organismo, lo cual puede llevar a su acúmulo hepático produciendo hígado graso (esteatosis). Si el consumo de alcohol se hace crónico y muy elevado, se puede evolucio- nar hacia una hepatitis alcohólica, cirrosis y cáncer hepático. También se observan cuadros de intoxicación alcohólica aguda. LECTURA COMPLEMENTARIA c. Etilenglicol Los glicoles son compuestos que poseen dos hidroxilos en su estructura car- bonada, por lo cual también son denominado dialcoholes o dioles. El nombre químico del etilenglicol es etanodiol. CH2OH-CH2-OH Se utiliza como refrigerante y en la síntesis de polímeros. En mamíferos es un depresor del sistema nervioso central, y a altas dosis (aproximadamente 100 ml) puede resultar mortal. d. Glicerol El Glicerol es comúnmente conocido como Glicerina. Es un tri alcohol, (pro- pano tri ol),líquido no tóxico, de sabor dulzón, y aspecto viscoso. Es el núcleo central de los compuestos grasos denominados glicéridos (Como los triglicé- ridos o los fosfoglicéridos). Como constituyente de lípidos, será estudiado en el capítulo correspondiente. CH2 OH - CH OH - CH2 OH e. Polioles Cuando las cadenas poseen mayor longitud tienen posibilidades de contener más hidroxilos unidos. Son de importancia en la constitución de Glúcidos, como se desarrollará en el capítulo correspondiente. Por ejemplo, el manitol es un alcohol de 6 hidroxilos, utilizado para reponer volúmenes acuosos en el organismo. 79. Mezclas de compuestos que poseen punto de ebullición constante. La fase vapor tiene la misma composición que la líquida. Luis E. Simes - 162 - f. Alcohol bencílico Derivado del Tolueno (metil-benceno) se encuentra en aceites esencia- les, en ciertas flores. Fue utilizado antiguamente como anestésico y aro- matizante. Posee un grupo alcohol primario (-CH2OH). Figura 7. Alcohol Bencílico g. Fenol Se denomina fenol a la molécula de benceno que posee un hidroxilo. Es un sólido blanco, cristalino, irritante y cáustico. Se utiliza como anti- séptico y conforma polímeros como la baquelita. Figura 8. Fenol h. Catecol Es un di hidroxi benceno (es decir que agrega un -OH al fenol) Constituye las catecolaminas, que son moléculas de importancia biológica por sus funciones como neurotransmisores, que actúan en la sinapsis, es decir la conducción eléctrica entre neuronas.80 Las principales son la adre- nalina, la noradrenalina, y la dopamina. La tirosina es el sustrato sobre el que se forma la dopamina. Su oxidación y metilación produce adrenalina y si ésta se oxida, noradrenalina. Son neurotransmisores nerviosos y hormo- nas en el resto del organismo. i. Alcoholes grasos Se denominan así a los alcoholes cuyas cadenas son de más de 20 átomos de carbono. Su importancia biológica está en que se unen con ácidos grasos para formar ceras. CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA 80. La sinapsis también se da entre una neurona con una célula glandular o con una muscular (Miocito). En éste caso se denomina placa mioneural. Introducción a la Bioquímica - 163 - TIOLES El oxígeno (O) y el azufre (S) pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica (VI A), por lo que comparten ciertas propiedades devenidas de su estructura electrónica. El azufre unido a un hidrógeno y con un enlace libre forma el grupo funcional sulfhidrilo, muy semejante al hidroxilo. HO- HS- El grupo funcional sulfhidrilo sobre una cadena carbonada origina un Tiol, es decir un alcohol en el que se ha reemplazado el oxígeno por azufre. La principal diferencia con los alcoholes se produce en razón de que el azufre es menos electronegativo que el oxígeno. Esto hace que la interacción atrac- tiva entre el S y el H sea menor que el que produce con el oxígeno. Las fuerzas de cohesión están basadas prioritariamente por fuerzas dipolo-dipolo, lógica- mente menos intensas que las del puente hidrógeno. Por esta razón, los pun- tos de ebullición y fusión serán menores en los tioles que en los alcoholes. El azufre es polarizable, siendo el extremo dipolo negativo. Los compuestos azufrados poseen olor desagradable, por lo cual se los utiliza para odorizar el gas natural, como alerta olfativa ante cualquier fuga. El ho- mólogo azufrado del agua es el sulfuro de hidrógeno: OH2 SH2 Obsérvense las similitudes constitutivas y sin embargo las diferencias de propiedades, como por ejemplo, que el agua es un líquido inodoro mientras el sulfuro de hidrógeno es un gas nauseabundo. Los tioles participan en las estructuras terciarias de las proteínas, ya que cuando en las distribuciones espaciales de la cadena proteica se enfrentan dos moléculas de cisteína establecen un enlace covalente disulfuro, pata pro- ducir cistina. Ese enlace covalente determina una estructura terciaria si am- bas cisteínas pertenecen a una misma cadena, o estructura cuaternaria si el enlace entre sulfhidrilos se produce entre diferentes cadenas proteicas. Cuando se estudie enzimas, se verá que la unión de la sustancia específica (llamada sustrato) a la enzima se realiza en un lugar llamado “sitio activo”. El sitio activo puede tener grupos sulfhidrilos que favorece la formación de un enlace covalente enzima sustrato. EL grupo tiol se une a los metales, cosa que puede ocurrir dentro de una proteína. Si el grupo sulfhidrilo interacciona con un metal pesado puede pro- ducir el “envenenamiento” de la sustancia. Luis E. Simes - 164 - ALDEHIDOS Y CETONAS DE IMPORTANCIA BIOLÓGICA Los aldehídos son compuestos químicos que posee un grupo carbonilo, (-HC=O) en un carbono primario mientras que las cetonas lo tienen en un carbono secundario. (=C=O) Juegan un rol fundamental en la composición de los Glúcidos, a. al conformar aldosas y hexosas lineales (Glucosa, Galactosa, Fruc- tosa) b. Quinonas: las quinonas (compuestos cíclicos que poseen dos grupos (cetona di ona), como la benzoquinona, naftoquinonas, constituyen un grupo de interés biológico ya que cumplen funciones en vegetales, hongos y mamíferos. Conforman la estructura de la vitamina K, se encuentra en la alfalfa, y como colorante rojo en la alizarina, o ma- rrón en la fumigatina del hongo aspergillus. IMPORTANCIA EN MEDICINA c. Cuerpos cetónicos81: Se denominan Cuerpos cetónicos a un grupo de tres sustancias que poseen carbonilo: la acetona (propanona), el acetoacetato y el beta hidroxibutirato. Estos compuestos suelen incrementar su presencia en pacientes diabéticos o en otros que, sin serlo, utilicen a los lípidos como fuente prioritaria de energía (por sobre los glúcidos). Puede darse también en casos de ayuno prolongado. Aparecen en las acidosis metabólicas como cetosis, que pueden agravarse hacia la cetoacidosis. El betahidroxibutirato es el compuesto cetó- nico, más determinante en el cuadro, originando el aliento cetósisco, de aroma frutado y contribuyendo con la hiper-osmolaridad82, producida por la hiperglucemia. LECTURA COMPLEMENTARIA ÁCIDOS La función ácida (carboxílica) es primaria, y se caracteriza estructuralmente por poseer uno o varios grupos carboxilos, para formar mono o poliácidos. Cuando los ácidos carboxílicos u orgánicos poseen más de 10 carbonos se los denomina ácidos grasos, por su importante participación en la composi- ción de ciertos lípidos, como los acil glicéridos y los fosfolípidos. Los de mayor presencia en estos sistemas, son los ácidos grasos con un número par de 81. Se incluyen en el apartado de cetonas debido a su nombre, aunque por sus características químicas sería mas lógica su inclusión en el capítulo de ácidos 82. Ver el capítulo de osmolaridad. Introducción a la Bioquímica - 165 - átomos de carbono. Y los ácidos tricarboxílicos del metabolismo (Ciclo de Krebs). MEDICINA Ácidos Di y Tricarboxílicos Ciertos derivados de ácidos tienen importancia metabólica. Por ejemplo, en el Ciclo de Krebs, proceso aeróbico del metabolismo en las mitocondrias, es también llamado de los ácidos tricarboxílicos, En este ciclo, juega un rol muy importante el ácido cítrico, el aconitato, el isocitrato y los dicarboxílicos, tam- bién portadores de hidroxilo. Estos alfa hidroxiácidos son muy abundantes en la naturaleza. El ácido láctico en la leche, el málico en la manzana y remolacha, el tartárico en las uvas y el cítrico en limones y naranjas. El Ácido salicílico extraído del sauce tiene propiedades antipiréticas y antiinflamatorias. Su acetilación pro- duce la aspirina. FUNCIONES OXIGENADAS COMBINADAS Están formadas por sustancias oxigenadas unidas por enlace oxi (-O-). Las funciones oxigenadas compuestas o combinadas se caracterizan por poseer puente oxígeno de tipo covalente83. Éteres Son compuestos formados por la combinación de dos alcoholes con pérdida de una molécula de agua. H-R-O-R-H El éter etílico (etano–oxi–etano) fue muyutilizado durante muchos años como anestésico por ser depresor del sistema nervioso central. CH3-CH2–O- CH2-CH3. Ésteres Los ésteres son compuestos que se originan por la combinación de un al- cohol con un ácido. HR-O-R=O. Los ésteres son compuestos muy importantes ya que están profusamente difundidos en la naturaleza. Poseen aromas agradables a frutos y flores. El etanoato de pentilo tiene un aroma semejante a banana, el etanoato de etilo al ananá. 83. Se diferencian del puente hidrógeno, por ser uniones INTRA moleculares. Los Puente Hidrógeno en cambio son interacciones INTER moleculares electro magnéticas. Luis E. Simes - 166 - Los ésteres que poseen moléculas de alcohol más largas conforman ceras (de abejas, de carnauba, esperma de ballena, etc.) Saponificación: cuando se hidroliza un éster en medio alcalino se recupera el alcohol y una sal del ácido que la formaba. Estas sales alcalinas se deno- minan jabones. Anhídridos Los anhídridos por su parte son el producto de la reacción de dos ácidos con pérdida de una molécula de agua. Los enlaces libres se unen conformando también puente oxígeno. En el caso de los anhídridos, los dos carbonos uni- dos al oxígeno tienen grupos oxo (=O). O=R–O–R=O Cuando el ácido que participa del enlace anhídrido es el fosfórico, se originan enlaces anhídridos de alta energía, de utilidad anabólica =OP-O-CO. Combinaciones Azufradas (Tio-Compuestos) El mismo tipo de reacciones que se han descripto, pueden ser realizadas por los tioles, para formar por ejemplo tioéteres y tioésteres. Las estructuras se- rán iguales, reemplazando el átomo de Oxígeno del hidroxilo por un átomo de azufre: H-R-S-R-H (Tio éter) ; H-R-S-R=O (Tio- éster) Isómeros de función Al igual que los isómeros de cadena y de posición, los isómeros de función pertenecen a la isomería plana. Los isómeros de función se establecen cuando dos compuestos que poseen la misma fórmula molecular corresponden a diferentes grupos químicos. Al observar las estructuras del etanol y del éter metano-oxi-metano: CH3-CH2OH CH3-O-CH3 C2H6O C2H6O Se ve que la fórmula molecular de ambos compuestos es la misma, pero que se diferencian en los grupos funcionales (alcohol y éter), se puede afirmar que ambos son isómeros de función. Introducción a la Bioquímica - 167 - COMPUESTOS NITROGENADOS Aminas Las aminas son compuestos ternarios nitrogenados que se originan por la combinación de alcohol y amoníaco poseen el grupo funcional AMINO (-NH2). HC-NH2 Cuando una molécula de amoníaco se combina con cuatro alcoholes, se ge- nera una molécula de amonio cuaternario, unido a cuatro carbonos, y que queda cargada positivamente: = N+= Un representante de este grupo son la colina y su éster acetilado, la acetil- colina: (CH3)3N+CH2CH2OH (CH3)3N+CH2CH2O-COCH3 La colina esterificada con ácido fosfórico produce lecitinas y conforma la fos- fatidil colina dentro de los fosfolípidos. La acetil colina tiene actividad en la placa mioneural84. Está regulada por la acetilcolinesterasa. La inhibición de esta enzima es objetivo de muchas toxi- nas, produciendo relajación muscular total con parálisis y muerte. Amidas Son compuestos formados por la combinación de amoníaco con un ácido. El grupo funcional queda conformado como carboxilo al que se le reemplazó - OH por -NH2 por nitrógeno unido a un carbonilo (carbono con oxígeno). Los polímeros de las amidas originan fibras textiles (Poliamida, nylon). O=C-NH2 Una amida de mucha importancia es la urea, catabolito final de los com- puestos proteicos. NH2–CO–NH2 Urea Nitrilos Son el producto de la deshidratación de una amida H-C≡N. 84. Al mencionar la sinapsis, se definió a la placa mioneural como el lugar de vinculación de una neurona con una célula muscular (Miocito). Luis E. Simes - 168 - Dentro de los nitrilos el metano nitrilo, cuyo nombre usual es ácido cianhí- drico, es uno de los venenos más potentes, capaz de inhibir enzimas respi- ratorias. Fue utilizado como plaguicida, aunque por su peligrosidad su uso fue discontinuado. Heterociclos Al mencionar los ciclos del carbono, (Benceno), se vio que todos los vértices están formados por carbonos. Sin embargo, cuando se reemplaza algún carbono, por otro átomo como oxí- geno, nitrógeno, o azufre se forman los hetero-ciclos. Heterociclos de importancia en esta asignatura son el furano, el pirano, la pirimidina y el imidazol. imidazol pirimidina furano pirano Figura 9. Heterociclos. - 169 - 10 GLÚCIDOS GLÚCIDOS Los glúcidos, también llamados hidratos de carbono o azúcares, constituyen el grupo de biomoléculas más abundantes de la tierra. Su nombre más común es el de azúcares, en razón que una gran cantidad de esos compuestos posee un sabor dulce. No obstante, esa denominación no es exacta ya que existen glúcidos que no tienen esa característica dulce. Los glúcidos también son denominados hidratos de carbono, nombre que hace referencia a su fórmula mínima85: Cn (H2 O)n Esta representación nos muestra que por cada átomo de carbono (n) existe una molécula de agua (n), es decir un hidrato86 para cada carbono. Esta forma de definirlos también presenta inconvenientes ya que algunos glúcidos no poseen esa fórmula mínima, mientras que otros compuestos que la cumplen no son glúcidos. La expresión correcta desde el punto de vista químico es la que enuncia que los glúcidos están formados por una cadena o ciclo que posee: • un grupo funcional aldehído, (-COH) o cetónico (=CO) y • al menos dos hidroxilos (-OH). Estas combinaciones conforman la unidad glucídica, denominada OSA. Los glúcidos, químicamente son: Polihidroxi Aldehídos o Polihidroxi Cetonas por lo cual la menor unidad componente (OSA) tendrá no menos de tres car- bonos. 85. En química se llama fórmula mínima a la menor relación de átomos que posee una sustancia. 