Bioquímica Estructural Conceptos y Tests (2a. Ed.)

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Bioquímica

estructural

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Bioquímica

estructural

Conceptos y Tests

2ª edición

AUTORES

José María Teijón Rivera

Catedrático de Bioquímica y Biología Molecular, Facultad de Medicina, Universidad Complutense de Madrid. Doctor en Ciencias Químicas.

Académico de la Real Academia de Doctores de España.

Amando Garrido Pertierra

Catedrático de Bioquímica y Biología Molecular, Facultad de Veterinaria, Universidad Complutense de Madrid. Doctor en Ciencias Químicas y en Farmacia. Académico de la Real Academia de Doctores de España, y de la Real Academia de Farmacia. María Dolores Blanco Gaitán Profesora Titular de Universidad de Bioquímica y Biología Molecular, Facultad de Medicina, Universidad Complutense de Madrid. Doctora en Ciencias Biológicas.

Rosa Olmo López

Profesora Contratada Doctor de Bioquímica y Biología Molecular, Facultad de Medicina, Universidad Complutense de Madrid. Doctora en Ciencias Químicas.

César Teijón López

Profesor Contratado Doctor de Bioquímica, Escuela de Enfermería, Fisioterapia y Podología, Universidad Complutense de Madrid. Doctor en Medicina y Cirugía.

COLABORADORES

Carmen Agrasal Aragón Doctora en Farmacia. Belén Castel Segui

Médico Adjunto del Hospital Universitario Son Dureta, Palma de Mallorca.

COORDINACIÓN Y DIRECCIÓN CIENTÍFICA

José María Teijón Rivera y Amando Garrido Pertierra

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BIOQUÍMICA ESTRUCTURAL. Conceptos y Tests 2ª edición

José Mª Teijón Rivera y Amando Garrido Pertierra EDITORIAL TÉBAR, S.L., Madrid, año 2009

ISBN: 978-84-7360-323-2 Materias: 577, Bioquímica

Formato: 165 × 240 mm Páginas: 386

www.editorialtebar.com

Todos los derechos reservados.

Queda prohibida, salvo excepción prevista en la Ley, cualquier forma de repro-ducción, distribución, comunicación pública y transformación de esta obra sin contar con la autorización expresa de Editorial Tébar. La infracción de estos de-rechos puede ser constitutiva de delito contra la propiedad intelectual (arts. 270 y siguientes del Código Penal).

Bioquímica Estructural. Conceptos y Tests 2ª edición: 2009 © 2009 Editorial Tébar, S.L. C/ de las Aguas, 4 28005 Madrid (España) Tel.: 91 550 02 60 Fax: 91 550 02 61 [email protected] www.editorialtebar.com ISBN: 978-84-7360-323-2 Depósito legal:

Diseño editorial: Rebeca Irazábal Diseño de portada:

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Prólogo

Adaptado en 2009 a los nuevos estudios, licenciaturas y grados de los nue-vos planes univesritarios, el presente libro recoge de forma actualizada los aspectos más destacados de la Bioquímica en relación con la estructura, pro-piedades físico-químicas y funcionales de las moléculas biológicas. Con la debida concisión y la ayuda de figuras y esquemas imprescindibles se aborda el estudio de todo el espectro de la Bioquímica Estructural. El libro consta de ocho bloques temáticos y 545 preguntas-tests con sus correspondientes res-puestas razonadas. Se han incorporado por tanto más de 100 nuevas pre-guntas tests respecto a ediciones anteriores, actualizando el espectro de los temas tratados.

Este libro no pretende ser un tratado o compendio amplio de Bioquímica Estructural, es decir, una obra extensa de Bioquímica con gran acumulación de datos; su fin es familiarizar al estudiante universitario de esta disciplina, y alentarle a que se ejercite para la adecuada realización de exámenes en los que se plantean preguntas tipo tests. Para ello cada bloque temático, que consta de una media de 70 preguntas-tests seguidas de las contestaciones razonadas, va precedido de la parte teórica necesaria e imprescindible, a modo de introducción en el tema, y de la forma más concisa posible. Es por tanto esta obra un libro de ejercicios o de prácticas para acostumbrar al es-tudiante a preparar los exámenes. Con esta concepción este libro aspira también a cumplir el objetivo de convertirse en un medio didáctico para aquellos licenciados en Biología, Farmacia, Medicina y Química, que desean preparar oposiciones a plazas de Interno-Residentes de Hospitales de la Se-guridad Social.

De manera paralela a estos libros de Conceptos y Tests, Editorial Tébar ha desarrollados los tomos de Fundamentos de Bioquímica, tanto Metabólica como Estructural, que desarrolla de manera pormenorizada los conceptos teó-ricos de la Bioquímica. Al final de esta obra se recomienda también un conjun-to de libros a consultar por aquellos alumnos o licenciados interesados en am-pliar conocimientos. Igualmente se incluyen en el libro unas tablas de constan-tes químicas, físico-químicas y bioquímicas, que pudieran ser útiles en algún momento para la resolución de algún problema práctico.

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y estudiantes que hagan uso de este libro, y desean que el manejo, consulta y estudio del mismo sea del máximo provecho para los fines previstos.

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Índice

Bloque 1. Agua y tampones fisiológicos ... 11

Agua ... 11

Tampones fisiológicos ... 17

Preguntas test ... 34

Respuestas razonadas ... 47

Bloque 2. Proteínas ... 57

Definición, concepto y significación biológica ... 57

Características generales ... 57

Aminoácidos: sus clases y propiedades generales ... 58

Niveles de organización estructuralde la molécula proteica ... 73

Propiedades químicas de las soluciones proteicas. Solubilidad. Precipitación ... 88

Clasificación de proteínas ... 92

Preguntas test ... 96

Respuestas razonadas ... 111

Bloque 3. Proteínas funcionales ... 123

Proteínas plasmáticas ... 123 Hemoglobina y mioglobina ... 134 Proteínas musculares ... 137 Escleroproteínas ... 141 Proteínas nucleares ... 144 Preguntas test ... 147 Respuestas razonadas ... 161

Bloque 4. Ácidos nucleicos ... 171

Ácidos nucleicos. Composición. Bases nitrogenadas. Nucleósidos. Nucleótidos. DNA: Estructura y propiedades. RNA: Estructura y propiedades. Nucleasas ... 171

Bases nitrogenadas ... 172

Osas ... 174

Nucleósidos ... 174

Nucleótidos ... 176

Ácido Desoxirribonucleico (DNA) ... 178

Ácido Ribonucleico (RNA) ... 182

Nucleasas ... 186

Preguntas test ... 189

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Enantiómeros ... 210

Isomerías ... 213

Derivados de monosacáridos ... 216

Oligosacáridos ... 220

Disacáridos de interés biológico ... 220

Polisacáridos ... 222

Mucopolisacáridos ... 224

Preguntas test ... 226

Respuestas razonadas ... 241

Bloque 6. Estructura de lípidos ... 251

Definición y funciones biológicas ... 251

Clasificación ... 252

A) Lípidos saponificables o complejos ... 252

B) Lípidos insaponificables o sencillos ... 265

Preguntas test ... 281 Respuestas razonadas ... 294 Bloque 7. Enzimología ... 303 Conceptos teóricos ... 303 Cinética enzimática ... 305 Inhibición enzimática ... 308 Enzimas reguladores ... 311 Coenzimas ... 314 Clasificación de enzimas ... 315 Preguntas test ... 317 Respuestas razonadas ... 330 Bloque 8. Bioenergética ... 341

Variación de energía libre ... 341

Reacciones de oxidación-reducción ... 343

Adenosina trifosfato (ATP) ... 345

Compuestos con enlaces fosfato de altoy bajo valor energético ... 347

Coenzimas pirimidínicos ... 348

Coenzimas flavínicos ... 350

Cadena trasnportadora de electrones y fosforilación oxidativa ... 352

Preguntas test ... 356

Respuestas razonadas ... 369

Tablas y constantes ... 379

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Bloque temático 1

Agua y tampones

fisiológicos

AGUA

El agua es una sustancia pura compuesta por moléculas formadas por un áto-mo de oxígeno y dos de hidrógeno. Es mayoritaria en la corteza terrestre y constituye la mayor parte de los seres vivos, los cuales ven posibilitadas sus funciones vitales gracias a ella. Es un líquido inodoro, incoloro e insípido cuyo punto de fusión es 0 ºC y tiene un punto de ebullición de 100 ºC. Posee un elevado calor específico que es el responsable del poder termorregulador que ejerce sobre el clima global del planeta. Por otra parte, debido a las fuerzas de cohesión entre sus moléculas y a las características estructurales que éstas tie-nen, es el disolvente más habitual para todo tipo de procesos que se den en disolución.