86. Deriva de la palabra griega hidro = agua. Luis E. Simes - 170 - Al oxidar el Glicerol (Propano Tri OL), pueden darse dos posibilidades: obte- ner el gliceraldehído por oxidación del Carbonilo en C1, o la dihidroxi pro- panona, por oxidación del carbonilo en C2, que definen las dos series prima- rias: Aldosas y Cetosas. Di hidroxi Propanona. Estas estructuras conforman las unidades funcionales iniciales de los glúci- dos, denominadas OSAs, En conclusión, los glúcidos son compuestos ternarios: (Carbono, Hidrógeno y Oxígeno). Los glúcidos complejos incorporarán otros elementos, como por ejemplo el Nitrógeno (N). CLASIFICACIÓN Esta primera clasificación, está basada en la cantidad de unidades (OSAS) que conforman un glúcido. • Monosacáridos: una OSA. • Oligosacáridos: 2 a 10 unidades OSA. • Polisacáridos: los más comunes poseen más de 700 unidades OSA. En el caso de los monosacáridos, están constituidos por una sola unidad (OSA). Oxidamos suavemente al primer polialcohol correspondiente: CH2 OH H C OH CH2 OH Glicerina o Glicerol: , Propano-tri-ol • En un carbono primario (carbonilo en carbono 1), origina H C = O CH OH CH2 OH Gliceraldehido, primer glúcido del grupo Aldosa • En un carbono secundario (carbonilo en carbono 2), origina CH2 OH C = O CH2 OH 1,3 DihidroxiPropanona, primer glúcido del grupo Cetosa Introducción a la Bioquímica - 171 - La siguiente clasificación que se establece es por grupo funcional y número de carbonos. • si se trata de un glúcido formado por aldehídoo por cetona, llevará respectivamente los prefijos: • ALDO • CETO • por el número de carbono que lo forman, será: • 5: PENT • 6: HEX • 7: HEPT Por ello un monosacárido con el grupo funcional aldehído y cinco carbonos será una ALDO-PENT-OSA, y uno con seis carbonos y un grupo ceto, será una CETO-HEX-OSA. ISOMERÍA ÓPTICA La isomería óptica, como ya se expresara, corresponde a un tipo de isomería espacial. Para que ella se produzca se requiere: a) Que la sustancia posea al menos un carbono quiral. b) Que la atraviese un haz de luz polarizada. a) Un carbono quiral, es también llamado carbono asimétrico y se forma cuando un carbono se une a cuatro sustituyentes diferentes: A B C* D E Figura 1 Cada carbono asimétrico es identificado por un asterisco. Figura 2 Nótese que los carbonos quirales o asimétricos (carbonos unido a cuatro sustituyentes diferentes), pueden generar dos tipos de estructuras. Luis E. Simes - 172 - Figura 3 a. Estas dos estructuras están formadas por el mismo grupo de átomos (CXYZH), pero se pueden ordenar en dos distribuciones diferentes. Esto ocurre por la particular disposición de los enlaces del carbono, que, al poseer forma de tetraedro, hace que dos formas equivalentes no se puedan superponer. Esto implica una diferencia estructural que ge- nera dos moléculas con diferentes propiedades, aunque sus constitu- yentes sean idénticos. Cuando dos sustancias con la misma fórmula molecular poseen átomos quirales, se darán dos posibilidades: que sean superponibles, es decir que se trata de la misma sustancia, o que sean no superponibles, siendo entonces dos sustancias diferentes: Isó- meros. Figura 4. D- Glucosa y L-Glucosa El poseer al menos un carbono asimétrico provee a la sustancia de una pro- piedad llamada actividad óptica. Esta actividad se hace efectiva cuando la sustancia es atravesada por luz polarizada. b. La luz polarizada es una luz, que, a diferencia de la luz blanca, es plana, y sensible a los carbonos quirales. Un compuesto con carbonos quirales, es ópticamente activo y desvía la luz polarizada, la cual ingresa en la solución con un ángulo y egresa con otro. La desviación es una propiedad intensiva de cada sustancia. Los compuestos que desvían la luz a la derecha se denominan dextrógiros y se identifican con un signo positivo (+), o d minúscula, y si la desvían a la izquierda serán levógiros (-), o l. LECTURA COMPLEMENTARIA Luz polarizada Un rayo de luz blanca es un complejo de ondas de diferentes longitudes de onda (lambda) que vibran en infinitos planos, llenando una disposición compacta. Las características de la onda, origina diferentes colores, de acuerdo con la distancia entre onda y onda. X X Y – C – Z Z – C – Y H H Introducción a la Bioquímica - 173 - Figura 5 La longitud de onda es la distancia que existe entre dos crestas o dos valles de una onda electromagnética, y se denominan lambda (). Las ondas más cortas son violetas y las más largas son rojas, como se muestra a continua- ción: Espectro visible 400 450 500 550 600 650 700 750 ULTRAVIOLETA AZUL CIANO VERDE AMARILLO NARANJA ROJO INFRAROJO Figura 6 Fuera del espectro que el ojo humano puede distinguir existen ondas de otro tipo como las ultravioletas, los rayos x, las ondas de radios, microondas, etc. Cuanto mas corta sea la longitud de onda (), mayor será la energía de la emisión. Cuando un rayo de luz atraviesa un colimador o algún tipo de cristal (como la calcita) se produce una difracción y emergen dos rayos que vibran en dos planos (perpendiculares entre sí). Un prisma de Nicol es capaz de producir un rayo difractado en un solo plano. Figura 7 Esta emisión es un rayo de luz PLANA, denominada luz polarizada. Algunas sustancias tienen la capacidad de desviar el ángulo de vibración de la luz polarizada, es decir que el ángulo de ingreso es diferente al ángulo de egreso. Luis E. Simes - 174 - A estas sustancias capaces de actuar sobre la luz polarizada, se las deno- mina sustancias ópticamente activas. ¿Qué hace que una sustancia tenga esta propiedad? La estructura de sus átomos de carbono. Cuando alguna sustancia tiene un carbono asimétrico (también llamado quiral), la sustancia tendrá influencia sobre el plano de vibración de la luz polarizada. En el dibujo se ejemplifica un primer caso una desviación positiva de 20º y en el segundo caso, una sustancia levógira (-15º). Dextrógiro (+20ª) Levógiro (-15ª) Figura 8 Cuando se reúnen iguales cantidades molares de una sustancia dextrógira con su versión levógira, a la mezcla se la llama racemato o mezcla racémica. Es muy conocido el trabajo de Pasteur que cristalizó una mezcla racémica de ácido láctico, y observando con un microscopio separó, basándose en las formas, los cristales dextrógiros de los levógiros. Figura 9 Aquí se observa que el Carbono 2 es asimétrico, ya que se une hacia arriba con un grupo carboxilo, hacia abajo con un metilo, con H y con OH en dife- rentes direcciones del carbono 2. La estructura molecular no permite predecir hacia donde girará la luz pola- rizada, ya que esta es una propiedad experimental. Además, el poder rotato- rio de la sustancia es una propiedad intensiva ya que no depende de la can- tidad de sustancia sino que es característica de cada molécula (por ejemplo, la alfa glucosa tiene un poder rotatorio de +52°). CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA MONOSACÁRIDOS Como ya se expresara los monosacáridos pueden poseer grupos aldehídicos o cetónicos, y comúnmente entre 3 y 7 carbonos. Introducción a la Bioquímica - 175 - Formas carbonílicas La primer ALDOSA será la ALDOTRIOSA, que es el gliceraldehído: Figura 10 Una forma esquemática simplificada de graficar las moléculas de monosacá- ridos, es la siguiente Figura 11 Ariba se ve el ejemplo del Gliceraldehído: • El círculo representa al grupo funcional aldehído, • la línea vertical, es la cadena carbonada; • la línea horizontal indica si el hidroxilo (-OH) del carbono asimétrico (C2) está a la derecha o a la izquierda, y • la flecha representa al alcohol primario (-CH2OH). Las series están definidas por la dirección del -OH más cercano al alcohol primario (figura 11), por lo cual ambos pertenecen a series distintas (D y L). A partir de estas moléculas, a medida que se le agregan carbonos, se forman tetrosas, pentosas y hexosas. Cada carbono secundario será asimétrico, es decir que la disposición espa- cial de las moléculas generará distintos isómeros. Para 6 carbonos, es decir, Hexosas, existen 4 carbonos asimétricos, lo que originará 16 variantes (42): ocho moléculas de la serie D y ocho moléculas de la serie L. En razón de que los monosacáridos con actividad biológica son los corres- pondientes a la serie D87, se seleccionan tres D- aldo hexosas de interés bio- lógico. 87. Excepto la L – Fucosa. L- gliceraldehído D- gliceraldehído Luis E. Simes - 176 - Figura 12. D-Glucosa, D- Manosa D- Galactosa. Todas pertenecen a la serie D, ya que el hidroxilo vecino al alcohol primario (C5), está hacia la derecha. Son de interés biológico las moléculas que tienen el hidroxilo de Carbono 3 a la izquierda, es decir, la D-Glucosa, la D-Manosa y la D-Galactosa. Los carbonos 6 y 1 no son asimétricos. Cuando se cambia de posición un carbono asimétrico de una molécula se obtiene un isómero llamado epímero, que origina una nueva sustancia. Cuando a la glucosa, se le cambia la orientación del hidroxilo de C2 se genera Manosa. Si en cambio, desde la glucosa, se cambia la direccióndel -OH de carbono cuatro, se formará galactosa. Entonces se resume que: la manosa es un epímero en 2 de la glucosa, y que la galactosa es un epímero en 4 de la Glucosa. Dentro de las aldopentosas se destaca la ribosa y en las Aldo hexosas las ya mencionadas Glucosa, Manosa y Galactosa, mientras que la ceto hexosa pre- ponderante es la fructosa. Estas hexosas de importancia biológica cumplen con dos premisas impor- tantes: • Todas corresponden a la serie D, ya que el –OH vecino al alcohol primario tiene orientación hacia la derecha. • Todos los hidroxilos de carbono 3 se orientan a la izquierda. Figura 13. Enantiomería Introducción a la Bioquímica - 177 - La figura 13. Muestra que las moléculas A y B son las mismas por resultar superponibles, mientras que B con C son isómeros no superponibles, y ade- más una tiene la imagen de espejo de la otra, por ello B y C son enantiómeros. En general, al coexistir en una misma molécula, varios carbonos quirales, no se producirán imágenes de espejo, excepto las formas l y d de la misma molécula. En esta mayoría de casos, las sustancias son no superponibles y no son imágenes de espejo. Cuando las estructuras son no superponibles, y NO ori- ginan imágenes especulares, se las denomina Diasterómeros. Por ejemplo, la D-Glucosa y la D-Manosa son diasterómeros, ya que son NO superponibles y además NO son imágenes especulares (espejo). Pero la L- Glucosa con la D- Glucosa, si lo son. Formas hemiacetálicas Un hemiacetal se forma cuando reaccionan un alcohol [hidroxilo (-OH)] con un aldehído o cetona [Carbonilo (= C=O)]. En los glúcidos es común que se forme un enlace hemiacetal por portar am- bos grupos en la misma molécula. La nueva conformación se da cuando los glúcidos están en disolución acuosa. La formación del enlace hemiacetálico, produce la aparición de un nuevo carbono asimétrico: el del carbonilo. Al formarse dos estructuras nuevas y diferentes para cada monosacárido, surge la necesidad de buscar una manera de diferenciar sus nombres. En- tonces, se determinó que si el HO- del nuevo carbono quiral, proveniente del carbonilo, se ubica a la derecha, el monosacárido será alfa y si lo hace a la izquierda, será beta. Monosacárido aldehídico (carbonilo -C=O). Una molécula que origina Hemiacetálico con carbono anomérico (Quiral) dos moléculas. y son anómeros entre sí D- Glucosa y D- Glucosa D- Manosa y D- Manosa D- Galactosa y D- Galactosa D- Fructosa y D- Fructosa En resumen, los isómeros posibles son: a. Si son no superponibles e imagen de espejo, se llaman enantiómeros. b. Si son no superponibles y NO imagen especular, son diasterómeros. Luis E. Simes - 178 - c. Si un monosacárido rota un oxidrilo de un carbono secundario quiral y se transforma en otro monosacárido, se formó un epímero (como la glucosa se transforma en manosa por rotar el C2, la manosa es un epímero en 2 de la glucosa. d. Y Si la alfa glucosa, gira su hidroxilo 1 de la derecha a la izquierda, la forma alfa rota a la forma beta, se concluye que la alfa glucosa y la beta glucosa son anómeros. El cuadro resume las cuatro opciones. Abajo, ejemplos. Tipo de Isomería Características Ejemplo Enantiómero Imagen de espejo ( espe- cular) NO superponible D-Glucosa/L-Glucosa. Diasterómero Imagen No especular, no superponible Glucosa/Galactosa Epímeros Diferencia en un car- bono secundario Epímeros en 2: Glucosa/Manosa Anómeros Diferencia en Carbono del carbonilo Fructosa Fructosa Ejemplos de Enantiómeros, Diasterómeros, Epímeros y Anómeros. Ver cua- dro superior Introducción a la Bioquímica - 179 - Formas de Harworth A raíz de que los monosacáridos bajo sus formas hemiacetálicas generan un puente oxígeno entre 4 o 5 carbonos, Harworth propuso asimilar las repre- sentaciones de los glúcidos como forma de furano (pentágono: cuatro carbo- nos más el oxígeno) para el primer caso o de piranos (para el segundo: cinco carbonos más el oxígeno) Figura 14 Para construir la fórmula, se tiene en cuenta que lo que en las formas verti- cales está a la derecha, en las formas cíclicas se representarán hacia abajo y las que están a la izquierda en vertical, se colocarán por encima el plano. El carbono 1 es el siguiente al oxígeno en sentido horario, como se visualiza en la Figura 15. Figura 15 Nomenclatura: Una vez representadas las formas cíclicas y considerando el poder rotatorio de los glúcidos, su correcta nomenclatura requiere la siguiente configura- ción: Letra griega para la posición del –OH anomérico. D o L (mayúsculas) para identificar la serie y con ello la estructura. Signo (+) o (-) para identificar la desviación del plano óptico de la luz polari- zada, o en su reemplazo d y l minúsculas. El nombre del monosacárido respectivo. El sufijo piranosa o furanosa, responden a la figura del ciclado Luis E. Simes - 180 - Molécula C anomérico Serie Poder rotatorio Monosacárido Ciclo − D(+) Glucopiranosa Abajo D Dextrógiro Glucosa Pirano − L (+) Fucopiranosa Abajo L Dextrógiro Fucosa Pirano − D(-) Fructo furanosa Arriba D Levógiro Fructosa Furano Poder rotatorio: los glúcidos tienen una propiedad intensiva específica, la ro- tación óptica. Cuando se coloca una solución de un glúcido en un polarímetro este marcará el poder rotatorio. Cuando el polarímetro verifica rotación de la luz polari- zada a la derecha, la sustancia se identifica con un signo (+).Así, la glucosa es dextrógira + 52° a la derecha. La fructosa es levógira, y entonces se identifica con un signo (-). Estructura conformacional. La teoría de las tensiones de Bayer expresa que cuanto más se aleja en un ciclo sus ángulos de enlace de 109º (ángulo normal de las valencias del car- bono), más tensión presentará el mismo. Se esperaban tensiones altas y con ello alta inestabilidad. Sin embargo, la experimentación demostró que no se producían tensiones muy elevadas. Eso obedecía a un tipo de isomería llamada conformacional, que adopta una posición espacial que permite relajar las tensiones esperadas. Forma silla Forma bote Figura 16 