Estructura

La estructura del agua, así como sus propieda-des físico-químicas hacen que sea posible la vida, ya que esta molécula es el disolvente en el que están disueltas las sustancias que se requie-ren para formar una célula, y es el medio en el cual tienen lugar la mayor parte de las reaccio-nes metabólicas.

La molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, de manera que los átomos de hidrógeno se unen al oxígeno median-te dos enlaces, en los cuales se comparmedian-ten cada electrón de cada hidrógeno con un par de elec-trones del oxígeno, quedando intacto el otro par.

G G G FIGURA 1.1. Representa-ción de la molécula de agua. z es el átomo de

oxígeno y z son los

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El oxígeno se une con el hidrógeno mediante enlaces covalentes formados por dos pares de electrones. Cada enlace está formado por un electrón p del oxí-geno y el electrón 1s del hidróoxí-geno. El oxíoxí-geno emplea orbitales híbridos sp3,

dos de los cuales están ocupados por un electrón y en otro queda el otro par de electrones sin compartir.

La molécula de agua tiene forma angular, con ángulos de enlace de 104,5º, siendo este ángulo próximo al de un tetraedro. La carga neta de una molécula de agua es cero, pero la distribución de electrones en la molécula presenta cierto desequilibrio, debido a la diferente electronegatividad del hidrógeno y del oxígeno, esto hace que la molécula sea eléctricamente asimétrica y se cree un dipolo eléctrico. Los átomos de hidrógeno tienen menor electronegativi-dad, generándose una carga positiva parcial sobre cada hidrógeno cuyo valor de 0,41 y una carga negativa parcial sobre el oxígeno de 0,82.

Enlace de hidrógeno

La polaridad del enlace O H tiene una consecuencia importante: los dipolos permanentes de este enlace se atraen entre ellos y la interacción entre el áto-mo de hidrógeno ligeramente positivo de una áto-molécula de agua y el átoáto-mo de oxígeno ligeramente negativo de otra molécula de agua produce una atracción dipolo-dipolo denominada enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno. Este tipo de enlace está englobado dentro de las interacciones llamadas intermole-culares. Un enlace de hidrógeno es tanto más estable cuanto más lineal sea la orientación del átomo de hidrógeno y los dos átomos electronegativos impli-cados, si bien incluso desviaciones de cerca de 45º producen algún puente de hidrógeno.

FIGURA 1.2. Una molécula

de agua se encuentra orde-nada en el espacio según un tetraedro y rodeada de otras cuatro moléculas.

Como ya se ha comentado anteriormente, los puentes de hidrógeno son enlaces relativamente débiles en comparación con un enlace covalen-te, pero la estabilidad del agua se debe al gran número de enlaces que hay entre las moléculas de agua líquida. Cada molécula de agua puede participar en la formación de cuatro enlaces de hidrógeno, en los que los dos átomos de hidró-geno interaccionan con dos dadores y cada par de electrones sin compartir actúan de aceptores en los enlaces de hidrógeno. El agua tiene una estructura definida debido a que dichos enlaces de hidrógeno se encuentran en un estado diná-mico de forma que éstos se rompen y se vuelven a formar, a esta estructura se la denomina de tipo mosaico. Puede por tanto considerarse al agua líquida como un agrupamiento oscilante de

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moléculas de agua unidas mediante enlaces de hidrógeno que se encuentran en continua reorganización.

En general un enlace de hidrógeno puede formarse cuando un átomo de hi-drógeno unido covalentemente a un átomo de oxígeno, nitrógeno o flúor se encuentra a 0,27-0,3 nm de otro átomo de oxígeno o nitrógeno que posea un par de electrones sin compartir. En otro tipo de enlaces, como el enlace C H, éste no es lo suficientemente polar para atraer y retener a un átomo de oxíge-no o nitrógeoxíge-no en un puente de hidrógeoxíge-no. En el caso del enlace S H aun-que el azufre posee una electronegatividad semejante al carbono, el enlace es más polarizable y por tanto un átomo de hidrógeno unido covalentemente al azufre puede formar enlaces de hidrógeno débiles.

Las moléculas de agua también se unen por puentes de hidrógeno a diferentes estructuras químicas. En macromoléculas tales como proteínas o ácidos nuclei-cos, se forman gran cantidad de puentes de hidrógeno, y ello es la base de su estabilidad estructural. En dichas moléculas biológicas existen tanto enlaces de hidrógeno intermoleculares como intramoleculares, entendiendo por enlace de hidrógeno intermolecular aquel que se produce entre moléculas distintas y en-lace intramolecular cuando este tipo de interacción ocurre entre grupos de la propia molécula.

Propiedades

Gran parte de las propiedades del agua se deben a su gran polaridad y a los enlaces de hidrógeno. Así el enlace por puentes de hidrógeno hace que el agua sea el único hidruro que es líquido a temperatura ambiente.

También explica que el agua sólida (hielo) posea una estructura en forma de malla tetraédrica, es decir que se produzca la formación de un cristal mantenido por enlaces de hidrógeno en el que cada molécula de agua se encuentra unida a otras cuatro. Como resultado, el hielo es un entramado abierto de tipo hexagonal cuya densidad es menor que la que presenta el agua líquida.

El elevado calor de fusión del hielo también se explica por los enlaces por puentes de hidrógeno. Algunos de estos enlaces se rompen a medida que el hielo se transforma en agua líquida, de forma que el calor necesario para esta ruptura se extrae del entorno. Por el contrario el agua líquida al solidificar li-bera calor.

El punto de ebullición anormalmente elevado del agua, puede ser explicado porque se requiere un gran aporte calorífico, ya que es necesario que se pro-duzca la ruptura de tres enlaces de hidrógeno para que una molécula de agua escape del estado líquido y pase al estado vapor.

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El agua es un buen disolvente, de manera que las moléculas polares se solvatan muy fácilmente en la misma. Las sales en las que la red cristalina se mantiene entera por atracción de los grupos positi-vos y negatipositi-vos se disuelven en el agua debido a que las fuerzas electrostáticas existentes en el cris-tal pueden ser superadas por la atracción de las cargas hacia el dipolo del agua. También muchas moléculas orgánicas que contienen grupos no ióni-cos pero débilmente polares son solubles en el agua a causa de la atracción de los grupos hacia dicha molécula.

Las moléculas muy apolares, tales como compo-nentes que contienen cadenas hidrocarbonadas largas, no se dispersan en agua, sino que interac-cionan entre sí para excluir a las moléculas polares de agua. Esto es debido a que las interacciones agua-agua son más fuertes, y por tanto las molécu-las de agua rodean a molécu-las molécumolécu-las de hidrocarbu-ro, obligándolas a agruparse. Este fenómeno se denomina efecto hidrofóbico y a esas moléculas apolares se las llama moléculas hidrofóbicas, mien-tras que, al contrario, las moléculas que se disuel-ven rápidamente en agua se conocen como hidro-fílicas.

TABLA 1.1. Calores de

vaporiza-ción de algunos líquidos en sus puntos de ebullición (1 atm.).

Líquido DHvap cal/grado Agua 540 Metanol 263 Etanol 204 Acetona 125 Benceno 94 Cloroformo 59

Las moléculas anfipáticas, compuestos que contie-nen al mismo tiempo grupos polares y no polares, también se dispersan en el agua si la atracción del

FIGURA 1.3. (A) Una

molécula anfipática, el oleato sódico, que tiene u n e x t r e m o p o l a r

( COO) y otro extremo

no polar ( CH3). (B) Una

micela formada por va-rias moléculas anfipáticas que permanecen unidas en medio acuoso porque se atraen las colas hidro-fóbicas.

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grupo polar hacia el agua puede superar las posibles interacciones hidrófobas de las partes no polares de la molécula.

Disociación del agua

Dentro de las propiedades de esta sustancia destaca la capacidad que tiene el agua para disociarse en sus iones y formar disoluciones ácidas o básicas, por lo que el agua puede ser considerada como sustancia anfótera:

H2O  H2O H3O OH

de una manera más sencilla: H2O

Keq H

 OH Aplicando a esta disociación la ley de acción de masas:

Keq [H

] [OH]

[H2O]

de forma: Keq[H2O] [H] [OH], y como en el agua pura, o en una

disolu-ción acuosa, la concentradisolu-ción de agua sin disociar se puede considerar cons-tante tenemos:

Keq [H2O] cte. Kw [H] [OH]

donde la expresión Kw se define como el producto iónico del agua y como a 25 ºC la Keq 1,8· 1016 y la [H2O] 55,6 M, tenemos:

Kw 1· 1014 [H] [OH] En el agua pura: [H] [OH] y por tanto: K

w 1· 1014 [H]2 de donde: [H] [OH] 1 · 107 M

A partir de este dato podemos clasificar a las disoluciones como: disolución neutra: [H] [OH] ([H] 1 · 107 M)

disolución ácida: [H] ! [OH] ([H] ! 1 · 107 M)

disolución básica: [H]  [OH] ([H]  1 · 107 M)

Para expresar el grado de acidez o basicidad de una disolución se emplea el concepto de pH, que viene definido según Sörensen por la ecuación:

pH log [H] log 1

[H]

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pOH log 1

[OH] log [OH ]

y pH  pOH = 14

Por tanto: disolución neutra: pH 7 o pOH 7 disolución ácida: pH  7 o pOH ! 7 disolución básica: pH ! 7 o pOH  7

TABLA 1.2. pH de fluidos de

dife-rentes fuentes. Fluido pH Agua de mar 7,0- 7,4 Plasma sanguíneo 7,4 Jugo gástrico 1,2-3,0 Jugo pancreático 7,8-8,0 Saliva 6,4-6,8 Orina 5,8-5,9 Zumo de tomate 4,3 Zumo de limón 2,3

En la tabla 1.2 se presenta el pH de dife-rentes fluidos biológicos, y de algunos fluidos de la vida cotidiana.

Las definiciones de ácido y base pro-puestas por Brönsted y Lowry son las más útiles cuando se consideran siste-mas biológicos. Un ácido es un dador de protones y una base es un aceptor de protones. En soluciones diluidas, los áci-dos fuertes se disocian totalmente y los aniones formados no se clasifican como bases, ya que no se asocian con los pro-tones.

Muchos ácidos y bases (incluidos los aminoácidos que forman las proteínas y las bases heterocíclicas que constituyen

el DNA y el RNA) no se disocian totalmente en agua como lo hacen el HCl y el NaOH por lo que se denominan ácidos y bases débiles.

De manera que: HA  H2O

Kd

H3O A

ácido + base ácido conjugado + base conjugada

de forma que: Kd [A

] [H 3O]

[AH] [H2O]

la [H2O] apenas se modifica por la disociación y por tanto, el producto de Kd por la concentración de agua ([H2O]) es una nueva constante denominada

constante de disociación ácida Ka:

Kd [H2O] Ka [A ] [H

3O]

[AH] tomando logaritmos en la ecuación anterior:

log Ka log [A

] [H 3O]

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reagrupando: log Ka log [A

]

[AH]  log [H3O

]

reordenando la ecuación:

log [H3O] log Ka  log [A ]

[AH]

como sabemos que: log [H3O] pH y log Ka pKa la ecuación puede

ex-presarse como:

pH pKa  log [A

]

[AH]

Esta expresión se conoce con el nombre de ecuación de Henderson-Hassel-bach, y relaciona el pH de una disolución con el pKa de un ácido débil. La concentración de la base conjugada ([A]) es también considerada como el

aceptor de H, y el ácido ([HA]) es el dador de protones.

La relación entre el pH de una disolución y el pKa de un ácido débil permite que el pKa sea fácilmente determinable por un experimento de valoración (ti-tulación). A una temperatura dada se añaden alícuotas conocidas de una base fuerte de concentración fija determinándose de manera constante el pH de la disolución hasta el punto de equivalencia donde todo el ácido está en forma de base conjugada y por tanto:

log [A]

[AH] log 1 0; pH pKa

Por ejemplo para el ácido fosfórico que está presente en los fluidos celulares de todos los organismos, tenemos:

H3PO4 H2PO4 HPO42 PO43

La curva de titulación o valoración será la que aparece en la figura 1.4.

TAMPONES FISIOLÓGICOS

Fisiología del equilibrio ácido-base.

Alteraciones metabólicas del equilibrio ácido-base

La sangre es un sistema abierto en equilibrio con una fase gaseosa (aire alveo-lar) con cierta presión parcial de anhídrido carbónico. El pH del plasma es, alrededor de 7,4 y la ppCO2 de aproximadamente 40 mmHg a la temperatura

corporal de 37 ºC. El pH de tal sistema abierto puede alterarse por dos me-dios diferentes: aumentando o disminuyendo la ppCO2 de la fase gaseosa, o

agregando ácido o base no carbónicos. Si se agrega ácido no carbónico el CO2 será naturalmente liberado de acuerdo con el equilibrio

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HCO3 H H2CO3 H2O  CO2n (7)

En un sistema cerrado esto causará una elevación en la ppCO2, pero en un

sistema abierto, como es la sangre, el CO2 formado desaparecerá en la fase

gaseosa, y la ppCO2 se mantendrá invariable.

En el organismo, el ácido “no carbónico” puede ser “agregado” o “removido” de la sangre de varios modos diferentes:

1) por una ganancia real o una pérdida de iones hidrógeno;

2) por una redistribución de iones hidrógeno entre la sangre y la fase ex-tracelular extravascular;

3) por cambios en el estado de oxigenación de la hemoglobina, y

4) por redistribución de iones hidrógeno entre el espacio intracelular y el extracelular (por ejemplo, depleción de potasio, efecto del cloruro sódi-co hipertónisódi-co).

Los términos clínicos utilizados para denominar los cambios en el estado áci-do-base de la sangre son: acidemia y alcalemia para un pH plasmático dismi-nuido y aumentado respectivamente, hipercapnia, normocapnia e hipocapnia para una ppCO2 en sangre aumentada, normal o disminuida. Los términos

acidosis y alcalosis se refieren a procesos fisiopatológicos que influyen sobre el

FIGURA 1.4. Curva de valoración del ácido fosfórico a 25 ºC con KOH.

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equilibrio ácido-base del organismo, aunque suele ser frecuente asociar los términos acidosis y alcalosis con el estado ácido-base de la sangre.

El mantenimiento de la concentración de iones hidrógeno (H) en sangre es

esencial para el normal funcionamiento celular debido a la elevada reactividad química del ion H, en particular con las proteínas. Estas, al ganar o perder H

cambian su configuración molecular y, por tanto, su función, lo que tiene es-pecial importancia en lo que se refiere a la actividad enzimática.

Por esta causa existen unos límites bastante estrechos entre los cuales la con-centración de H es compatible con la vida a pesar del constante aporte al

lí-quido extracelular (LEC) de sustancias que podrían alterar su concentración. Esto se debe a la existencia de una serie de mecanismos reguladores que se ponen en funcionamiento de una forma secuencial cuando estas sustancias penetran en el LEC (amortiguadores químicos, regulación respiratoria y regu-lación renal).

Amortiguadores químicos o tampones fisiológicos

Amortiguadores químicos o tampones fisiológicos (o bufferes) son aquellas

di-soluciones formadas por un ácido débil y una sal de este ácido con una base fuerte (base conjugada), cuya concentración de hidrogeniones apenas varía al añadir ácidos ó bases fuertes.

La utilidad de los tampones ó mezclas amortiguadores, está precisamente en la posibilidad de mantener la concentración de iones hidrógeno dentro de lí-mites tan estrechos, que con razón puede considerarse como invariable. El alcance de este tamponamiento en una solución dada es función de la con-centración de H inicial y de las constantes de disociación y concentración de

los tampones presentes. Cuanto mas próxima sea su constante de disociación (kD) a la concentración de H en la cual el tampón tiene que actuar, más

efi-cazmente será el tamponamiento, puesto que en esta circunstancia hay la mis-ma concentración de la formis-ma ácida del tampón que de la formis-ma básica y, por tanto existe la máxima capacidad para amortiguar cambios de acidez en cual-quiera de los dos sentidos.