IMPORTANCIA BIOLÓGICA Las formas aldehídicas o cetónicas de los monosacáridos poseen poder re- ductor. Esto obedece a que los carbonilos pueden oxidarse a carboxilo. El reactivo de Fehling, que es una sal de cobre de color azul, cuando se en- frenta a una molécula reductora como la glucosa, formará un precipitado de Introducción a la Bioquímica - 181 - óxido de cobre de color rojo ladrillo, que indica la presencia de esa sustancia reductora. En este caso, la reacción es positiva. Siempre que exista un carbonilo libre, el monosacárido será reductor. Los glúcidos exhiben una gran versatilidad química, lo que los faculta para el cumplimiento de una amplia variedad de funciones: • Energéticas • Estructurales • Metabólicas • Señalización MEDICINA Diabetes Mellitus Es un trastorno multicausal de prevalencia creciente en la población mun- dial. Se caracteriza por el aumento de los niveles de glucosa en sangre. No se debe confundir con la diabetes insípida, que es un trastorno hidroelectrolítico por déficit de Hormona anti Diurética). La glucemia está regulada por una hormona proteica: La insulina. Esta hormona sintetizada en el páncreas por las células beta de Langerhans, tiene un efecto hipoglucemiante. Las células alfa producen Glucagón de ac- ción hiperglucemiante. La diabetes mellitus primaria se origina por la falta de insulina, o por una resistencia funcional a ella. La observación clínica la diferenció en dos entidades diferentes según su fisiopatología, su epidemiología y aspectos clínicos. Diabetes Tipo I y Diabetes Tipo II. La diabetes Tipo I (Insulino dependiente). Fue llamada juvenil, ya que su aparición se daba en la niñez/adolescencia. En ella se observa un déficit primario en la producción de insulinapor des- trucción autoinmune de células beta, lo que produce un déficit real de insu- lina endógena, por lo que el tratamiento requiere de la aplicación de insulina exógena. Clínicamente tienden a la cetosis (Producción de cuerpos cetóni- cos), a la acidosis metabólica, y a la pérdida de masa muscular, presentando el paciente diabético tipo I, en general, un aspecto más bien delgado. Pre- sentan autoanticuerpos que atacan a las células beta. Diabetes Mellitus Tipo II - No Insulino Dependiente. Luis E. Simes - 182 - Es la forma preponderante de la patología (Aproximadamente un 85% de prevalencia), comúnmente llamada Diabetes del adulto. Si bien puede pre- sentarse a cualquier edad, es más común su aparición después de los 40 años. Presenta asociaciones con antecedentes familiares (componente gené- tico multifactorial) y con el estilo de vida sedentario (factores ambientales). Su inicio es más lento, y se encuentra frecuentemente asociada a obesidad y resistencia a la insulina, es decir que en estos pacientes se sintetiza aun- que se observa una resistencia funcional en los receptores insulínicos de la membrana celular. La proteína transportadora GLUT-4, resulta facilitadora de canal, favorece el ingreso de glucosa a la célula a favor de gradiente, fun- damentalmente en miocitos. Su cronicidad lleva a complicaciones en retina, (retinopatías) vasos sanguí- neos, (angiopatías) riñón (nefropatías) y sistema nervioso (neuropatías). Otros tipos de Diabetes Por otra parte, existe la Diabetes Mellitus Gestacional (DMG), que es un es- tado clínico que se desarrolla en el período gestacional. Es más frecuente en mujeres obesas y con antecedentes familiares. Si bien este estado suele des- aparecer luego del embarazo puede ser un factor de riesgo para la instaura- ción posterior de la patología. Una nueva entidad detectada en los últimos años es la Diabetes MODY (Ma- turity Onset Diabetes of the Young), que es similar a la Diabetes Tipo II, pero de instauración temprana. Se han descubierto varios genes implicados en su manifestación. Si bien la Dibetes tipo II, era considerada una enfermedad autoanticuerpos negativa, el diagnóstico de una sintomatología semejante de aparición tardía, pero con autoanticuerpos positivos, definió un inesperado cuadro patológico denominada Diabetes Autoinmune Latente del Adulto, LADA (Latent Autoin- munity Diabetes of Adult), que es semejante a la diabetes tipo I, con dismi- nución de insulina por destrucción autoinmune de células beta, aunque es de aparición tardía y desarrollo lento, como la tipo II. Valores de Referencia Actualmente se recomienda que un valor deseable de Glucemia en ayunas debe ser menor a 100 mg/dl (5.6 mmol/l). El diagnóstico de diabetes se realiza mediante la determinación de Glucemia en ayunas de 8 hs, conforme las guías de la American Diabetes Association (ADA). El Comité de expertos de la ADA determinó el rango que va de 100–125 mg/dl (5.6–6.9 mmol/l) se lo denomina valor de Glucemia alterada. Mientras tanto que los valores ≥126 mg/dl (7.0 mmol/l) significan un diagnóstico de diabetes Introducción a la Bioquímica - 183 - que debe ser reconfirmado por la prueba de tolerancia oral a la glucosa. Con una sobrecarga de 75 gramos de Glucosa, los valores de glucemia a las 2 hs se consideran: Normal: <140 mg/dl (7.8 mmol/l) Intolerancia a la Glucosa: 140–199 mg/dl (7.8–11.1 mmol/l) Diabetes: ≥200 mg/dl (11.1 mmol/l) Los valores deben estar acompañados por la sintomatología clínica. Un estado prediabético no es definible claramente, pero se considera que valores de Hemoglobina glicosilada A1C entre 5,7 y 6,4 % serían indicativos de ese estado. LECTURA COMPLEMENTARIA Derivados de monosacáridos Algunos monosacáridos biológicamente activos, presentan moléculas redu- cidas, oxidadas, aminadas o azufradas. 1. Reducidos (Alditoles). La reducción de los grupos carbonilo origina un nuevo hidroxilo, por lo cual los monosacáridos reducidos son polialcoholes. La reducción de la manosa origina manitol y la de la glucosa origina sorbitol. Tienen gran capacidad para atraer moléculas de agua y electrolitos, por lo cual tienen utilidad clínica. El sorbitol posee efecto laxante y el manitol es ampliamente utilizado para el tratamiento de los edemas, ya que recupera agua desde el intersticio hacia el sector vascular. C H2OH CH2OH I I H C OH HO C H I I HO C H HO C H I I H C OH H C OH I I H C OH H C OH I I CH2OH CH2OH SORBITOL MANITOL Figura 17 2. Oxidados. La oxidación de las aldohexosas puede darse de tres maneras, originando los tipos: a) Aldónicos: se oxida Carbono 1 y se abre el ciclo. Luis E. Simes - 184 - b) Urónicos: se oxida Carbono 6. c) Aldáricos: se oxidan los Carbonos 1 y 6, por lo que también se abre el ciclo. Figura 18 3. Desoxigenados. Son moléculas que pierden alguno de sus hidroxilos, manteniendo inalte- rado el resto de la molécula. Mientras la ribosa es un monosacárido crucial para la conformación de la estructura de los ácidos Ribonucleicos, (RNA) la desoxigenación del hidroxilo de carbono 2, forma 2’ desoxiribosa, compo- nente de la columna vertebral del ácido Desoxi – ribonucleico (DNA). Figura 19 La 6 desoxi beta L Galactosa (uno de los pocos monosacáridos de la serie L que intervienen en procesos biológicos), es denominado comúnmente L- Fu- cosa. La fucosa forma parte de paredes celulares bacterianas y conforma al antígeno H, base química de los grupos sanguíneos ABO, de Landsteiner. 4. Aminoazúcares. La aminación de algunos carbonos de los monosacáridos, los faculta para intervenir en reacciones metabólicas y conformar estructuras más comple- jas. Por ejemplo, la 2-amino glucosa y la 2 N-acetil glucosamina. Integran la estructura de glicoproteínas, aminoglucósidos y glico lípidos. También po- seen importancia las galactosaminas. Introducción a la Bioquímica - 185 - Figura 20 5. Monosacáridos fosforilados. Cuando los glúcidos entran en los circuitos metabólicos, los requerimientos de energía y de cargas eléctricas, los llevan a combinarse con grupos fosfato. A pH 7,0 los fosfatos se comportan como electrolitos. Ej: glucosa 6 fosfatos, glucosa 1,6 di fosfato, etc. 6. Tioglúcidos. En este caso un oxígeno del carbono anomérico se encuentra reemplazado por un átomo de azufre S. CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA Luis E. Simes - 186 - - 187 - 11 OLIGOSACÁRIDOS Y POLISACÁRIDOS Los oligosacáridos son derivados compuestos por la unión de dos a diez mo- nosacáridos. Dos monosacáridos se unen entre sí a través de dos hidroxilos, con pérdida de unamolécula de agua. Las valencias libres que quedan en cada monosacárido establecen una unión que se llama o-glicosídica C1 O C4 MALTOSA Es un disacárido denominado azúcar de la malta o cebada germinada. Se conforma por la unión glicosídica de dos moléculas de glucosa, desde el car- bono anomérico 1 de la primera con el Carbono 4 de la otra. En ésta queda libre y activo el carbono anomérico 1, lo que le da carácter reductor. Es un constituyen sillar del almidón. Enlace C1 C4 C1 O Figura 1 ISOMALTOSA Es similar a la maltosa y también conforma la molécula de almidón, intervi- niendo en sus ramificaciones. Se diferencia de la maltosa en que sus enlaces, en lugar de ser 1→4 son 1→6. También es sensible a la acción de la alfa amilasa. Pero cuando se degrada el almidón, muchas veces los enlaces 1→ 6 no se hidrolizan completamente, siendo este el último paso de la digestión. El residuo se denomina dextrina límite. G Luis E. Simes - 188 - CELOBIOSA Se obtiene del polisacárido celulosa. Es un disacárido también formado por dos moléculas de glucosa, pero en éste caso son Glucosa. O C1 C4 C1 Enlace Figura 2 LACTOSA Es el azúcar de la leche, que está formado por una galactosa- y una glu- cosa-, unidas por enlaces 1→4 gal 1-O- 4 glu MEDICINA Es el glúcido preponderante en la leche. Su presencia es mayor en leche materna que en la de vaca (7 a 5% respectivamente). Su valor nutricional es muy importante. Requiere de las lactasas intestinales para su correcta ab- sorción. Cuando las lactasas disminuyen su acción puede originar un cua- dro de intolerancia a la lactosa88. En razón de esta realidad fisiológica, algunas fórmulas adicionan lactasa a sus productos. Intolerancia a la Lactosa Pueden existir muchas causas de mala digestión o mala absorción de diver- sos compuestos en las diferentes etapas de la vida. La programación genética puede estar preparada para facilitar la absorción de productos de la leche durante los primeros años de la vida, en razón de la condición de mamíferos, pudiendo en muchos casos desactivarse la pro- ducción de sacaridasas intestinales. Esta carencia observable en grandes grupos humanos (Aunque menor en etnias de África), puede traducirse en manifestaciones dolorosas por disten- 88 Es un ejemplo de regulación genética (Operon Lac) G Introducción a la Bioquímica - 189 - sión, acumulación de líquidos y diarreas. Raramente se debe a causas here- ditarias. Algunas son secundarias a otras enfermedades crónicas o bien puede obedecer a una baja expresión de la enzima, capaz de producir la ruptura del enlace glicosídico de la lactosa. La acumulación de lactosa sin metabolizar produce distensión colónica y molestias intestinales crónicas, que se disipan con la sola supresión del consumo de productos lácteos. La d-Xilosa es una aldopentosa La prueba de la D-Xilosa es una medida de la capacidad de absorción intes- tinal. Se aporta por vía oral una solución de D-Xilosa y luego se mide la concentración en sangre. Esta resulta proporcional a la capacidad absortiva del intestino. Muchos azúcares complejos no son absorbidos por el intestino, resultando en esos casos un aporte nutritivo sobre la flora intestinal. SACAROSA Es el azúcar de caña. Se obtiene también de la remolacha y otros vegetales. Es generado por la fotosíntesis, siendo el endulzante natural universalmente utilizado, en la cocina, en tortas, postres, productos de panadería, helados, glaseados y en numerosas recetas gastronómicas. Por el alto consumo de gaseosas, el consumo promedio de la población resulta considerablemente elevado. La rápida absorción y metabolización de la sacarosa, provee de glu- cosa de forma inmediata al organismo. Esto ocasiona una rápida respuesta insulínica. Además, y a diferencia de los disacáridos estudiados, todos con- formados por aldosas, éste posee una molécula de cetohexosa (Fructosa), con alto índice glucémico. Como el enlace glicosídico se establece entre ambos carbonos anoméricos, los carbonos carbonílicos (1 en Glucosa y 2 en fructosa) resultan bloqueados por lo que la sacarosa es un disacárido no reductor. Disacárido Moléculas Enlace Maltosa Glucosa - Glucosa − Isomaltosa Glucosa - Glucosa − Celobiosa Glucosa - Glucosa − Lactosa Galactosa - Glucosa − Sacarosa Glucosa - Fructosa − BIOLOGÍA Luis E. Simes - 190 - Grupos sanguíneos Los grupos sanguíneos humanos son el resultado de la combinación de di- ferentes glúcidos. De acuerdo a como se estructuren, se obtendrán las va- riantes ABO (0, A, B, y AB), que son óligo-sacáridos estructurados genética- mente en la membrana de los hematíes. La formación de los grupos sanguíneos tiene una explicación evolutiva fun- damentada en la necesidad del organismo de defenderse frente a agresores externos. Al desarrollarse una forma molecular reconocida por el organismo, el ingreso de un germen con estructura no reconocible, producirá su re- chazo. La unión entre monosacáridos se realiza mediante los mencionados enlaces glicosídicos, a través de enzimas específicas de grupo, denominadas glicosil- transferasas. Ellas son las encargadas de estructurar al oligosacárido espe- cífico que determinará el tipo de grupo sanguíneo. Todos los grupos del sistema ABO, poseen un antígeno (Ag) básico, que se denomina H89. El antígeno H, se encuentra en la superficie del eritrocito y es un tetra – sacárido formado por -Galactosa – N-acetil Glucosamina – Galactosa - Fu- cosa. GALACTOSA – N-ACETIL GLUCOSAMINA – FUCOSA N-ACETIL-GALACTOSAMINA Figura 3 Si no tiene ningún agregado, representa al grupo “dador universal 0” Figura 4 La glicotransferasa A, realiza un enlace glicosídico entre la galactosa supe- rior con la n-acetil-Galactosamina. Origina así el grupo A. Figura 5 En cambio, la Glicosil transferasa B incorpora otra galactosa, y genera el antígeno del grupo B. 89. Se llama Tipo Bombay o hh, y sólo pueden recibir sangre de otro tipo Bombay. Introducción a la Bioquímica - 191 - Figura 6 El grupo ABO, no posee antígenos de membrana y es el único que tiene anticuerpos naturales en plasma, llamados aglutininas: aglutininas anti (A) y aglutininas (B). El grupo A, posee antígeno A en la superficie del eritrocito y aglutininas anti en plasma El grupo B, tiene Antígeno B en el eritrocito y aglutininas anti A en plasma. El grupo AB posee ambos antígenos (A y B) y no posee aglutininas. El factor Rh (descubierto en el mono Rhesus) sin entrar en el análisis de las estructuras antigénicas, se sintetizará para éste texto en dos posibi- lidades Rh positivo (expresa el antígeno) y Rh negativo (no genera re- chazo). TRANSFUSIONES: Si no se tiene en cuenta al antígeno RH, ocurre que: • El grupo O puede donar a sí mismo, al A, al B y al AB, pero no a la inversa. • El grupo A puede donar al A y AB, y recibir del 0 y del A. • El grupo B puede donar al B y AB, y recibir del 0 y del B. Por otra parte, acompañando el razonamiento anterior, se debe considerar que un Rh negativo puede donar a un Rh negativo o positivo, mientras que el Rh positivo, sólo lo puede hacer con otro positivo. Aunque se mostró que un grupo 0, puede donar a un grupo A, un O positivo NO podrá donar a un A negativo. Así se aplica el razonamiento para todos los casos enumerados. Si bien el O es dador universal, es preferible transfundir sangre del mismo grupo, para evitar la acción de las aglutinas del dador. Esto es que un grupo 0 y un grupo A pueden donar a un receptor A. Ahora bien, en caso de poder elegir, es preferible transfundir sangre A, porque no tienen aglutininas anti A, mientras que el grupo 0 si lo tiene. ECTURA COMPLEMENTARIA POLISACARIDOS Conforman el grupo más importante de glúcidos en la naturaleza. Sus enla- ces son o-glicosídicos y forman estructuras con un elevado número de mo- nosacáridos lineales y ramificados.Luis E. Simes - 192 - HOMOPOLISACÁRIDOS Están compuestos exclusivamente por un solo tipo de monosacáridos. No tiene poder reductor ni propiedades glucídicas, siendo de aspecto amorfo, e insolubles en agua. Cumplen funciones de reserva y de sostén. Entre los más numerosos, cabe mencionar: Almidón El almidón es el polisacárido de reserva energética de los vegetales, formado por fotosíntesis a partir del CO2 del aire y del H2O absorbida por el sistema radicular. El depósito diferencial del almidón produce la formación de diver- sas variedades, típicas de cada vegetal. Los granos son así particulares de cada planta (almidón de papa, de remolacha, de poroto o de batata), presen- tarán diferentes conformaciones diferenciables microscópicamente, dadas por el número de monómeros, cantidad de ramificaciones y la proporción generada entre las diferentes estructuras relacionadas. La parte exterior presenta preponderancia de amilopectina en una propor- ción que va del 80 al 90% del peso del grano. El porcentaje restante se ubica hacia el interior, bajo la forma de amilosa. La amilopectina está formada por aproximadamente 2.000 unidades de mal- tosa e isomaltosa. Si el PM de la glucosa es de 180 Daltons90, es factible calcular el PM de la amilopectina. La cadena de amilopectina se forma con enlaces glucosídicos ( 1→4), produciéndose una ramificación ( 1→6) de 10 a 15 unidades de longitud, cada aproximadamente 20 glucosas de la ca- dena principal 1→491. Mientras la () Amilasa digiere los enlaces () 1→4, no ataca las ramificaciones 1→ 6. En estos puntos quedan restos que se deno- minan dextrinas límite, provenientes fundamentalmente de la celobiosa. En el organismo humano las () amilasas salivales y pancreáticas digieren los enlaces glicosídicos, mientras que las dextrinasas intestinales resuelven los enlaces 1→6. La amilosa en presencia de lugol genera un color azul intenso característico, a diferencia de la amilopectina que genera un color rojizo más pardo. Ambas formas son insolubles en agua y originan grumos en donde las cadenas ad- quieren forma de hélices de siete residuos por vuelta. Esta disposición ge- nera una liberación más lenta de la glucosa. La Amilosa, ubicada preferentemente hacia el corazón del grano, está cons- tituida por cadenas más cortas (300 a 400 unidades). 90. Unidad de medida de los Pesos Moleculares, especialmente para números grandes. 91. Estas proporciones son variables de acuerdo al tipo de grano. Introducción a la Bioquímica - 193 - Glucógeno Constituye el principal homopolisacárido de la célula animal, estando alo- jado en el citosol, en conjunto con las enzimas que lo degradan. En el ser humano se aloja preferentemente en hígado y músculo esquelético, para ase- gurar la rápida liberación de glucosa, tanto para el mantenimiento de los niveles de glucosa plasmática como para posibilitar la contracción muscular inmediata. Estructuralmente el glucógeno es muy similar a la amilopectina, aunque presenta ramificaciones más densas y una mayor cantidad de monómeros de glucosa. Cada glucógeno puede contener aproximadamente 30.000 uni- dades de () D glucopiranosa. Sus enlaces o-glicosídicos son () 1→4 y sus ramificaciones () 1→6. MEDICINA La carencia de una enzima del catabolismo polisacárido produce una enfer- medad neuro muscular por acúmulo de Glucógeno, denominada Enferme- dad de Pompe. Celulosa Es una sustancia variada, muy abundante en la naturaleza. Es un compo- nente preponderante de la madera, el algodón, el papel, el celofán y el ra- yón92, entre otras sustancias93. No hay un solo tipo de celulosa, por lo cual es de composición variada. Se la clasifica en y celulosa de acuerdo con su comportamiento frente a los álcalis y los ácidos. Es, al igual que los anteriores, un sólido blanco, microcristalino, insoluble en agua. Tiene gran resistencia por poseer enlaces intramoleculares de Puente hidrógeno. Químicamente son grandes moléculas de () glucosa, unidas por enlace o- glicosídico 1→4, o por unidades de celobiosa. El hombre no puede digerir la celulosa por no poseer enzimas , por lo cual se elimina por intestino sin absorber. Esto estimula el peristaltismo y la eliminación de agua y sales. Quitina Es un polisacárido muy semejante a la Celulosa. Establece al igual que ella, enlaces o-glicosídicos (). Forma parte esencial del exoesqueleto de inverte- brados, insectos y crustáceos, como así también la pared celular de algunos hongos y algas, por lo que es de amplísima difusión en la naturaleza. Su unidad es un derivado aminado de la glucosa: la n- acetil glucosamina. Se estructura en base a interacciones de puente hidrógeno intracatenarios, lo 92. Acetato de celulosa 93. El papel de filtro tratado con ácido sulfúrico produce papel pergamino, resistente e impermeable. Otras producen explosivos, lacas y fibras. Luis E. Simes - 194 - que le otorga gran dureza y rigidez. Las cadenas que se relacionan mediante puente hidrógeno se acomodan de forma paralela en la quitina () alfa y de manera antiparalela en la quitina (). Agar Es una sustancia de amplia distribución en la naturaleza, de características gelatinosas, se obtiene por extracción de las paredes de ciertas de algas. Se la utiliza intensivamente en microbiología como medio de cultivo para el desarrollo de gérmenes, en gastronomía como espesante en yogures y pos- tres y en medicina por su actividad laxante. Su unidad conformacional es la () D-galactosa Dextranos (alfa) y Glucanos (beta) Así como el almidón se constituye en sustancia de reserva para los vegetales y el glucógeno hace lo mismo en la célula animal, los dextranos son los po- lisacáridos de reserva en microorganismos, como bacterias y levaduras. Con- forman cadenas ramificadas de () D-Glucopiranosa. La diferencia está en la ubicación de los enlaces, que en este caso corresponde a 1→2, 1→3, 1→6. Similares son los Betaglucanos, que poseen enlaces 1→3, pero de anomería beta. Son importantes en algunos cereales (avena, cebada, centeno). Inulina Es un fructano que se encuentra como material de reserva en algunas raíces vegetales. Las unidades monosacáridas son () D-fructofuranosa con enlaces 2→1. HETEROPOLISACARIDOS (GLICOSAMIN-GLICANOS-GAG) Mientras los homopolisacáridos están estructurados sobre un solo tipo de monómero, en los heteropolisacáridos existen al menos dos tipos diferentes de monoscáridos que se repiten. Cumplen importantes funciones de sostén junto al colágeno, la fibronectina la elastina, la laminina, e interviene además en la unión de las células para conformar tejidos y proteger a las células. Tienen carácter ácido, y por diso- ciarse a pH fisiológico se encuentran en estado de polianiones, lo cual los dota de útiles características funcionales. Conocidos durante mucho tiempo como mucopolisacáridos, (por su elevada cantidad en secreciones mucosas), dio origen al nombre de patologías deri- vadas de estas moléculas: Mucopolisacaridosis. Actualmente reconocidos como Glicosamin glicanos (GAG), sus heterodisa- cáridos sillares están formados por: • Un ácido urónico (oxidado en 6). Introducción a la Bioquímica - 195 - • Una hexosamina (sulfatada o no). De acuerdo a la composición del disacárido fundamental, se obtienen los diferentes GAGs. Téngase en cuenta que mientras en los Homopolisacáridos existía un solo tipo de monosacárido, en el caso de los Heteropolisacáridos se repiten uni- dades disacáridas heterogéneas (un amino azúcar con un ácido urónico). Figura 7 Unidad disacárida Aquí se ve un ejemplo de unidad disacárida formada por un ácido urónico (a la izquierda) y una hexosamina (a la derecha). El enlace entre ellos es beta 1-3 ÁCIDOS Sulfatados o acetilados ENLACE AMINA Sulfatadas Urónico D – Glucurónico L- Idurónico 1→3 Hexosamina D – Glucosamina D- Galactosamina N-Acetil Glucosamina N- Acetil GalactosaminaÁcido hialurónico Es el GAG de mayor masa molecular. Está formado por una sucesión lineal de 25.000 a 50.000 unidades disacáridas. El ácido que lo forma es el D-Glucurónico, y la aminohexosa es la N-Acetil- D- Glucosamina. Se encuentra presente como lubricante en el líquido sinovial y en el humor vítreo. Tiene gran capacidad para fijar agua, y es sensible a la acción de la enzima hialuronidasa. Ésta está presente en algunas bacterias y en el es- perma, para hidrolizar GAGs de las células o de la cubierta del óvulo. Una función de mucho interés radica en que facilita la fijación de factores de cre- cimiento de los tejidos. Condroitina y condroitín sulfato Estructuralmente es muy semejante al ácido hialurónico. Sólo cambia en su unidad estructural a la N-acetil- Glucosamina por Galactosamina. Se en- cuentra presente en tejido conjuntivo. Contribuye en las características tén- sil y elástica en cartílagos, tendones y paredes vasculares. Cuando la Con- droitina se sulfata, adquiere gran cantidad de cargas negativas, lo cual atrae agua con intensidad. Además, al cargarse negativamente, se une a cationes como Ca++ y Mg++, por lo que muestra una alta presencia en tejidos óseos. disacáridos. Luis E. Simes - 196 - Dermatan sulfato Tiene una presencia prevalente en piel y vasos sanguíneos y válvulas cardía- cas. Está relacionado con alteraciones vasculares y hemostáticas. Se dife- rencia del condroitín sulfato en que reemplaza en su unidad disacárida al ácido D- glucurónico por L- idurónico. Éste es su epímero en 5. Queratan sulfato Como su nombre sugiere, se encuentra presente en cabellos, uñas, piel y cartílagos. Cuando varía su estructura, su lugar de acción puede ser dife- rente, como cuando se integra a la estructura de la córnea. Siempre lo hacen enlazados con proteínas. La estructura molecular es muy particular ya que carece de ácido urónico (que es reemplazado por galactosa), lo cual consti- tuye una excepción de la definición para este grupo. Heparina Es la única integrante del grupo que tiene localización intracelular. Es un anticoagulante natural, producido por los mastocitos, que inhibe la coagu- lación de la sangre al estimular la actividad de la antitrombina. Es abun- dante en hígado, pulmón y músculo, aunque se encuentra presente en todo el organismo. Tiene una alta densidad de cargas negativas, lo que favorece sus interacciones con numerosas moléculas orgánicas. Su estructura básica está conformada por ácido Idurónico (aunque en menor proporción también existe glucurónico) unido a glucosamina por enlaces () 1→4. Los grupos aminas u ácidos pueden estar sulfatados y presentar grupos acetilo. Heparan sulfato Presenta una estructura similar a la Heparina, aunque se encuentra más sulfatada. La relación ácida idurónico/ ácido glucurónico es menor que en el caso de la heparina. Interviene activamente en procesos de la matriz celu- lar, adhesión intercelular y regulación enzimática. MOLÉCULAS CONJUGADAS Las moléculas de importancia biológica están diferenciadas en glúcidos, lí- pidos, proteínas, de acuerdo con una clasificación basada en particularida- des fisicoquímicas y biológicas, pero en realidad todas trabajan articulada- mente en función de una matriz general. Es frecuente encontrar estructuras de diferentes grupos relacionadas entre sí. O hallar formas conjugadas, en las cuales las moléculas de un grupo se encuentran conjugadas con las de otro grupo biológico. Por ello es frecuente encontrar glúcidos asociados a proteínas y a lípidos Introducción a la Bioquímica - 197 - Glúcidos conjugados Si bien las propiedades de los compuestos considerados en este grupo, abar- caban funciones plásticas, de sostén, o de reserva energética, al asociarse mediante enlaces covalentes con lípidos o proteínas, adquieren otras funcio- nalidades como las de señalización e interacciones metabólicas. Las glico- proteínas y los glicolípidos participan del metabolismo intermediario, cum- pliendo funciones primordiales para el mantenimiento de las funciones bio- lógicas. Glicoproteínas Las glicoproteínas están formadas por una fracción mayoritaria de proteínas unidas covalentemente a uno o varios oligosacáridos. Es común su presencia en sangre, en la matriz extracelular y en la superficie externa de la mem- brana plasmática. Se sintetizan en los ribosomas y por el retículo endoplás- mico se alojan en Golgi. La variedad de glúcidos que presentan en su estruc- tura permite una mayor diversidad de señalización. El carbono anomérico de los glúcidos se une mayoritariamente por enlaces O-glicosídicos a los aminoácidos Serina y Treonina, y en mucha menor me- dida con Asparagina. Proteoglicanos (Pgl) Los proteoglicanos son moléculas en las que su parte prostética está formada por glicosaminglicanos, GAG, que se encuentran en cantidades mayores, por lo que ofrecen el mayor sitio de actividad biológica en esta asociación mole- cular. A pesar de la frecuencia con que se enlazan proteínas y glúcidos, se han descripto alrededor de treinta moléculas de Pgl94. Los enlaces covalentes entre el glúcido y la proteína o la superficie celular se establece por enlaces N-glicosídicos (de Nitrógeno): Queratan sulfato a los aminoácidos aspártico o glutámico/asparagina o de enlaces O-Glicosídicos (de Oxígeno). CondroitÍn sulfato al dipéptido Serina-Glicina. Los proteoglicanos. Poseen un core de proteínas a las que se unen moléculas de GAG. En el cartílago el proteoglicano cumple funciones de resistencia y flexibili- dad. Su elevada carga negativa favorece la atracción de agua y en conse- cuencia la regulación de la