A la ecuación de disociación de cualquier tampón, se puede aplicar la ley de acción de masas:

Ácido v1

v2

Base H

siendo v1 K1[Ácido] y v2 K2[Base] [H] de donde:

K K1

K2

[Base] [H]

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La forma exponencial de la ley de acción de masas es la conocida ecuación de Henderson-Hasselbach

pH pK  log [Base]

[Ácido] o pH pKa log |Sal| |Ácido|

Hemos de destacar que la sangre “in vivo” tiene una gran capacidad amorti-guadora no sólo por su contenido en los mencionados tampones, sino princi-palmente por la actividad funcional del pulmón y el riñón, garantizando la amplia capacidad de defensa que tiene el organismo frente a las amenazas de alterarse el equilibrio ácido-base.

Excreción pulmonar de CO

2

: Regulación de la ventilación

Los pulmones son responsables del mantenimiento del balance del CO2 en el

organismo ya que la eliminación de CO2 extrapulmonar es insignificante

(ri-ñón, piel).

El CO2 en los pulmones difunde rápidamente a través de la membrana

alveo-lar como consecuencia de la diferencia entre la ppCO2 alveolar y del aire

espi-rado, de forma que en un intervalo muy breve se alcanza casi un equilibrio entre la sangre y el aire alveolar. Por lo tanto, la ppCO2 en la sangre arterial es

virtualmente igual a la ppCO2 del aire alveolar, en los alvéolos funcionantes.

Cuando se produce un aumento en la producción de CO2 o en la ppCO2 como

consecuencia de una situación de acidemia, se estimula el centro respiratorio determinando un aumento de la ventilación alveolar.

La respiración se mantiene debido a la actividad del centro respiratorio en el bulbo raquídeo, el cual es constantemente estimulado por los quimiorrecepto-res centrales y periféricos.

Los quimiorreceptores periféricos se hallan localizados en los cuerpos aórticos y carotídeos ricamente vascularizados, los cuales son estimulados inmediata-mente por una caída en la pO2 arterial y por un descenso del pH del plasma

arterial. La respuesta es unos pocos segundos más rápida cuando la caída del pH se debe a un aumento de la ppCO2 que cuando es causada por un

aumen-to de los ácidos no carbónicos con una ppCO2 constante.

El estímulo es, probablemente el pH del líquido extracelular que baña las neu-rona quimiosensibles. Se ha propuesto que el estímulo provocado por una

pO2 baja se debe a la producción de ácido láctico con la consiguiente caída

del pH extracelular.

Los quimiorreceptores centrales están localizados superficialmente sobre la cara ventral del bulbo y de acuerdo con evidencias actuales éstos son estimu-lados por una caída del pH del líquido extracelular del cerebro. El líquido

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ex-tracelular está en estrecha relación con el líquido cefalorraquídeo a través de la piamadre, pero separado de la sangre capilar por una membrana endotelial impermeable y una membrana basal, excepto en las vellosidades aracnoideas. Los quimiorreceptores centrales no resultan afectados por la hipoxia aguda, aunque responden a la hipoxia prolongada con hiperventilación. El mecanis-mo puede ser una acumulación gradual de ácido láctico en el cerebro debido a que la hipoxia conduce a una caída gradual del pH intracelular.

Regulación renal

La función de los riñones es mantener constante el medio interno. Para ello regulan el equilibrio del agua y la excreción de iones manteniendo un patrón normal de electrólitos y un pH fisiológico. A medida que la sangre atraviesa por las arteriolas en las nefronas renales, el agua y pequeños iones, incluyen-do iones hidrógeno, electrólitos y bicarbonato, pasan al filtraincluyen-do glomerular. Este a su vez atraviesa los túbulos renales: primero los túbulos proximales, después el asa de Henle, a continuación los túbulos distales y finalmente se excreta por la orina desde el conducto recolector.

El pH del filtrado glomerular es aproximadamente el mismo pH que el plasma sanguíneo, mientras que el pH de la orina es de aproximadamente 6, ello se debe a que el riñón excreta ácidos no volátiles producidos en los procesos me-tabólicos.

La habilidad para excretar cantidades variables de ácido ó base hace que la formación de orina por el riñón sea el mecanismo final de defensa frente a cambios en el pH corporal. Esto es así dado que los ácidos producidos duran-te los procesos metabólicos son transportados en el fluido extracelular a ex-pensas del bicarbonato.

Los riñones tienen tres mecanismos para regular el equilibrio ácido-básico: 1) excretan el exceso de ácido intercambiando sodio por hidrógeno, 2) reabsorben el bicarbonato y

3) producción de amoniaco y excreción de iones NH4.

Es necesario que transcurran de cinco a siete días para que se verifique la compensación renal y el pH regrese a la normalidad.

En todo el organismo hay dos compartimentos principales de líquidos: el in-tracelular y el exin-tracelular, separados por membranas semipermeables a los iones. Se establece así un balance que se conoce como equilibrio de Gibbs-Donnan, entre estos dos compartimentos con la misma concentración de io-nes en cada lado. Los ioio-nes se desplazan a través de la membrana para ba-lancear cualquier variación en el otro compartimento. Por ejemplo en el riñón

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los iones sodio del filtrado glomerular se pueden intercambiar con iones hi-drógeno de las células tubulares. Así se reabsorbe sodio y se conserva para preservar la presión sanguínea y el volumen y se excreta el exceso de iones hidrógeno.

Los iones K compiten con los H y con el intercambio Na - H. Si el K

intra-celular a nivel de las células de los túbulos renales es alto, más K y sólo

algu-nos iones H se intercambian por Na, ahora bien en la orina entra menos

ácido y la acidez de los fluidos corporales aumenta. Si hay deplección de K,

más H es intercambiado por Na y la orina se hace más ácida con lo que los

fluidos corporales son más alcalinos.

El bicarbonato es el único anión amortiguador que se regenera en el riñón y vuelve a los líquidos del organismo para reponer la deficiencia de bases, como se observa en casos de acidosis metabólica. La concentración de bicarbonato en el filtrado glomerular es aproximadamente igual a la del plasma y cada anión bicarbonato está neutralizado con un ion sodio. Cuando las sales sódi-cas llegan a los túbulos proximales, se intercambia sodio por hidrógeno y éstos penetran a la orina tubular, así se eleva en la orina la concentración de iones hidrógeno y disminuye su pH. Algunos iones hidrógeno se combina con fosfa-to y otros con bicarbonafosfa-to formando ácido carbónico, que se deshidrata a dióxido de carbono y agua. El agua así formada se excreta por la orina y el dióxido de carbono produce un aumento de la ppCO2 en el filtrado glomerular

respecto a las células de los túbulos renales lo que trae como consecuencia que el CO2 se difunda y pase hacia las células. Por lo tanto el bicarbonato que

penetró en el filtrado glomerular vuelve a entrar a las células en forma de CO2. Este último reacciona con agua en presencia de anhidrasa carbónica

para formar H2CO3, el cual se ioniza a H y HCO3 que pasa a la circulación.

De todo ello se establece que el riñón mantiene la concentración de bicarbo-nato adecuada para reaccionar ante cambios de acidez del plasma sanguíneo. El resto de los iones hidrógeno se excretan como ion amonio (NH4), un ácido

débil que se forma a partir del NH3, una base fuerte e iones hidrógeno. La

importancia de este par conjugado NH3/NH4 en el equilibrio ácido-base radica

en que puede transportar iones a la orina.

El NH3 se forma en las células tubulares a partir de la oxidación de la

glutami-na por la glutamiglutami-nasa y por la oxidación de otro aminoácidos. El ion NH4

también experimenta conversión hepática a urea y se excreta a través de los riñones hacia la orina.

Ácidos fuertes tales como el ácido sulfúrico, el ácido clorhídrico y el ácido fosfórico están totalmente ionizados al pH de la orina y son excretados sólo después de que los iones H derivados de estos ácidos reaccionen con un

(24)

La excreción de los aniones de estos ácidos se acompaña simultáneamente de la eliminación de igual número de cationes tales como Na, K o NH

4 que da

como resultado un balance electroquímico. Algunos ácidos tales como el ácido acetoacético (pK 3,58) y el ácido E hidroxibutírico (pK 4,7) están presen-tes en la sangre completamente ionizados, pero sólo están parcialmente diso-ciados al pH ácido de la orina. Las formas no disociadas de estos ácidos pue-den excretarse como tales.