flexibilidad y de la resistencia. Las bacterias poseen una pared celular que les da resistencia y protección. Mientras las bacterias gram positivas poseen una pared gruesa, las gram negativas poseen una pared diez veces más fina, formada por peptidoglucano encerrado entre dos capas lipídicas. Este diferente entrecruzamiento permite 94. Lehninger. Principles of Biochemistry. Fourth Ed. Pag.256. Luis E. Simes - 198 - que las bacterias gram positivas tomen el colorante de yodo mientras que las negativas no lo puedan retener. Los glicolípidos serán tratados en el capítulo correspondiente de lípidos. MEDICINA Mucopolisacaridosis Las Mucopolisacaridosis, son enfermedades hereditarias poco frecuentes ori- ginadas en la falta o alteración de enzimas que intervienen en el catabolismo de los GAG. Como consecuencia se producen acúmulos que afectan al apa- rato locomotor, con deformidades esqueléticas y al SNC, con déficit mental y muerte prematura. De acuerdo con la enzima deficitaria se han definido: Síndrome de Hunter: Déficit de iduronato sulfatasa, que lleva al acúmulo de heparán y dermatán sulfato. Síndrome de Hurler-Schei: la enzima afectada es la iduronidasa, lo que pro- duce acúmulo de los mismos metabolitos. Síndrome de Sanfilippo: acumula heparán sulfato por diversos caminos me- tabólicos. Existen muchas patologías definidas para este grupo de sustancias, pero se exponen tres ejemplos para que pueda valorarse el impacto que tienen estos compuestos en los déficits hereditarios y metabólicos que impactan fuerte- mente en la salud humana. - 199 - 12 LÍPIDOS Los lípidos constituyen un grupo de compuestos muy amplio y heterogéneo que se encuentran incluidos en base a características físicas. A diferencia de otras familias químicas que son definidas por sus grupos funcionales, los lípidos reúnen a todas las sustancias que no son solubles en agua, es decir que se trata de compuestos lipofílicos. La razón de la baja o nula hidrosolubilidad de los lípidos tiene su funda- mento en la carencia de polaridad que poseen sus moléculas. Se dice enton- ces que son compuestos hidrofóbicos o de elevada hidrofobicidad. Por ello es que la heterogeneidad del grupo es muy grande ya que existe en sus moléculas una gran diversidad química que comparte las propiedadeslipofílicas. CARACTERÍSTICAS En razón de la alta diversidad estructural de las sustancias lipídicas es que se les reconoce un amplio rango funcional vinculado con las actividades bio- lógicas que desempeñan en la célula. Función estructural Ciertos lípidos conforman membranas celulares y componen la estructura de organelas celulares. Por otra parte, otros cumplen funciones de protección mecánica en células y organismos animales. La variabilidad que presentan les permite ejercer funciones de señalización, reconocimiento, y antigenici- dad entre otras. Energética y de reserva Ciertos lípidos tienen como función preponderante aportar energía al orga- nismo cuando es requerida por éste. Se fundamenta en que los lípidos son buenos generadores de energía, mejor que otros compuestos biológicos. Efec- tivamente el rendimiento calórico es mayor que el de glúcidos y proteínas (9 Luis E. Simes - 200 - Kcal/g de los lípidos vs 4 Kcal/g en azúcares y proteínas). A pesar de que los lípidos son inmiscibles en agua y que en el organismo el incremento de lípi- dos produce desplazamiento de agua, metabólicamente son importantes como generadores de agua metabólica. Su metabolización aeróbica (la anae- robiosis no se observa en los lípidos) concluye en agua, principio aprovecha- ble como reserva o acumulo de energía de largo plazo. En ciertos animales es frecuente encontrar que la grasa parda produce más energía calórica que química. Se acumulan donde es necesario responder a demandas energéti- cas puntuales a la vez que rodean órganos a los que protegen mecánica y térmicamente. Hormonales Cierto tipo de hormonas están formadas por moléculas lipídicas. La interre- lación entre diferentes órganos, como la respuesta a señales externas, queda establecida mediante la acción que realizan algunos lípidos en las funciones hormonales. Vitamínicas De la misma manera que lo expresado para las hormonas, ciertas vitaminas, que como tales no se sintetizan en el organismo, requieren de su aporte exó- geno. Entre las vitaminas liposolubles se encuentran las vitaminas A,D, E y K. Intermediarios proinflamatorios y hemostáticas Algunos compuestos lipídicos muestran funciones proinflamatorias, y he- mostáticas como las prostaglandinas, y el tromboxano, respectivamente. Saponificación Algunas grasas tienen capacidad de formar jabones, al comportarse como sales orgánicas. Son aquellos lípidos que por poseer un grupo funcional car- boxilo, son capaces de reaccionar con cationes básicos (como sodio, potasio) para producir sales orgánicas. Esta propiedad es usada por algunos autores para dividir a los lípidos en saponificables y no saponificables. En el ejemplo de abajo se ve como el catión ocupa el lugar del hidrógeno carboxílico, lo que transforma al ácido graso en sal orgánica. Éstas sales se denominan jabones. COOH + K+ → -COOK + H+ A continuación, se describen los diferentes grupos de lípidos de importancia biológica. Introducción a la Bioquímica - 201 - ÁCIDOS GRASOS Las moléculas que poseen un grupo carboxilo se definen como ácidos orgá- nicos. Como el grupo carboxilo es levemente polar, podrá conferirles a los ácidos grasos de cadena corta, un cierto grado de hidrosolubilidad, la que se irá perdiendo a medida que la cadena de carbonos crezca, llegando luego a nú- mero que determinará que la molécula sea lipofílica. Si bien los ácidos de cadena corta pueden intervenir en procesos vinculados a los lípidos, los verdaderamente considerados en el grupo de ácidos grasos, son los de cadena larga, de 12 carbonos en adelante y de número par. Por su tendencia a esterificarse, se encuentran en forma libre en bajas con- centraciones. Ácidos Grasos Saturados Los ácidos grasos saturados, poseen sólo enlaces simples, por lo que tienen el mayor número posible de átomos de hidrógeno. • CH3 (CH2)10 COOH Ácido Láurico. • CH3 (CH2)12 COOH Ácido Mirístico. • CH3 (CH2)14 COOH Ácido Palmítico. • CH3 (CH2)16 COOH Ácido Esteárico. • CH3 (CH2)18 COOH Ácido Araquídico. Los ácidos grasos son sintetizados a partir de dos moléculas de menor peso, lo que origina necesariamente cadenas con número par de átomos de car- bono. Ácidos Grasos Insaturados: Cuando las moléculas poseen dobles enlaces, adquieren nuevas propiedades que los diferencian de los saturados. Algunos ácidos tendrán un doble enlace, mientras que otros poseerán dos, tres o cuatro enlaces dobles. Cuando el ácido graso posee dos enlaces dobles es di etilénico, y si tiene tres, trietilénico. Las reglas de nomenclatura establecen que: La posición de la doble ligadura se indica con una letra griega delta mayús- cula ( ) y como superíndices se colocan las posiciones de cada uno de los dobles enlaces, separados por comas: ( 9,12) Otra manera de nombrarlos es en lugar de comenzar a contar desde el ex- tremo del carboxilo, se comienza a contar desde el extremo opuesto. En éste sistema de nomenclatura, se reemplaza ( ) por la letra griega omega ( ) y el recuento comienza desde último metilo hacia la izquierda. Luis E. Simes - 202 - En base a lo expuesto, la correspondencia para el caso de los ejemplos an- teriores, se especifican de la siguiente manera: Ácido Graso Posición Delta Omega OLEICO C9 LINOLEICO C9 y C12 LINOLENICO C9 C12 y C15 ARAQUIDONICO C5, C8, C11 y C14) MEDICINA Se observa en el cuadro, que el ácido oleico, muy común en aceites vegetales (aceite de oliva), del que deriva su nombre, corresponde a la serie de aceites de los omega-9. El linolénico, pertenece a la serie de los ácidos grasos omega 3, presente en el lino, que son muy recomendados actualmente como pro- tectores cardiovasculares, en presentaciones de venta libre, como el aceite de chía, el aceite de pescado y el aceite de Krill. Por otra parte, tanto el ácido araquidónico como el linoleico pertenecen a la serie omega-6. Estos se encuentran presentes en aceites refinados como el de girasol y el de maíz. El aumento de ácidos grasos omega 6, parecería estar relacionado con obesidad, diabetes y síntesis de sustancias proinflamato- rias. Para tratarlo, no se busca reducir su cantidad, sino que se recomienda mejorar la relación con los omega 9. No todos los ácidos grasos son sintetizados en el organismo, ñor lo que se denominan esenciales y deben ser aportados por la dieta. Por ejemplo, el linoleico de la familia omega 6 y el linolénico de la familia omega 3, se incorporan a través de los alimentos, desde fuentes vegetales; en cambio el ácido araquidónico proviene de alimentos de origen animal. El organismo no puede sintetizar ácidos grasos poliinsaturados. En el caso de los ácidos grasos, la existencia de dobles enlaces abre la posi- bilidad de adquirir dos formas diferentes: Los isómeros Cis y los isómeros Trans. Los isómeros Cis, son los que muestran actividad biológica. Isomería geométrica La isomería geométrica surge de aquellas moléculas que poseen dobles en- laces o ciclos. Cuando dos grupos químicos iguales están del mismo lado del ciclo o del doble enlace, constituyen un isómero CIS. En cambio, cuando dos grupos iguales, quedan en distintos planos, la mo- lécula será TRANS. En la figura 1, se ve el ejemplo del Buteno Di Oico: COOH CH=CH COOH. Introducción a la Bioquímica - 203 - CIS TRANS Figura 1 Se puede notar aquí, que cuando los carboxilos quedan del mismo lado del doble enlace, se forma el isómero geométrico CIS. El otro caso, en el que los carboxilos quedan de distinto lado, se define como molecula TRANS. En el caso del ácido oleico, ácido graso insaturado esencial en la alimenta- ción humana, se sabe que el isómero cis es el activo, mientras que el isómero trans, llamado ácido elaídico, es inactivo. ÁCIDO ELAÍDICO (Trans) ÁCIDO OLEICO (Cis) Figura 2. De CC BY-SA Estos isómeros pueden diferenciarse midiendo su temperatura de fusión. En generallos isómeros trans presentan puntos de fusión y ebullición más altos que los cis respectivos, ya que al ser más simétricos se empaquetan mejor, lo que produce interacciones moleculares más intensas. El ácido oleico tiene un punto de fusión de 13 ºC y el Elaídico de 46º. Por lo tanto, mientras el ácido oleico es líquido a temperatura ambiente (aceite) el elaídico es sólido (grasa). Propiedades de los ácidos grasos Son moléculas anfipáticas, ya que presentan una zona polar, que radica en el extremo carboxilo, y una zona no polar que corresponde a la cadena car- bonada. Cuanto más larga sea la cadena, la molécula será más hidrofóbica. La conformación anfipática determina el comportamiento molecular: los áci- dos grasos dirigirán las cabezas polares hacia el agua y sus extremos hidro- fóbicos se asocian con otras moléculas formando una zona hidrofóbica hacia donde se orientan. Luis E. Simes - 204 - LECTURA COMPLEMENTARIA Los diez primeros ácidos son líquidos a 20°C. Los ácidos grasos superiores son sólidos y sus puntos de fusión crecen con el número de átomos de car- bono. A igual número de carbonos, los ácidos grasos saturados presentan mayor punto de fusión que los insaturados. Estos tendrán mayor punto de fusión que sus homólogos insaturados. Ácido Esteárico C18:0/PF=69,6°C Ácido Oleico C18:1/PF=13,4°C Ácido Linoleico C18:2/PF=-5°C Ácido Linolénico C18:3/PF=-11°C El grado de insaturación de un lípido puede ser medido por el Índice de Iodo, que denota la cantidad de dobles enlaces de acuerdo al consumo de Iodo que se adiciona rompiendo los dobles enlaces. Los ácidos insaturados pueden transformarse en saturados por adición catalítica de hidrógeno. La incorpo- ración de Oxígenos en las dobles ligaduras puede generar epóxidos, que son un índice de la rancidez de las grasas. Eicosanoides Los eicosanoides son moléculas derivadas de ácidos grasos de cadenas insa- turadas de 20 carbonos (eicosa=20). Por ello el Ácido araquidónico se cons- tituye en la molécula central de las que derivan los compuestos que integran el grupo. De acuerdo con la disposición que adquieran esos 20 átomos de carbono, la conformación de uno o más ciclos y la posición y disposición poliénica en la cadena determinarán variantes con funcionalidades biológicas muy amplias. Estas moléculas se clasifican en tres grupos: a) Prostanoides, b) Leucotrienos y c) Lipoxinas. Se ha verificado que estas moléculas tienen más de un receptor, los que les permiten ejercer acciones contrapuestas, conforme el receptor con el que in- teractúen. Introducción a la Bioquímica - 205 - a) Prostanoides Su nombre se originó cuando al descubrirse estas sustancias se pensó que se originaban en la próstata95. Sin embargo, los prostanoides abarcan un grupo de sustancias muy diversas con funciones opuestas. En este grupo están las prostaglandinas, que cumplen funciones como me- diadores tisulares locales. Poseen un ciclopentano central, generado por la ciclación de la cadena de 20 C. Abarca a las prostaglandinas, las prostaciclinas y al tromboxano. Prostaglandinas (PG). Son moléculas de 20 átomos de Carbono que contienen un ciclopentano cen- tral. Son hormonas locales que se encuentran en todo el organismo, cum- pliendo variadas funciones. Existen hasta el momento 9 receptores de pros- taglandinas que han sido identificados. La misma prostaglandina puede pro- ducir un efecto sobre un receptor y el contrario al actuar sobre otro. Cada grupo de PG proviene de un eicosanoide particular, lo que produce diferencias en sus dobles enlaces o ciclos. Así la PGE2 produce contracción del músculo liso sobre el receptor EP1 y dilatación sobre el EP2. Una simple modificación estructural origina una diferencia de funciones. La PGE2 posee un =O en C9, mientras la PGF, en esa posición tiene un hidroxilo. La PGE2 se diferencia de la uno en que aquella posee un doble enlace en 5. Las fun- ciones autócrinas96 y parácrinas de las PGs abarcan acciones sobre los bron- quios, útero, paredes del estómago, plaquetas y otras funciones sobre la li- pólisis y la inflamación. Los macrófagos y monocitos segregan gran cantidad de PG E2 como respuesta a lipopolisacáridos bacterianos y mediadores de la inflamación. En síntesis, participan en la relajación del músculo liso, dilata- ción de bronquios e intervenir en inflamación. Prostaciclina (PGI). En algunas clasificaciones se la engloba con las prostaglandinas (PGI2). Tiene acción broncodilatadora, es vasodilatadora e induce hipotensión. Cuando se une al Receptor IP (acoplado a proteína G), incrementa el flujo sanguíneo local, con eritema y edema y estimula las terminaciones nerviosas generando dolor y en consecuencia los eventos inflamatorios. Es un impor- tante inhibidor de la agregación plaquetaria, facilitando el sangrado. Tromboxano. Presentan un grupo oxano, es decir un puente oxígeno sobre el ciclopentano. Se origina por acción de la ciclooxigenasa sobre el ácido araquidónico. Es el mayor agregante plaquetario, y vasoconstrictor potente, cuya acción favorece la hemostasia. En ese sentido se opone a la ya vista Prostaciclina, que ac- tuaba como inhibidor de la agregación. 95. En algún momento se inquirió acerca de dónde se originaban en la mujer. 96. Son moléculas que actúan sobre la célula que las produce o sobre el tejido cercano, respectivamente. Luis E. Simes - 206 - b) Leucotrienos (LT) El nombre de los integrantes de este grupo proviene de su origen leucocitario (leuco) y de presentar sus miembros tres enlaces dobles (tri–eno). Provienen del ácido araquidónico por acción de la enzima lipo-oxigenasa. Favorecen la inflamación aumentando la permeabilidad vascular. Su potente acción esti- mulante del músculo liso, la incrimina en los procesos asmáticos. c) Lipoxinas (LP) Este es el único conjunto de los eicosanoides que es inhibidor de la inflama- ción, disminuyendo la quimiotaxis de los neutrófilos. Así como el tromboxano es autorregulado por las prostaciclinas, las lipoxinas se oponen a la acción de los leucotrienos. CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA MEDICINA Inflamación La inflamación es un proceso que se produce en el tejido conectivo vascula- rizado que origina la acumulación de fluidos y células en el espacio extra- vascular, con liberación de mediadores químicos que actúan específicamente en el espacio alcanzado. Microscópicamente se observa la presencia de ma- crófagos, células linfoides, fibroblastos, que liberan mediadores químicos particulares. Éstos pueden ser de origen tisular, o de origen plasmático. Los mediadores tisulares, originados por la activación de mastocitos, basófilos o plaquetas, provienen de la hiperestimulación metabólica del ácido araquidó- nico. Este ácido graso poliinsaturado es precursor de prostaglandinas, leu- cotrienos, tromboxanos. El sistema complemento, especialmente C3 y C4 juegan un rol esencial en el proceso inflamatorio. Se produce un aumento de la permeabilidad vascular, la migración de macrófagos y con la produc- ción de histamina. El ácido araquidónico presente en la membrana celular puede ser liberado por una fosfolipasa, constituyéndose en iniciador de la síntesis de proinfla- matorios. TERPENOS Los terpenos son productos naturales, que, por su contenido de anillos, ais- lados y condensados, están muy relacionados con los cicloalcanos. También poseen un elevado contenido de dobles enlaces, favoreciendo procesos de resonancia y movilidad electrónica. Los terpenos Se encuentran como aceites esenciales, en una gran cantidad de especies vegetales, a las cuales identifi- can con sus características aromáticas. Introducción a la Bioquímica - 207 - Por ejemplo, el pineno se encuentra en la esencia de pino y al guaiazuleno en el aceite de geranio. Si bien los terpenos fueron inicialmente aislados e identificados a partir de la trementina, obtenidos de una mezcla de hidrocarburos de C10H16, con pos- teridadfue generalizándose el nombre a los compuestos oxigenados de ori- gen vegetal insaturados y/o cíclicos. Todos los terpenos derivan de un monómero denominado isopreno. Químicamente se define como isopreno al 2 metil, butadieno 1,3. CH3 CH2=C-CH=CH2 Esta unidad se identifica con la fórmula general (C5 H8)n La clasificación de los terpenos se basa en la cantidad de unidades de iso- preno que los constituye. Debe tenerse en cuenta que las unidades de isopreno se pueden unir cola– cola, cola-cabeza y cabeza-cabeza, lo que aumenta fuertemente la posibilidad de encontrar variantes químicas sobre la misma composición. Téngase pre- sente también que cada unidad puede tener dobles enlace o ciclos en distinta proporción. Por otra parte, tanto los ciclos como los dobles enlaces pueden originar sobre cada uno de ellos alternativas geométricas cis/cis; cis/trans o trans/trans. LECTURA COMPLEMENTARIA Existe una gran variedad de terpenos, entre los que se destacan: Monoterpenos Tienen dos unidades de isopreno, su fórmula molecular es C10H16; Nótese que el alcano correspondiente es C10 H22. ¿Por qué hay 6 átomos de carbono menos? Por los dobles enlaces o anillos que contengan. Por ello podrán ser: Acíclicos con tres enlaces dobles: Geraniol. Monocíclicos con 2 enlaces dobles: Mentona. Bicíclicos con un enlace doble: Pinano. Tricíclicos sin dobles enlaces: Tricicleno. Sesquiterpenos Tienen tres unidades de isopreno, es decir que su fórmula es C15H24. En este grupo se destaca el farnesol, terpeno acíclico que origina escualeno. El es- cualeno es de suma importancia metabólica ya que es la molécula a partir de la cual se sintetiza el colesterol. Diterpenos Luis E. Simes - 208 - Tienen cuatro unidades de isopreno, es decir que su fórmula es C20H32. A los efectos de nuestro interés, el diterpeno monocíclico más importante es la Vi- tamina A, presente en aceites de hígado de pescado. Es una vitamina lipo- soluble, indispensable para el correcto funcionamiento del organismo, resis- tencia a las infecciones y mantenimiento de la visión. Su precursor es el caroteno. Otro diterpeno importante es el fitol, alcohol que se encuentra es- terificado en las plantas con clorofila. Triterpenos Tienen seis unidades de isopreno. Aquí el escualeno C30 H50, acíclico, prove- niente del aceite de hígado de los peces escuálidos, como el tiburón.Su es- tructura es trans. Sus miembros en general son tetra y pentacíclicos. Tetraterpenos Contiene a los carotenos, pigmentos rojizo-anaranjados presentes en los ve- getales y animales, que tienen similitud entre sí. El licopeno es acíclico, de color rojo, que se encuentra en el tomate y la sandía. Dentro de los tetracarotenos (ocho unidades de isopreno), bicíclicos, los re- presentantes más significativos son los carotenos y , mientras que el gamma ( ) es monocíclico. Otros derivados de este grupo son las xantinas. CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA Los carotenos son precursores de las vitaminas A, E y K. La vitamina A (Retinol) se encuentra en alimentos de origen animal. En los vegetales está como caroteno. Su oxidación da retinal y posteriormente retinoico. Tiene uso en dermatología. El retinal forma parte del proceso de isomerización de los bastones en la retina. La Vitamina E (Tocoferol), tiene diversas estructuras. La forma abundante es el Tocoferol. El efecto más claro de los tocoferoles es su acción antioxi- dante. Su oxidación produce efecto protector sobre estructuras poliinsatu- radas, como en las membranas celulares. La Vitamina K tiene un ciclo naftoquinona, con isoprenos laterales. La vita- mina K ejerce su acción sobre proteínas de la coagulación, como la protrom- bina. Con la intervención del calcio, su acción se correlaciona con los fosfo- lípidos plaquetarios. La forma K2 la produce la flora bacteriana, por lo cual su déficit puede estar asociado al uso crónico de antibioticoterapia. Es importante nombrar a la Coenzima Q10, que interviene en la cadena res- piratoria. Se trata de un pentaterpeno, es decir que se trata de una molécula formada por 10 unidades de isopreno. Introducción a la Bioquímica - 209 - ESTEROIDES Los esteroides conforman un grupo complejo y polifuncional, estructural- mente constituidos por un grupo ciclopentanoperhidrofenantreno (CPPHF), también llamado esterano97, o gonano. Este núcleo conformado por el CPPHF posee 17 carbonos y puede adquirir diferentes estructuras conformacionales: silla o bote. Además, se debe tener en cuenta la isomería geométrica que se origina en presencia de dobles en- laces o ciclos por lo cual tiene importancia si los anillos se ordenan en posi- ción cis o trans. Figura 3 Los sustituyentes originan nuevas moléculas, sobre todo en los carbonos 3,10, 13 y 17 La nomenclatura del ciclo utiliza la partícula “perhidro”, ya que tiene la má- xima cantidad de hidrógenos que les permite la estructura carbonada. La insaturación es otra particularidad estructural capaz de generar nuevas sustancias activas. Interesan entonces: Isomería geométrica: Los Ciclos B-C y C-D están entre sí en posición trans, mientras que los ciclos A-B pueden adquirir ambas disposiciones. Carbonos asimétricos: Son los que comparten ciclos, lo que los hace quirales: 5, 8, 9, 10, 13 y 14. Los sustituyentes que estén por encima del plano se dice que están en CIS o . Por debajo del plano, será TRANS o . Los sustituyentes de carbonos 10 y 13 están siempre en CIS. Se dibujan con líneas enteras. Colesterol Es el primer esteroide que se describe, dado su rol central y su importancia fisiolpatológica, siendo un especial determinante de salud. Se destaca en el grupo químico el triterpeno escualeno (C30H50), ya que es un precursor del colesterol. Se relacionan así los terpenos con los esteroides. 97. Es muy importante tener en claro la numeración de éste núcleo ya que es fundamental para identificar correcta- mente los sustituyentes que originan moléculas derivadas de él. Luis E. Simes - 210 - Figura 4 El colesterol posee: • Anillos A/B, B/C y C/D en trans. • 27 carbonos. De los 17 originales del esterano, se agregan dos meti- los en C10 y 13; que pasan a numerarse como 19 y 18 respectiva- mente. En carbono 17 se agregan 8 carbonos en una cadena de seis carbonos con dos metilos en 20 y 25. • un –OH en C3, lo que lo hace un esterol y puede generar epímeros en esta posición. • un doble enlace en C5. El colesterol puede formar ésteres al reaccionar el –OH3, con ácidos grasos. Estos ésteres tienen gran poder aterogénico. Los ésteres de Colesterol son altamente hidrofóbicos, ya que perdieron el único grupo capaz de generar puente hidrógeno. También puede formar éteres con otros alcoholes. El doble enlace se puede saturar u oxidar. Mezclado con otras grasas adquiere la capacidad de absorber agua para for- mar emulsiones. A nivel biológico muestra una extraordinaria presencia en las membranas celulares eucariotas. Por otra parte, es un componente fundamental de las vainas de mielina en los nervios. Esto se basa en el bajo carácter dieléctrico que posee, lo que le permite actuar como un eficaz aislante de la conducción nerviosa. A partir del colesterol se sintetizan ácidos biliares y todas las hor- monas esteroideas. Es también un precursor de la Vitamina D, la única de las vitaminas liposolubles que es esteroidea, ya que según se ha descripto, las Provitamina A, Vitamina A, E y K, son terpénicas. El colesterol es apor- tado en la dieta por los alimentos de origen animal y endógenamente es sin- tetizado en el hígado. Introducción a la Bioquímica - 211 - Ácidos Biliares Los ácidos biliares poseen un núcleo colano de 24 C. Se originan a partir del colesterol por acortamiento de la cadena carbonada lateral, la cual queda reducida a 5 carbonos de los cuales el carbono primario se oxida a carboxilo. Figura 5 En la figura se observa el Ácido Cólico:3 , 7 , 12 tri hidroxi colanoico. En él, además del –OH del C3 presente en el Colesterol se hidroxilan los C7 y C12 en configuración (por debajo del plano). El otro ácido biliar primario es el producido por la deshidroxilación del C12: Ácido quenodesoxicólico (3 7 di hidroxi colanoico). El -OH de C7 es importante ya que sufre su escisión por acción de las bacte- rias intestinales. Al actuar las bacterias, los ácidos biliares primarios pierden sus –OH de C7 generando respectivamente: Ácido desoxicólico: produce 3 12 di hidroxi colanoico. Ácido litocólico: produce 3 hidroxi colanoico. Luis E. Simes - 212 - Oxhidrilos adicionados Ácidos Biliares Primarios Oxhidrilo sustraído Ácidos Biliares Secundarios Ácido Cólico Ácido Desoxi Cólico + 7 3 7 trihidroxi colanoico 3 dihidroxi colanoico Colesterol - 7 + 7 Ácido Queno DesoxiCólico Ácido Lito Cólico 3 7 dihidroxi colanoico 3 hidroxi colanoico Figura 6 Estos compuestos se conjugan con los aminoácidos taurina y glicina, a través de enlaces amida, originados entre el carboxilo de los ácidos biliares y el grupo amino de los aminoácidos. De acuerdo con el aminoácido que se conjugue, se obtendrán los conjugados tauro o glicoderivados: Figura 7 Son ácidos débiles que se neutralizan con sodio y potasio, originando sales biliares. Los ácidos biliares sintetizados en el hígado se almacenan en la vesícula bi- liar. Cuando son secretados a intestino, actúan como tensioactivos emulsio- nantes, lo que aumenta la superficie de exposición de las grasas, apolares, y favorece su exposición ante el medio acuoso. Hormonas Esteroideas Son hormonas derivadas del colesterol, que se originan por acortamiento o desaparición de la cadena lateral. Así como los ácidos biliares poseen 24 carbonos, este grupo de moléculas presentan un acortamiento mayor: 21, 19 y 18 moléculas para cada grupo. De acuerdo con su origen orgánico, se pueden subclasificar en: Introducción a la Bioquímica - 213 - Hormonas Córtico Adrenales (Corteza Suprarrenal). • De la zona glomerular. • De la zona fascicular. • De la zona reticular. • Hormonas Sexuales. o Masculinas. o Femeninas. Las hormonas adrenales más importantes son: Los mineralocorticoides, producidos en la zona glomerular, tienen 21 Carbo- nos. El metabolito más importante es la Aldosterona, (ya mencionada) que tiene funciones en la regulación de la presión arterial y en el manejo de los electrolitos. Actúa sobre el riñón en el tubo contorneado distal favoreciendo la reabsorción de sodio y agua y excretando potasio. También interviene en la concentración de bicarbonato participando en la regulación ácido–base. Integra el sistema Renina-Angiotensina–Aldosterona. Se encuentra dismi- nuida en la enfermedad de Addison y aumentada en la enfermedad de Conn. El incremento de aldosterona lleva a una hiperaldosteronismo, caracterizado por hipertensión diastólica, hipopotasemia y alcalosis metabólica, con una incidencia mayor en mujeres que hombres. Figura 8 Los Glucocorticoides se sintetizan en la zona fascicular. Participan de la re- gulación del metabolismo glucídico. El compuesto central de este grupo es el cortisol, que también posee 21 átomos de Carbono. Se caracteriza por po- seer un –OH en C11. Es la hormona del stress respondiendo a éste con ele- vados niveles. Actúa cuando disminuye el nivel de glucemia estimulando la gluconeogénesis. Por otra parte, inhibe al sistema inmune y a los procesos inflamatorios. Posee ritmo circadiano. Luis E. Simes - 214 - Figura 9 Las moléculas de andrógenos poseen 19 átomos de carbono (Testosterona, Androstenediona y Androsterona). Se generan en la zona reticular a partir