Alteraciones metabólicas del equilibrio ácido base:

Compensación

Alcalosis metabólica

Se considera que la alcalosis metabólica se produce por un exceso de bicar-bonato; esto hace que en la expresión de Henderson-Hasselbach la relación de bicarbonato con respecto al ácido carbónico aumente y por tanto que el pH sea más alto. Se requieren dos condiciones para que se produzca esta alte-ración metabólica, un aumento en la concentalte-ración de bicarbonato y que los riñones sean incapaces de excretar el exceso de bicarbonato. La alcalosis me-tabólica es ocasionada por suministración de exceso de álcalis, pérdida de io-nes hidrógeno o agotamiento de potasio tras la administración de diuréticos. Una causa frecuente de alcalosis metabólica es la pérdida de ácido clorhídrico estomacal por vómito prolongado, lo que aumenta el pH porque se pierden iones hidrógeno y los riñones equilibran la pérdida reabsorbiendo sodio en los túbulos proximales.

Compensación

En la alcalosis metabólica el riñón compensa el exceso de bicarbonato aumen-tando su excreción y los pulmones retienen el dióxido de carbono, enlente-ciendo la respiración alveolar. Cualquiera de estos dos mecanismos restablece el pH sanguíneo alrededor del valor fisiológico de 7,4.

En la compensación respiratoria, el aumento del pH que se produce en la al-calosis deprime el centro respiratorio y ocasiona hipoventilación lo que incre-menta la pCO2 y por tanto, el H2CO3 y el HCO3. La pCO2 de la sangre

au-menta con mas rapidez que el HCO3 y por ello la relación de la ecuación de

Henderson-Hasselbach disminuye y el pH desciende. La hipoventilación tam-bién reduce la pO2.

La respuesta renal a la alcalosis metabólica es una pérdida de bicarbonato y retención de iones hidrógeno, aumenta así la formación de amoniaco y reduce la reabsorción de bicarbonato.

(25)

Acidosis metabólica

La acidosis metabólica se considera una deficiencia primaria de bicarbonato, que ocasiona una disminución en la relación [Base]/[Ácido] de la ecuación

de Henderson-Hasselbach y por tanto que el pH descienda. La acidosis meta-bólica puede deberse a incremento de ácidos endógenos como el ácido E-hidroxibutírico y acetoacético (cetoacidosis diabética, inanición), ácido lácti-co (ejercicio muscular anaeróbilácti-co, shock) o exógenos lácti-como el ácido fórmilácti-co por intoxicación por metanol que liberan hidrógeno para combinarse con bi-carbonato, o a un aumento en las pérdidas de bicarbonato.

Compensación

Consecuentemente a las alteraciones arriba expuestas el pH desciende y los quimiorreceptores de la médula son estimulados para aumentar la ventilación. La adaptación respiratoria para eliminar ácido carbónico es lenta y con fre-cuencia se establece al cabo de 12-24 horas, lo que parece deberse a la lenti-tud de la entrada de iones H a través de la barrera hematoencefálica, al

líqui-do intersticial que baña a los quimiorreceptores.

La segunda característica del sistema de compensación respiratorio de las aci-dosis metabólicas es que la respuesta ventilatoria es proporcional a la intensi-dad de la acidosis metabólica.

En las situaciones en las que se produce una acidosis metabólica por ácidos que se eliminen por el riñón, otro mecanismo de compensación consiste en un incremento de la excreción renal de hidrogeniones. La eliminación urinaria del ácido provoca contracción del volumen extracelular, activación del sistema renina-angiotensina-aldosterona y aumento de la excreción renal de H.

Alteraciones respiratorias del equilibrio ácido-base:

Compensación

Alcalosis respiratoria

Se considera que la alcalosis respiratoria es una deficiencia primaria de dióxido de carbono, lo que ocasiona en la ecuación de Henderson-Hasselbach un incremento de la relación entre el numerador y el denominador y por tanto un aumento del pH. En la alcalosis respiratoria, la ppCO2 arterial es inferior a

los 40 mm de Hg, el pH es superior a 7,42 y el contenido total de CO2

(HCO3 H2CO3 CO2 disuelto) disminuye. La alcalosis respiratoria casi

siem-pre se debe a estimulación de los quimiorreceptores respiratorios que provoca hiperventilación. La estimulación puede ser psicógena, como en casos de an-siedad, nerviosismo, histeria o tensión, o deberse a hipoxia o afecciones del

(26)

control de la respiración en el sistema nervioso central. La hipoxia puede ser resultado de neumonía, asma, embolia pulmonar o lesiones del sistema ner-vioso central que afectan la estimulación de los quimiorreceptores como me-ningitis o accidentes cerebrovasculares.

Los estado metabólicos que estimulan la hiperventilación también provocan alcalosis respiratoria e incluyen tirotoxicosis (hipertiroidismo), fiebre, ejercicio y septicemia. El alcoholismo agudo también provoca hiperventilación.

Las personas que viven en zonas muy altas también presentan hiperventila-ción crónica debido a hipoxia, la cual estimula los quimiorreceptores respira-torios y la alcalosis respiratoria resultante se compensa de forma crónica.

Compensación

Como la causa de la alcalosis respiratoria es principalmente la hiperventila-ción, la compensación respiratoria reduce la tasa de ventilación. Si los qui-miorreceptores respiratorios no responden a la pO2 alta y a la pCO2 baja de la

alcalosis respiratoria, la compensación es principalmente metabólica en dos etapas. En la primera el bicarbonato se transforma en ácido carbónico, me-diante el hidrógeno que proviene de los amortiguadores, incluyendo hemoglo-bina, proteínas y fosfato. Esta amortiguación del bicarbonato ocasiona reduc-ción del mismo e incremento de ácido carbónico, aumenta la relareduc-ción de Henderson-Hasselbach y reduce el pH. En la alcalosis respiratoria prolongada se produce la segunda etapa de compensación; en ella se reduce la excreción renal de ácidos y aumenta la excreción de bicarbonato como en la alcalosis metabólica.

El hidrógeno intracelular que proviene de los amortiguadores se repone con potasio, lo que produce hipopotasemia.

Acidosis respiratoria

Se considera un exceso primario de dióxido de carbono, es decir, incremento del dióxido de carbono o hipercapnia, medida como ppCO2 (denominador de

la ecuación de Henderson-Hasselbach), lo que ocasiona una disminución de la relación y por tanto disminución del pH. La acidosis respiratoria se debe a ventilación inadecuada y puede ser aguda o crónica. En cualquier caso, la hi-poventilación conduce a retención de CO2, incremento ppCO2 de sanguínea y

de H2CO3 y por tanto reducción del pH.

La acidosis respiratoria aguda se debe a la depresión de los quimiorreceptores respiratorios, afecciones del sistema neuromuscular y edema pulmonar agudo. Los quimiorreceptores respiratorios se deprimen por traumatismos del sistema nervioso central, narcóticos como morfina, anestesia general durante cirugía y

(27)

otras patologías que afectan al funcionamiento de nervios y músculos. Se ob-serva acidosis respiratoria crónica en afecciones que interfieren con la capaci-dad pulmonar para expulsar dióxido de carbono. Estas incluyen asma, neu-monía, apnea, enfermedades pulmonares obstructivas y otras causas de hipo-ventilación, obstrucción de vías respiratorias y fibrosis pulmonar. Las enfermedades cardiacas provocan acidosis respiratoria porque al disminuir la circulación llega menos sangre a la circulación pulmonar para el intercambio de gases.

Compensación

La compensación es principalmente de tipo renal con retención gradual de bi-carbonato, aunque también se produce compensación pulmonar. Cuando el defecto primario no se encuentra en el centro respiratorio, la hipercapnia esti-mula los pulmones para eliminar dióxido de carbono por hiperventilación. Esta última da lugar a reducción de la pCO2 por lo que la relación se acerca

mas a la normalidad y el pH aumenta aproximándose a 7,4. La respuesta res-piratoria es proporcional al grado de acidosis.

Los riñones compensan la acidosis respiratoria incrementando el intercambio de sodio e hidrógeno (que provoca excreción de hidrógeno y retención de so-dio), reteniendo bicarbonato y aumentando la formación de amonio. Después el ácido carbónico se separa en iones hidrógeno que son amortiguados por la hemoglobina y otros amortiguadores por lo que en último término se produce la elevación del pH por aumento del numerador de la ecuación de Hender-son-Hasselbach.

(28)

Excreción del ion H3+ intercambio Na+ H+ y producto de

ion amonio en los túbulos renales Plasma y fluido

Células tubulares Filtado glomerular intersticial CO2 H2O H2CO3 HCO3 H Na Glutamina Glutamato D cetoglutarato HCO3 Na H Na  HPO 42 NaH 2PO4 6 A.C. 7 4 1 5 H2O NH4 5 TransaminaciónNH 4 HA HA sin disociar ORINA 2 NH4 3 1 Conversión de HPO42 a H2PO4

2 Reacción de iones H con NH 3

3 Excreción de ácidos no disociados 4 Cambios Na - H

5 Producción de NH3

6 y 7 Síntesis de ácido carbónico desde CO2

Amortiguadores, tampones o buffer: Clases

Sistemas aminoácidos y proteínas

Son amortiguadores de unas características muy especiales por su carácter an-fótero, tanto que inmediatamente se podría pensar que su acción depende sólo de que en medio ácido se comportan como bases y en medio básico como ácidos, equilibrando así la reacción del medio. Destacamos aquí la im-portancia como amortiguadores a las “proteínas del plasma sanguíneo”.

(29)

Al pH del plasma sanguíneo (7,4), las proteínas se disocian predominante-mente como aniones, y se comportan como ácidos débiles. Sabemos que el pI de todas las proteínas de la sangres está a un pH más ácido que el pH compa-tible con la vida. Por eso, su acción amortiguadora depende casi exclusiva-mente del sistema amortiguador que se forma por la mezcla de proteína ácida y proteína que forma sal con una base fuerte. Esto es, se comporta como cual-quier otro amortiguador.

La acción amortiguadora de las proteínas fisiológicas, dada su composición en aminoácidos, puede explicarse demostrativamente a expensas del comporta-miento como tampones de sus aminoácidos constituyentes, puesto que aun-que “el enlace peptídico” entre el grupo COOH de una aa. y el grupo NH2

de otro, bloquea las propiedades acidobásicas y amortiguadoras que tendrían estos grupos, sin embargo todas las proteínas tienen algunos grupos disocia-bles. Así los aminoácidos poliácidos, glutámico, aspártico, aportan los segun-dos grupos ácisegun-dos que forman cadenas laterales y arginina, lisina e histidina aportan grupos básicos a las moléculas proteicas.

Sistema amortiguador de fosfatos

La importancia del sistema amortiguador de fosfatos radica en que los fosfatos se excretan en orina en altas cantidades, lo que permite que los riñones regu-len los iones positivos incluyendo iones hidrógeno y iones sodio.

El ácido fosfórico (H3PO4) tiene tres iones hidrógeno disociables y como

suce-de para los iones polivalentes, cada uno se libera reversiblemente cuando se titula con una base con diferente constante de disociación. El átomo de hidró-geno que en el ácido fosfórico tiene importancia fisiológica es el que transfor-ma el (H2PO4) monobásico en fosfato dibásico (HPO42) con una pK 7,2, la

más próximo al pH del medio interno.

La ecuación de Henderson-Hasselbach para este sistema amortiguador es: H2PO4 HPO42 H

pH pK  log [HPO42]

[H2PO4]

En el riñón, estas cargas negativas se neutralizan con cargas positivas, princi-palmente del sodio. A medida que se añaden iones hidrógeno al filtrado du-rante la formación de orina, el fosfato dibásico recoge un ion hidrógeno y se convierte en fosfato monobásico neutralizándose con un ion Na.

Los niveles de fosfato en plasma son de sólo 1 mmol/l, de manera que el fos-fato proporciona poca amortiguación extracelular en comparación con el bi-carbonato cuya concentración plasmática normal es de aproximadamente 25 mmol/l. Sin embargo aunque la eficacia de un amortiguador depende de

(30)

su concentración en el medio, y de la proximidad de su pK al pH que se trata de regular, el sistema de los fosfatos, aunque está bastante diluido en el plas-ma, cumple bien el segundo requisito, y por ello contribuye eficazmente a amortiguar las variaciones de pH.

Sistema bicarbonato/ácido carbónico

El amortiguador más importante del plasma sanguíneo, es el amortiguador bi-carbonato/ácido carbónico, también presente en los eritrocitos pero a menor concentración. Puede este tampón amortiguar variaciones de la concentración de iones [H] tanto en casos de “acidosis” como de “alcalosis”.

Su eficacia se basa en su elevada concentración en el plasma y en el hecho de que tanto el bicarbonato como el ácido carbónico pueden ser eliminados como CO2 ó pueden aumentar por retención de CO2 cuando así se requiera

para contrarrestar variaciones del pH del medio.

El CO2 (gas) producido en procesos metabólicos tisulares, es transportado por la

sangre a los pulmones para su intercambio por O2.

Debido a la continua producción de CO2 por las células de los tejidos (durante

la combustión de los hidratos de carbono y de las grasas), hay una importante diferencia de concentración de CO2 entre las células tisulares, el plasma

san-guíneo y los eritrocitos, lo que conlleva a un desplazamiento a través de las membranas celulares al plasma y a los eritrocitos.

En el plasma sanguíneo, el CO2 gas se haya en equilibrio con el CO2 disuelto.

El equilibrio entre el CO2 (gas) y el CO2 (d) viene dado por la Ley de Henry (la

so-lubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión parcial del gas): [CO2]d D (ppCO2)

D 3,01 u 102 a la pp normal alveolar de 40 mm de Hg

Una pequeña porción del CO2 disuelto presente en el plasma se mantiene

como tal [CO2]d, y otra pequeña parte reacciona con agua para formar H2CO3

CO2 (d) H2O

k1

H2CO3 (8)

pero la mayor parte del CO2 disuelto en el plasma penetra en los eritrocitos

sanguíneos donde también sufre el proceso de hidratación para formar H2CO3

a expensas de un enzima, la “anhidrasa carbónica”, un enzima que acelera extraordinariamente la velocidad en ambos sentidos de la reacción (8).

La importancia de la acción enzimática es fácil de comprender, así en ausen-cia del enzima, durante el tiempo que tarda en pasar la sangre por los

(31)

capila-res pulmonacapila-res, no podría perder el CO2, mientras que la acción enzimática

facilita la liberación de CO2 en un tiempo suficientemente breve.

El H2CO3 es un ácido moderadamente fuerte que puede disociarse según la

ecuación (9) en anión bicarbonato e hidrogeniones: H2CO3

k2

HCO3 H (9)

Así las dos reacciones anteriores pueden escribirse: CO2 H2O k1 H2CO3 k2 HCO3 H (10) siendo k k1u k2 7,9 u 107.

La ecuación de Henderson-Hasselbach aplicada a este amortiguador puede escribirse así:

pH 6,1  log [HCO3]

[CO2 H2CO3]

siendo 6,1 el pK de las 2 reacciones anteriores.

Para calcular la relación sal/ácido que corresponde a la sangre, tomando un valor de pH fisiológico de 7,4 resulta:

log [HCO3]

[CO2  H3CO3]

7,4  6,1 1,3

donde considerando despreciable la concentración de H2CO3 (ya que sólo

1/1.000 del CO2 se transforma en ácido libre), se puede formular:

log [HCO3]

[CO2]

1,3 esto es, [HCO3

]

[CO2]

20 1

todo cambio en la relación 20/1 significa, como es evidente, variación del pH. Pero puede la ecuación de Henderson-Hasselbach expresarse en función de la presión parcial de CO2 (ppCO2), dado que la solubilidad del CO2 en la sangre

viene dada por la ley de Henry como ya hemos indicado. pH 6,1  log [COOH]

3,01 u 102u (ppCO 2)

El pH de la sangre se mantiene siempre alrededor de 7,4. Si el pK del CO2 es

de 6,1 ¿como puede contribuir el tampón HCO3/CO2 a mantener el pH

alre-dedor de 7,4 ya que sabemos que un tampón sólo es eficaz en la región de su pK; la clave está en que “in vivo”el tampón HCO3/CO2 es un sistema

abier-to en el que la concentración de CO2 disuelto se mantiene constante ya que

(32)

Hemoglobina

Además de su conocida función como transportador de oxígeno, la hemoglo-bina juega un importante papel como tampón de la sangre. Es el amortigua-dor de la sangre que mayor importancia fisiológica tiene por su capacidad cuantitativa en el transporte y neutralización de los hidrogeniones.