del Androstano. En el hombre la síntesis más importante se realiza en testículo (Células de Leydig) En la mujer la testosterona es sintetizada en menor concentración en el ovario, que luego es convertida a progesterona en las células foliculares. Un metabolito importante es la Dihidro testosterona que se produce en piel. Un precursor común con los estrógenos es la DehidroEpiandrosterona y su forma sulfatada. (DHEA y DHEA-S). Figura 10 Hormonas sexuales Femeninas Figura 11 Poseen funciones anabolizantes y determinan los caracteres sexuales secun- darios en la mujer. Ya se ha mencionado a la testosterona, hormona típica- mente masculina, pero que es también producida en menores concentracio- nes en la mujer. En este punto se definen dos grupos hormonales. Estrógenos y Progesterona. Los estrógenos se forman en el ovario y pertenecen al grupo de moléculas de 18 carbonos. Es un compuesto aromático por tener tres dobles enlaces en el Introducción a la Bioquímica - 215 - anillo A. Su núcleo fundamental es el estrano, un derivado metilado en 18 del esterano (CPPHF). La hormona más activa es el estradiol, que presenta hidroxilación en 3 y beta 17. El estriol posee tres hidroxilos (incorpora un – OH en alfa 16.y la estrona que posee un grupo funcional ceto por oxidación del -OH de C17. Figura 12 Los progestágenos son producidos por el cuerpo lúteo post-ovulatorio. Su núcleo general es de progestano, que posee metilos en 18 y 19, y una cola cetónica de dos carbonos en 17 (carbonos 20 y 21). La hormona de mayor importancia es la progesterona, que posee un segundo grupo ceto en C3. Es precursor de otras hormonas esteroideas, su acción es pro-gestacional estimulando a la mucosa uterina para favorecer la implantación. En el cuadro siguiente se sintetiza la clasificación de las hormonas esteroi- deas. MEDICINA HIPERFUNCIÓN DE LA CORTEZA SUPRARENAL La corteza suprarrenal produce a) glucocorticoides, b) mineralocorticoides y c) andrógenos. a) Un aumento de cortisol (llamada hormona del stress) produce la enferme- dad de Cushing, mientras que su disminución lleva a la enfermedad de Ad- GRUPO NOMBRE ORIGEN PRINCIPAL N° C Mineralocorticoides Aldosterona Corteza Suprarrenal Zona glomerular 21 Glucocorticoides Cortisol Cortez Suprarrenal Zona Fascicular Progestágenos Progesterona Cuerpo lúteo Andrógenos Androstano Corteza suprarrenal Zona Reticular 19 Testosterona Testículo, Ovario Estrógenos Estradiol Estriol Estrona Ovario 18 Luis E. Simes - 216 - dison. El aumento de cortisol, muchas veces por stress y otras por sobrepro- ducción o por desequilibrios metabólicos, conduce a un conjunto de signos muy variado: obesidad, hipertensión, debilidad muscular, osteoporosis y un signo característico es la “cara de luna”. El cortisol experimenta una varia- ción circadiana característica, con un máximo a las 8 de la mañana. La hor- mona hipofisiaria corticotrofina regula su concentración. b) La aldosterona es un mineralocorticoide central en la regulación salina del organismo. Eleva la reabsorción de sodio a nivel renal.Interviene en un me- canismo con la renina y la angiotensina que eleva la presión arterial. Ante una hipotensión, o aumento del volumen del agua intersticial, la renina ini- cia la secuencia para generar un efecto hipertensor compensatorio. Los pa- cientes pueden presentar síntomas relacionados con la disminución de po- tasio: debilidad muscular, parestesias o tetania. El hiperaldosteronismo pri- mario se denomina Enfermedad de Conn. c) Un aumento de Andrógenos puede originarse en tumores corticosuprare- nales, que a veces también producen elevación de cortisol. El aumento de andrógenos genera virilización en la mujer Vitamina D Dentro de las vitaminas liposolubles, la Vitamina D es la única que presenta estructura esteroidea, aunque este tenga, a diferencia de los grupos analiza- dos hasta aquí, abierto el anillo B. Figura 13 Presenta las Formas D2 (Ergocalciferol) de origen vegetal y la forma D3, (Co- lecalciferol). La forma activa es la que se hidroxila en C1 en el riñón y en C25 en hígadooriginando la forma activa 1,25 di Hidroxi-Colecalciferol. Su sín- tesis se produce en la piel, donde la exposición solar favorece la transforma- ción de su precursor (7- dehidrocolesterol) por la acción de los rayos UV en Vit. D3. En algunas regiones nórdicas, donde la insolación es limitada, la incidencia de hipocalcemia es notoria. Su acción, similar a la de la Para- toHormona, se ejerce sobre el metabolismo fosfocálcico, estimulando una Introducción a la Bioquímica - 217 - proteína de transporte en intestino. En riñón aumenta la reabsorción de cal- cio y fósforo, y en el hueso favorece la reabsorción y depósito cálcicos. El incremento de Vitamina D conduce a hipercalcemia, mientras que su déficit acarrea hipocalcemia y problemas óseos. Acilgliceridos Los acilglicéridos integran un grupo de ésteres conformados por el polial- cohol propano tri–ol (glicerol) con ácidos grasos. Los acilglicéridos pueden ser mono, di o triglicéridos según se esterifiquen uno, dos o tres ácidos grasos. En el caso que reaccione un solo ácido graso, se obtendrá un Mono Acilgli- cérido. Estos monoacilglicéridos pueden darse con cualquier ácido graso, siendo muy frecuentes los de 16 y 18 carbonos, tanto saturados como insaturados. Si n vale 14, se trata de ´ Acido Palmítico y el monoacilglicérido será el palmitato de glicerilo. Diacilgliceridos: En este caso reaccionan dos moléculas de ácido con una de glicerol. Si n=14, y n’=16 se ha formado 1-palmitato, 3-estearato de glicerilo, indi- cando que el di acil glicérido tiene un enlace éster en el carbono 3 con el ácido esteárico y en 1 con el palmítico. El Carbono 2 del glicerol, cuando los sustituyentes en C1 y C3 son diferentes, se torna quiral. En caso de que los ácidos en carbono 1 y 3 sean iguales, el C2 no será asimétrico. CH2 – O – CO . (CH2) 14 - CH3 l *CH.OH l CH2 . – O – CO . (CH2) 16 - CH3 1 palmitato, 3 estearato de glicerilo CH3 – O – CO . (CH2) 16 - CH3 l *CH.OH l CH2 . – O – CO . (CH2) 14 - CH3 1 estearato, 3 estearato de glicerilo Figura 14 Triacil Glicéridos (Triglicéridos) Estas estructuras conocidas como triglicéridos tienen gran trascendencia en la fisiología y patología humanas. Luis E. Simes - 218 - El glicerol se encuentra esterificado por tres ácidos grasos. Cuando estos son iguales entre sí, los compuestos formados son homo glicéridos. CH2 – O – CO . (CH2) n - CH3 l CH3- (CH2)n - O- C – O – C -H l CH2 – O – CO . (CH2) n´´ - CH3 Figura 15 n=n’=n’’ → homoglicérido. Si n=14, sería tripalmitato de glicerilo. Cuando son tres los ácidos grasos que se combinan con el glicerol, el ácido que se une al carbono 2, por razones estéricas se orienta en la dirección opuesta a los de los c1 y c3. Dado que los carbonos del glicerol tienen libertad de giro, sus sustituyentes pueden orientarse en 120°. Visto de arriba, sería: 1 2 3 En cambio, si los ácidos grasos son diferentes, formarán hetero glicéridos. CH2 – O – CO . (CH2) 12 - CH3 l CH3- (CH2)12 - O - C – O – C H l C H2 – O – CO . (CH2) 7 – CH=CH –(CH2)7 CH3 1,2 Di lauritato, 3 oleato de glicerilo. Figura 16 Los triglicéridos, por tratarse de estructuras eminentemente hidrofóbicas tie- nen comportamiento lipídico, mientras que los monos y diacil glicéridos, con- forman moléculas anfipáticas por la presencia de OH libres en cadenas car- bonadas. Cuanta más longitud tengan esas cadenas grasas, mayor será el punto de fusión. Para igual cantidad de carbonos, las moléculas insaturadas presentarán un punto de fusión menor que las respectivas saturadas. Dobles enlaces N° carbonos 0 1 cis 1 trans 2 3 4 4 -4,5°C 16 63°C 32°C 18 71°C 16°C 45°C -5°C -11°C 20 76°C C Introducción a la Bioquímica - 219 - Grasas y aceites La clasificación entre aceite y grasa está dada por su estado físico. Se considera que un aceite es todo acilglicérido que a temperatura ambiente (20°C) se encuentra en estado líquido. En cambio, si su estado es sólido a esa temperatura, se definirá como grasa. Por ello es más frecuente que los aceites sean de cadenas más cortas e insaturadas que las que conforman las grasas, sobre todo, trans. Por ser los glicéridos moléculas estéricas, puede sufrir el proceso de hidróli- sis que romperá esos enlaces covalentes para recuperar el glicerol y los áci- dos que los conforman. Hidrólisis Acil Glicérido+nH2O⇌Glicerol+n ácidos grasos Esterificación Muy similar al proceso de hidrólisis es la saponificación o hidrólisis alcalina (formación de jabón). Ella ocurre cuando el proceso de ruptura se realiza a través de hidróxidos de sodio o de potasio, y no de agua, lo que produce sales de ácidos grasos alcalinas más glicerol. Cuando el glicérido es insaturado, el doble enlace puede sufrir ataques quí- micos, tales como: Con hidrógeno se satura el doble enlace. Con oxígeno se oxida, dando cetonas, aldehídos y enlaces peróxidos o epoxi. Estos son procesos conocidos como enranciamiento de las gra- sas. Con iodo permite calcular el índice de insaturación. Deshidrogenación, los enlaces simples pueden producir dobles enlaces y es- tos dar enlaces triples por pérdida de hidrógenos. Las hidrogenaciones y deshidrogenaciones pueden producir transformacio- nes grasa/aceite. Los tejidos animales tienen preponderancia de grasas saturadas de palmi- tato y estearato, mientras que es más común en vegetales observar la pre- sencia de grasas insaturadas como los oleatos y linoleatos. Los triglicéridos constituyen la forma más común de acumulación de energía cuando el organismo tiene más aporte que consumo de calorías. Su exceso origina procesos cardiovasculares, con endurecimiento de arterias, obstruc- ciones y aterosclerosis. Las partículas más ricas en triglicéridos, englobadas en las lipoproteínas, son los quilomicrones, las partículas de menor densi- dad. Luis E. Simes - 220 - Fosfoglicéridos i Al igual que los acil glicéridos, estas moléculas están conformadas por enla- ces estéricos entre glicerol, y ácidos grasos, aunque en este grupo se encuen- tra además una molécula de ácido fosfórico esterificando el –OH de carbono 3. Entonces se observa que dos hidroxilos del glicerol se encuentran esterifica- dos por ácidos grasos, mientras que el tercero se esterifica con ácido fosfó- rico; de allí se origina el nombre de fosfolípidos. La molécula básica del grupo, conformada por la esterificación de la molé- cula de glicerol con dos ácidos grasos y un ácido fosfórico se lo denomina ácido fosfatídico. Al igual que en los acilglicéridos, el ácido de carbono 2 del glicerol, (quiral), se encuentra hacia la izquierda, por lo que es denominado ácido L-fosfatídico. A pH fisiológico, el ácido fosfórico se encuentra como fosfato. Esa carga ne- gativa origina un grupo muy polar. Por otra parte, las cadenas carbonadas son apolares. En resumen, los fosfoglicéridos son moléculas anfipáticas, con una cabeza polar en el fosfato y una cola no polar en las cadenas carbonadas. El C2 se transforma en Carbono quiral, por lo que se pueden generar isóme- ros en series L o D. C-0- CO(CH2)n CH3 C-0- CO(CH2)n CH3 C-0- PO3H2 Ácido fosfatídico Por otra parte, uno de los hidroxilos libres del fosfato (y en otros casos dos), pueden reaccionar con alcoholes a través de enlaces éster, para dar fosfogli- céridos. Según sea el alcohol (o aminoalcohol) que se una al ácido fosfórico, seobtendrán distintos derivados. La Fosfatidil colina (Lecitina), muy abun- dante en la membrana celular, es fuente de colina, necesaria para la forma- ción de acetil colina, neurotransmisor colinérgico esencial. El Fosfatidil inositol tiene menor presencia en la membrana, mientras que la Fosfatidil etanol amina (cefalina) y la Fosfatidilserina muestran su presencia en todos los tejidos. Fosfoglicéridos II Hay casos de mayor complejidad, en los que un tercer glicerol es capaz de enlazarse con dos ácidos fosfatídico para originar cardiolipinas (di fosfatidil glicerol). Estas se encuentran en alta proporción en las fibras musculares cardíacas y además cumplen funciones en la mitocondria. La reacción de VDRL, utilizada para el diagnóstico de la sífilis utiliza un soporte antigénico de cardiolipinas. Introducción a la Bioquímica - 221 - En otros casos se produce una reacción hemiacetálica, como en los plasma- lógenos. El –OH de C1 del glicerol se enlaza al carbonilo de un aldehído graso. En síntesis: El ácido fosfatídico se compone de glicerina con dos ácidos grasos esterifi- cando sus C1 y C2. El C3 ha sido esterificado con ácido fosfórico (H3PO4). A su vez, a un OH del ácido fosfórico, se une otro alcohol, formando un fos- fodiéster. Estas son típicas moléculas anfipáticas con una cabeza polar y una cola no polar. Las enzimas que hidrolizan a los fosfolípidos son las fosfolipasas. La fosfolipasa A1 hidroliza el enlace entre C1 del glicerol y el ácido graso (1 en la figura). La fosfolipasa A2, hace lo mismo a nivel de C2 (2) y la fosfolipasa C hidroliza el enlace éster del C3 con el ácido fosfórico (3). Por otra parte, la fosfolipasa D ataca el enlace éster entre el ácido fosfórico y el alcohol (4). Esfingolípidos Estos lípidos no poseen glicerol, sino que se forman por la esterificación de un aminoalcohol graso insaturado, la esfingosina, de 18 carbonos (u otros alcoholes relacionados), de los cuales proviene su nombre. La esfingosina es el 1, 3 di hidroxi, 2 amino decaocteno-4. Esfingosina Cuando un ácido graso se une al grupo amino de C2, por un puente cova- lente amido, se forma una molécula de ceramida, 1 2 3 4 CH20H – CH – CH – CH=CH (CH2)12- CH3 NH OH R - C = O Figura 17 Ceramida La Ceramida es la estructura fundamental de los esfingolípidos, que se cla- sifican en dos grupos: Fosfo esfingolípidos Los fosfo esfingolípidos componen estructuras en las membranas celulares. Tienen gran presencia en las células del Sistema Nervioso Central. De allí su importancia en patologías de orden neurológico. El más abundante es la es- Luis E. Simes - 222 - fingomielina, que tiene un fosfato esterificando el –OH de C1 de la esfingo- sina, y un grupo colina esterificando al fosfato. Se conforma así una molé- cula anfipática, de cabeza polar (fosfato y colina) y dos colas hidrofóbicas: esfingosina y ácido graso). Este es el único fosfolípido de membrana, que no posee glicerol. Es muy abundante en Sistema Nervioso, dando sus características a las vainas de mielina. Cuando varía el ácido graso, se lo encuentra en tejidos como médula Ósea e hígado. Glico esfingolípidos En este grupo la ceramida se une a glúcidos en lugar de ácido fosfórico como en el grupo anterior. Conforme el glúcido que se integre será el glucolípido sintetizado. Clasificación Cerebrósido: Ceramida unida a D-Glucosa o D-Galactosa, unido por en- lace glicosídico 1-BETA. Sulfátidos: Ceramida unida covalentemente a galactosa sulfato, 4 o 6. Globósidos: acompaña a la ceramida a un oligosacárido neutro. Gangliósidos: a diferencia de los anteriores, intervienen oligosacáridos ácidos. Estas estructuras acetiladas se unen a diferentes glúcidos. En este grupo se destaca por su presencia y funciones metabólica y estruc- turales el Ácido N-Acetil Neuramínico (NANA). De acuerdo con la canti- dad de ácido siálico se denominan MG, DG, TG: mono, di, trigangliósi- dos. Además, un subíndice indica que se obtiene de 5-n, donde n es el número de monosacáridos presentes. Por ejemplo (DG)2, indicaría la presencia de 2 NANA y tres monosacáridos. Figura 18. Fig. 18- Tomado de Calvo, A. Biología Molecular Médica Introducción a la Bioquímica - 223 - MEDICINA Cuando se producen alteraciones en el metabolismo de los esfingolípidos, se pueden desencadenar diversas patologías. El déficit de enzimas determina- das genéticamente, interrumpe el catabolismo normal, y se producen acú- mulos de diversas macromoléculas (gangliósidos, ceramidas, ésteres de co- lesterol) que alteran el funcionamiento celular. Como referencia nombramos algunas de esas patologías: Fosfo-Esfingolipidosis: Su alteración produce la enfermedad de Niemann- Pick, la cual presenta cinco formas. Obedece a un déficit de una fosfodieste- rasa. Glico-Esfingolipidosis: En sus alteraciones se observan la Enfermedad de Gaucher (Déficit de - glucosidasa), la Enfermedad de Fabry (Déficit de − galactosidasa), las gangliosidosis de Tay Sachs y de Sandhoff (déficit de acetil hexosaminidasa). Estas patologías producen acúmulos de diversos fosfolípidos en hígado y baso. Pero el acúmulo en Sistema Nervioso Central (SNC) produce las formas graves con mortalidad precoz. Ceras Las ceras son sustancias heterogéneas, formadas por ácidos grasos esterifi- cados por alcoholes grasos98 monohidroxílicos. Son sustancias duras, inso- lubles en agua, que se ablandan con la temperatura. Tienen funciones de protección en epidermis, y en exoesqueletos de insectos o frutas y hojas de muchos vegetales. Se encuentran en la carnauba, esperma de ballena, lano- lina, estearina, etc. Son otros ejemplos de ceras: N° C Ácido (16 a 30 at) N° C Alcohol (16 a 34 át) Cera 16 Palmítico 16 Cetílico Palmitato de Cetilo 18 Esteárico Estearato de cetilo 20 Araquílico Estearato de Araquilo 26 Cerótico 26 Cirílico Cerotato de Cirilo 30 Miricílico Cerotato de Miricilo 30 Melísico 18 Octadecílico Melistato de Octadecilo 98. Recordamos que en este libro utilizamos el término graso para referirnos a alcoholes de cadena larga (16 a 34 carbonos). Luis E. Simes - 224 - Lipoproteínas Dado que el solvente por excelencia es el agua, y que los lípidos siendo hi- drofóbicos, son inmiscibles con la fase acuosa, se genera una tensión que se resuelve con la reorientación de las estructuras moleculares. Este choque entre dos características de solubilidad, que no pueden disolver se entre sí, aunque deban compartir estructuras y funciones, encuentra una solución mediante la formación de bicapas y micelas, es decir una solución mecánica y física. La otra posibilidad es que participen moléculas anfipáticas. La experiencia de los transportadores de metabolitos en sangre y tejidos ofre- ció un antecedente para reconocer que las proteínas podían constituirse en los transportadores, que, asociadas a los diferentes lípidos, posibilitara su transporte en medios acuosos como el sistema sanguíneo, el intersticio y el citosol. Esta asociación entre diferentes proteínas y diferentes lípidos origina las li- poproteínas. Los primeros estudios sobre el tema demostraron que la ultracentrifugación del plasma rendía diferentes fracciones, que fueron clasificadas por su orden de densidad creciente. Las fracciones encontradas fueron: Menor de 0,96 g/ml denominadas quilomicrones. Entre 0,96 y 1,006: Lipoproteínas de muy baja densidad, VLDL. Entre 1,006 y 1,019: Lipoproteínas de densidad intermedia, IDL. Entre 1,019 y 1,063: Lipoproteínas de baja densidad LDL. Mayores de 1,063: Lipoproteínas de alta densidad HDL. Estos cinco grupos poseen composiciones lipo-proteicas variables. Por otra parte, denotaron una disminución de su tamaño y un incremento en la com- posición de sustancias más pesadas, que llevan a ese aumento de densidad. La parte complementaria de los lípidos son las proteínas.Las proteínas que integran grupos heterogéneos se denominan APO – proteínas. Hay varios ti- pos de Apo proteínas integradas a las fracciones lipoproteicas, que no sólo cumplen funciones de transporte, sino que también muestran otras activi- dades, como interacción con receptores o regulación metabólica, tanto esti- mulante como inhibitoria. Las principales Apo – proteínas son: A-I; A-II; A-IV: integran la fracción HDL. B- 100: mayoritaria en LDL y B-48 en quilomicrones. C-I y C-II, predominantemente en VLDL y quilomicrones; C-III en HDL. D: presente en HDL. Introducción a la Bioquímica - 225 - E99: Predominante en VLDL. Fracciones Lipoproteicas Quilomicrones: Son partículas grandes, que flotan en el plasma originando sobrenadantes lechosos. Se sintetizan en intestino a partir de triglicéridos exógenos, mayoritarios por sobre su apoproteína B-48. VLDL Very Low Density Lipo-Protein, Lipoproteína de MUY baja densidad. Son ricas en triglicéridos, pero menores que los quilomicrones. Son capaces de producir turbidez al plasma, por ser ricas triglicéridos endógenos (origen he- pático), ocupando aproximadamente la mitad de la partícula. El colesterol y los fosfolípidos componen el otro 40%, quedando sólo un 10 % de proteína donde la Apo B-100 es mayoritaria, presentando algo de C y E. Dentro del rango de densidades que define a estas partículas puede observarse un es- pectro de variación grande en tamaño. Las más pequeñas corresponden a partículas que se han ido transformando al perder parte de su cobertura por acción de las enzimas. Algunos autores denominan a estas partículas de VLDL procesadas enzimáticamente como IDL, Intermediate Density Lipo Pro- tein, que tienden a desaparecer rápidamente. LDL: Lipoproteínas de baja densidad (Low Density Lipo Protein) Son menores que las partículas ya nombradas, por lo que aún en concentraciones patoló- gicas no ocasionan turbidez al plasma. Constituyen el 50% de las lipoproteí- nas. A su vez, el integrante mayoritario de esta fracción es el colesterol este- rificado (aproximadamente 50%). El 25% de su masa corresponde a la Apo B-100. Las diferentes subfracciones encontradas presentan diferentes ta- maño y composición, siendo las más pequeñas las asociadas a enfermedades cardiovasculares ateromatosas. HDL: Lipoproteínas de alta densidad (High Density Lipo Protein). Conforman la fracción con partículas de menor tamaño. Casi no poseen triglicéridos y el 50% de estas partículas poseen colesterol esterificado en su mayoría, y un leve predominio de fosfolípidos. Las proteínas predominantes son Apo A-I y A-II. Las HDL presentan subfracciones HDL-2 y HDL-3. Su disminución, predis- pone a enfermedades cardiovasculares. 99. Las apoproteínas Apo- E en diferentes variantes( E-2, E-3 y E-4) han sido asociadas a una mayor predisposición a adquirir el Mal de Alzheimer. Luis E. Simes - 226 - Figura 19 El quilomicrón es la partícula menos densa (0,96 g/ml) y con mayor contenido de triglicéridos. Cantidades semejantes de las apo proteínas. Figura 20. Composición lípido/proteínas de las fracciones de lipoproteínas Enzimas asociadas El sistema de las lipoproteínas, en las cuales las fracciones proteicas pueden presentar actividad fisiológica, se encuentra bajo la acción de un conjunto de enzimas que participan de su metabolismo, y entre las que se pueden mencionar: Lipoproteín Lipasa (LPL). Enzima presente en el tejido adiposo, actúa sobre quilomicrones y VLDL, hidrolizando los triglicéridos. Los fosfolípidos y la Apo C-II participan como cofactores hidrolíticos. Lipasa Hepática, (LH). Secretada por los hepatocitos, Participa en la conversión de VLDL residual e IDL en LDL. Participa también del metabolismo de las HDL. Introducción a la Bioquímica - 227 - Lecitin- Colesterol- Acil- Transferasa (LCAT). Participa en la esterificación del Colesterol, por transferencia de ácidos gra- sos de la lecitina al colesterol. Se sintetiza en hígado y actúa sobre HDL, interviniendo en la eliminación de las capas superficiales de las VLDL. Es activada por Apo A. Clasificación de las hiperlipo proteinemias (oms) Tipo Quilomicrones VLDL LDL Colesterol TG I + 0 0 0 ++ IIa 0 0 ++ ++ 0 IIb 0 + + + + III 0 Una banda Difusa + + IV 0 + 0 0 a + + V 0 + 0 0 a + ++ (0)=Intervalo referencia; (+)=Elevado; (++)=Muy elevado Las Patologías II, y IV son las de mayor prevalencia. Las otras son de muy escasa presentación. Las patologías son primarias o secundarias. También se presentan cuadros en donde algunas fracciones están disminuidas, como hipolipoproteinemias primarias o secundarias. MEDICINA Obesidad La obesidad es una problemática creciente en la sociedad actual. Desde la modificación de los hábitos alimentarios, hasta las costumbres se- dentarias, producto de la inmersión digital, va produciendo un disbalance positivo entre las calorías ingeridas y las calorías consumidas. El Índice de Masa Corporal (IMC) es la relación entre el peso de la persona (Kg) y su altura al cuadrado, expresada en metros. Se considera normal el IMC entre 20 y 25. Hasta 30 se encuadra como so- brepeso, y mayor de 30 es sin dudas, un caso de obesidad. La obesidad se ve asociada frecuentemente con hipertensión, diabetes y pro- blemas coronarios. Constituye un elemento considerable en el Síndrome me- tabólico. No se puede descartar la existencia de algún factor genético en fun- ción de que en general, de padres obesos se observan niños obesos, aunque no se pueda descartar el factor ambiental, ni una interpretación epigenética del padecimiento. Luis E. Simes - 228 - La leptina, que es una proteína sintetizada en los adipocitos. En ratones ha demostrado un efecto inhibidor de la ingesta alimentaria, e incremento de la tendencia a la actividad física. Por esto la leptina puede ser un compuesto que contribuya en el tratamiento de la enfermedad. Para algunos autores, el gen ahorrador, adquirido por el hombre en la evo- lución, para atravesar períodos de hambruna, se mantiene funcional a pesar de que hayan mejorado los aportes nutricionales. BIOLOGÍA Los lípidos de la membrana plasmática Lejos de ser una barrera inerte, la membrana plasmática es una interfaz activa, selectiva y reactiva, formada por dos capas de lípidos, principalmente fosfolípidos, colesterol y glucolípidos. El carácter anfipático de sus constituyentes, conforman un ordenamiento por el cual las zonas polares se dirigen al exterior y al interior de la célula y las colas hidrofóbicas generan el ambiente adecuado no polar. Las moléculas lipídicas impiden el ingreso de sustancias hidrosolubles, mientras facilitan el paso de las sustancias hidrofóbicas. Además, posee pro- teínas que cumplen funciones de sostén, reconocimiento de moléculas, paso selectivo, etc. y los glúcidos como los proteoglicanos, que forman el glucocaliz generador de una superficie de densidad eléctrica negativa; los glúcidos in- tervienen en los receptores y en los procesos de reconocimiento inmunoló- gico. Dibujo de E. Maldonado Introducción a la Bioquímica - 229 - En este proceso de intercambio de sustancias entre los dos medios, se pro- ducen mecanismos que hacen específico ese control de paso. Transporte pasivo. En este proceso no hay consumo de energía y el transporte es a favor de gradiente de concentración. Es inespecífico, por lo cual las moléculas podrán difundir según condiciones fisicoquímicas favorables. La difusión puede ser simple o facilitada. Es simple cuando aprovecha sus condiciones de liposolubilidad. Cuanto ma- yor sea el coeficiente de partición oleico/agua, más favorecido estará la difu- sión de la sustancia. El otro factor determinante es el peso molecular. Cuanto menor sea el PM de la sustancia, mejor será su difusión. También influye el espesor de la membrana de manera inversa. La diferencia de con- centraciones a ambos lados contribuirá al mejor pasaje cuanto
Mais conteúdos dessa disciplina
Matemtica- Matemática
- Matemática
- APznzaaClQXjfMO46k6vn29jfrVGFlitcS9yjObtBZyLZKzMyDgM3oOvbq0A6cLhmVQOrEtYDoArlILE_IIW9ZEzMhjA3d41Y0Rxp
- Mapa Mental - Resumo ENEM
- Tipos de Anemia
- Anemias Carenciais e Nutrição
- DESAFIO PROFISSIONAL DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
- Concurso Público Nacional ENAP 2025
- Mapa Mental - Métodos de Separação
- balanceamento de reacoes lista com gabarito
- A quantidade relativa de elétrons em um átomo determina as suas propriedades químicas. O número de elétrons é igual ao número atômico Z. Núcleos at...
- 77 - Fenômeno químico é aquele que altera a natureza da matéria, isto é, é aquele no qual ocorre uma transformação química. Em qual alternativa não...
- Qual das estruturas de Lewis representa corretamente as ligações entre os átomos no composto AsCl3 e o octeto da camada de valência? Questão 15
- 76 - O átomo de Rutherford (1911) foi comparado ao sistema planetário: Núcleo Sol Eletrosfera Planeta Eletrosfera é a região do átomo que: A) Conté...
- 75 - Entre as transformações a seguir, indique quais podem ser consideradas transformações físicas: A) queima de madeira em uma lareira B) decantaç...
- Sobre a dissociação do hidróxido de amônio em meio aquoso, assinale a alternativa correta. Questão 14Escolha uma opção: a. O hidróxido de amônio é uma
- 74 - Reações químicas são fenômenos em que, necessariamente, ocorrem mudanças: A) de estado físico. B) na natureza das substâncias C) de cor. D) de...
- Os símbolos que representam os elementos químicos cobalto, cobre, potássio, prata e sódio são, respectivamente: Questão 12Escolha uma opção: a. Ce, Cr
- AVALIAÇÃO FINAL 4 72 - Dadas as espécies químicas a seguir, qual delas pode ser classificada como um ácido De Arrhenius? A) Na2CO3 B) Na20 C) HCI D...
- 69 - Um elemento X possui número atômico igual a 1 e outro elemento Y possui número A) XY 2 B) X2Y C) YX D) XY
- Um composto contém 75,46% de carbono, 8,3% de oxigênio e 16,11% de hidrogênio. Qual a fórmula molecular do composto? Questão 8Escolha uma opção: a. C6
- Que nome recebem as famílias 13, 14, 15, 16, 17 e 18? Questão 7Escolha uma opção: a. Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, do flúor
- O gráfico a seguir representa a solubilidade do KNO3 em água em pressão constante. Qualquer ponto sobre a linha de solubilidade de KNO3 representa uma
- Noções Gerais de Química Analítica Quantitativa
- [Potencio & Conduto] Aula - Condutometria e Titulação Condutométrica