En cualquier momento la hemoglobina, en la sangre, se presenta como una mezcla de formas oxigenada, oxihemoglobina y desoxigenada,

desoxihe-moglobina.

Cualquiera de las dos formas de hemoglobina, la desoxi y la oxihemoglobina, están presentes como una mezcla de ácido y sal potásica, dependiendo (figura 1.5) la proporción de cada una de ellas de la concentración de O2 y del pH de

la sangre.

FIGURA 1.5. Curvas de disociación de la

hemoglobi-na oxigehemoglobi-nada y reducida. A pH 7,3 el 80% de la Hb oxigenada y el 20% de la reducida están en forma salina. Fisiológicamente actúan como dos sistemas amortiguadores diferentes pero interconvertibles.

Así la “oxihemoglobina” representa una mezcla de H oxihemoglobina, (HHbO2) (ácido conjugado) y oxihemoglobina (HbO2–) (base conjugada ó

sal) y la “desoxihemoglobina” es también una mezcla de H

desoxihemoglo-bina (HHb), (ácido conjugado) y desoxihemoglobina (Hb) (base

(33)

Hb HHb (ácido) pKa 7,9 Hb (sal) HbO2 HHbO2 (ácido) pKa 6,7 Hb2 (sal)

La diferencia que existe entre las pKa de ambas formas de hemoglobina en función de la oxigenación o desoxigenación es debido a que la hemoglobina contiene muchos grupos ionizados, en particular influye en este cambio de pKa el grupo imidazólico del aa. Hys 146 que tiene la especial propiedad de modificarse según el grado de oxigenación de la molécula de hemoglobina. Así la pKa de esta Hys tiene el valor de 6,7 en la oxihemoglobina y cuando la hemoglobina pierde O2 aumenta hasta 7,9, lo que se debe a que en la

desoxi-Hb la carga local del entorno de este aa. se vuelve más negativa y la Hys ad-quiere entonces mayor afinidad por los H.

Por ello de los dos ácidos [HHb, pKa 7,9 y HHbO2, pKa 6,7], el más

fuer-te es el correspondienfuer-te a la oxihemoglobina.

Vamos a estudiar los equilibrios que se producen para las cuatro formas de la hemoglobina, según la sangre es transportada de los pulmones a los tejidos ó viceversa. La hemoglobina de los eritrocitos llega a los pulmones principal-mente como mezcla de las formas desoxigenadas HHb  Hb(figura 1.6).

HHb  O2 KO2 1 1 HHbO2 7 pKa 7,9 2 pKa 6,7 Hb  O2 KcO2 0,032 4 HbO2     H alimento H  HCO3 3 H2O  CO2n 6 CO2 H2O Renueva el HCO3 0 FIGURA 1.6.

En los pulmones, la hemoglobina se une al oxígeno; el equilibrio se desplaza así a la derecha (reacción 1). Ya hemos dicho que la HHbO2 es un ácido más

fuerte que la HHb. Como resultado, el equilibrio se desplaza hacia abajo (re-acción 2) y se desprenden H (efecto Haldane).

(34)

El incremento de [H] es neutralizado por el CO

3H plasmático (reacción 3), lo

que provoca al mismo tiempo que la eliminación de H, el desprendimiento

del CO2 a la atmósfera.

La hemoglobina oxigenada HbO2 así formada en los pulmones, (base

conjuga-da a pH 7,4), se transporta a los tejidos, donde la baja presión parcial de O2

provoca que se desplace el equilibrio horizontal hacia la izquierda (reacción 4). En los tejidos, se libera el O2, y como la Hb es una base más fuerte que la

HbO2 (como es lógico, si la HHbO2 es un ácido más fuerte que la HHb); el

equilibrio vertical se desplaza hacia arriba (reacción 7) captando los iones H

de los que se producen a partir de la oxidación de los alimentos (reacción 6), con lo que éstos H son eliminados en forma de HHgb (efecto Bohr). Por

su-puesto ambos desplazamientos ocurren simultáneamente.

Pero además hay que destacar que también la HbO2 puede captar los H que

en la sangre se producen desde el CO2 gaseoso que pasa a ella procedente del

metabolismo de los tejidos. Éste, en los eritrocitos y a expensas de un enzima, la anhidrasa carbónica, rinde H2CO3, el cual se disocia, como ya sabemos,

en iones bicarbonato e hidrógeno, que harían descender el pH, de no ser rápi-damente captado por la HbO2 que así se reduce.

Conforme el bicarbonato de los eritrocitos se eleva más que el plasmático, sale bicarbonato de la célula y se intercambia por cloruros (desplazamiento de cloruros).

Este efecto compensador del pH puede expresarse globalmente como un equi-librio conjunto, en el cual intervienen los gases: O2 y CO2.

HbO2 CO2 H2O HbH  HCO3 O2

esto es, la HbO2 ha captado los H cedidos por la disociación del H2CO3 y ha

(35)

PREGUNTAS TEST

1 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre la estructura del agua es correcta?

$ El oxígeno presenta orbitales híbridos sp2.

% El oxígeno se une a los hidrógenos mediante enlaces iónicos (debido a la gran diferencia en las afinidades electrónicas).

& La molécula de agua tiene forma lineal.

' El oxígeno se une a los hidrógenos mediante enlaces covalentes for-mados por pares de electrones.

( La molécula de agua tiene enlaces resonantes.

2 El ángulo de la molécula de agua es:

$ 120º. % 110º. & 109,4º. ' 104,5º. ( 180º.

3 La molécula de agua... $ Presenta momento dipolar.

% Tiene diferente distribución de cargas.

& Sus átomos presentan diferentes electronegatividades. ' Todas las anteriores son correctas.

( Todas las anteriores son falsas.

4 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre el agua permite ex-plicar la polaridad del agua?

$ Es un compuesto iónico, por lo tanto es polar. % El valor del ángulo del enlace.

& La existencia en el agua de puentes de hidrógeno.

' La unión a otras sustancias mediante puentes de hidrógeno.

( La diferencia en la fuerza de enlace entre los puentes de hidrógeno y los enlaces covalentes.

5 Con respecto a los puentes de hidrógeno...

$ Se forman entre átomos electronegativos e hidrógeno unido a ni-trógeno.

% Se forman entre átomos electronegativos e hidrógeno unido a oxí-geno.

(36)

' Son fuerzas intermoleculares que implican uniones de hidrógeno a átomos pequeños y electronegativos.

( Todas son ciertas.

6 La desoxihemoglobina es una mezcla de [HHb] y [Hb–], ¿a qué

pKa se produce el equilibrio HHb Hb–?

$ pKa 6,7. % pKa 7. & pKa 7,9. ' pKa 7,4. ( Ninguna de las anteriores.

7 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones en relación al enlace de hidrógeno es cierta?

$ El enlace de hidrógeno tiene lugar entre elementos de la misma elec-tronegatividad.

% Entre metales y el flúor. & Entre no metales y el litio.

' Entre elementos muy electronegativos y de pequeño tamaño con el hidrógeno.

( Ninguna es correcta.

8 Considerando las propiedades del agua podemos afirmar... $ En estado gaseoso tiene por molécula un enlace de hidrógeno menos

que en estado sólido.

% La formación de enlaces de hidrógeno ayuda a solubilizar alcoholes, aminas y aminoácidos.

& Al no poseer su molécula cargas eléctricas netas, el agua no puede interaccionar con los iones de alrededor.

' Debido a los enlaces intramoleculares por puentes de hidrógeno el agua posee gran densidad.

( Los enlaces de hidrógeno son siempre entre moléculas de agua sola-mente, nunca entre agua y otras moléculas diferentes.

9 La disolución reguladora intracelular más importante es el sis-tema amortiguador de fosfatos, ¿cuál de las disociaciones posi-bles del ácido fosfórico es la más importante?

$ Tiene lugar a pK 2,1. % A pK 12,7.

& A pK 7. ' A pK 7,2.

(37)

10 El agua sólida (hielo) presenta:

$ Moléculas distribuidas al azar sin ningún tipo de unión entre ellas. % Estructura en forma de malla tetraédrica.

& Densidad variable. ' Punto de fusión variable. ( La % y la ' son falsas.

11 Según la definición de ácido y base de Brönnsted y Lowry, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

$ Un ácido es una sustancia capaz de ceder protones.

% Un ácido es una sustancia que en medio acuoso cede iones hidró-geno.

& Un ácido es una sustancia capaz de ceder un par de electrones. ' Una base es una sustancia capaz de captar un par de electrones. ( Una base es una sustancia capaz de ceder protones.

12 Respecto a la densidad del agua sólida:

$ Es lógicamente mayor que en el líquido como ocurre en la mayor parte de los sólidos.

% Cuando el agua se congela existe una disminución del volumen por contracción.

& De forma anómala la densidad es menor que en el líquido.

' Las moléculas exhiben distancias de enlace más cortas para compen-sar la escasa movilidad.

( Sólo la % es falsa.

13 La importancia como amortiguadores de las proteínas del plas-ma sanguíneo se explica:

$ Al pH del plasma sanguíneo se disocian como cationes. % Por su composición en aminoácidos.

& Al pH del plasma sanguíneo se comportan como ácidos fuertes. ' El pI de todas las proteínas de la sangre está a un pH más básico que

el pH compatible con la vida. ( Todas son ciertas.

14 La vida marina es posible en un mar helado ya que: $ Existen más nutrientes que en los mares cálidos.

(38)

& El agua se congela direccionalmente desde el fondo hasta la super-ficie.

' Las sales marinas ayudan a que la temperatura de congelación sea menor.

( La % y la ' son correctas.

15 Una disolución básica es aquella que:

$ [H] [OH] y [H] 107 M. % [H] ! [OH] y pH  7.

& [H]  [ OH] y pH 7. ' [H]  [OH] y pH ! 7.

( [H] ! [OH] y pH ! 7.

16 El calor puesto en juego en el cambio de estado del agua de só-lido a líquido...

$ Es bajo para facilitar los procesos de intercambio rápido de energía. % Se denomina calor latente de solidificación.

& Es muy alto y evita cambios bruscos de estado.

' Es muy superior al calor de cambio de estado de líquido a sólido. ( Todas son ciertas.

17 Reciben el nombre de ácidos y bases débiles aquellos que: $ Están totalmente disociados en disoluciones diluidas.

% Tienen gran energía de hidratación. & Poca afinidad protónica.

' Los que tienen numerosas moléculas sin disociar en disoluciones di-luidas.

( Los que tienen constantes de disociación elevadas.

18 En relación a las propiedades del agua por su interés biológico, ¿qué afirmación es falsa?

$ Posee elevado calor específico. % Elevado calor de vaporización. & Elevada conductividad térmica. ' Mínima densidad a 4 ºC. ( Elevada tensión superficial.

19 La magnitud que mide el calor empleado en elevar la tempera-tura de una masa de agua en 1 ºC...

(39)

% Varía mucho según las temperaturas a que se encuentre el agua. & Estabiliza las temperaturas moderadas en las zonas costeras. ' Posibilita la existencia de los cambios de estado.

( No existe dicha magnitud.

20 El agua es un disolvente de:

$ Sustancias polares. % Sustancias anfipáticas. & Electrólitos fuertes. ' Electrólitos débiles. ( Todas son correctas.

21 El agua al disolver a una sal iónica... $ La disocia.

% La solvata.

& Orienta cada polo hacia la carga de signo contrario.

' Se une mediante interacciones electrostáticas débiles a los iones de la sal.

( Todas son correctas.

22 ¿Cuál de los siguientes compuestos es más probable que forme micelas en solución acuosa?

$ Lactato sódico. % Fluoruro cálcico. & Ácidos grasos. ' Ácido clorhídrico. ( Hidróxido potásico.

23 El agua destilada...

$ Presenta moléculas diferentes al agua sin destilar. % Conduce peor la electricidad que el agua mineral.

& Posee mucho menor número de puentes de hidrógeno que el agua sin destilar.

' Cuando congela tiene mayor densidad ( Ninguna es cierta.

24 Sobre el agua líquida se puede afirmar: $ Es una sustancia anfótera.

% Aunque su pH es 7 no exhibe carácter ácido-base. & En las sales no produce hidrólisis.

' Cada molécula desprende dos protones.

(40)

25 En el agua pura:

$ Su concentración es constante y vale 55,5 M a 25 ºC. % La concentración de protones a 25 ºC es igual a 107.

& Las concentraciones de iones hidroxilo e hidroxonio son iguales. ' Todo es cierto.

( Sólo % y & son ciertas.

26 En relación al producto iónico del agua, cabe decir... $ Implica desigualdad entre las formas positivas y negativas.

% Implica que existen cantidades iguales de protones, hidroxilos y mo-léculas sin disociar.

& Es la constante de equilibrio para la disociación del agua. ' Es igual a 1014 a 25 ºC.

( Depende de la concentración del agua sin disociar.

27 Sí se conoce el pH de una disolución se puede calcular el pOH de la misma:

$ Siempre que se conozca la sustancia que está disuelta en la disolu-ción acuosa.

% Siempre que se conozca la constante de equilibrio de la disociación. & Siempre que se conozca el producto iónico del agua y de las especies

disueltas.

' No se puede calcular en ningún caso.

( Se puede calcular a partir de la relación: [OH] [H] 1014.

28 Una disolución ácida es aquella que:

$ pH 7. % [H]  107 M. & pH  7.

' pOH  7. ( [H] [OH] 107 M.

29 Una disolución de agua a 25 ºC, a pH 6,5: $ Es una disolución neutra.

% Contiene casi el mismo número de protones que una de pH 7. & Contiene casi el mismo número de protones que una de pH 6. ' Contiene más del doble de protones que una de pH 7.

(41)

30 Si el pH de una disolución es doble que el de otra el valor de la concentración de protones es:

$ Doble en la primera. % Mitad en la segunda.

& 10 veces mayor en la primera. ' 1.000 veces mayor en la primera. ( Todas son falsas.

31 Para una relación de concentraciones de [H3O+] de 10.000 en

dos disoluciones diferentes: $ El pH y el pOH deben ser iguales. % El pH varía en tres unidades. & El pOH varía en cuatro unidades.

' La relación pH/pOH debe variar en 10.000 unidades. ( El pH varía en 0,0001 unidades.

32 La ecuación de Henderson-Haselbach, relaciona pH y pKa de: $ Ácidos fuertes. % Bases fuertes.

& Ácidos débiles. ' Bases fuertes y débiles. ( Ácidos fuertes y débiles.

33 Para determinar el valor de pKa de un ácido se tiene que cum-plir que:

$ Existan cantidades equimoleculares del ácido y la base de cada par conjugado.

% Que la especie predominante sea ácida. & Que la especie predominante sea básica. ' Que el pH de la muestra sea el del ácido. ( Que el pH de la muestra sea el de la base.

34 En relación con la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que puede expresarse de la siguiente forma: pH = pK + log [sal]/[áci-do], ¿Cuándo la capacidad tampón de la disolución es mayor? $ Cuando las concentraciones de la base (sal) y el ácido son iguales. % Cuando la concentración del ácido es mayor que la de la base (sal). & Cuando la concentración de la base (sal) es mayor que la del ácido. ' Cuando el pH es mayor que el pK.

(42)

35 La ecuación de Henderson-Hasselbach en función de la presión parcial de CO2 (ppCO2) viene dada por la expresión:

$ pH pKa  log [HCO3]/[CO2].

% pH log [HCO3]/[ppCO2].

& pH pKa  log [HCO3]/D [ppCO2].

' pH pKa  log [ppCO2]/3,01 · 102 [HCO3].

( Ninguna de las anteriores es cierta.

36 El pKa del ácido ascórbico a 24 ºC es 4,10. ¿A que pH será de 3:1 la relación entre la forma protonada y la forma desproto-nada?

$ 4,10. % 5,3. & 8,2. ' 1,5. ( 3,62.

37 ¿Cuál de las siguientes disoluciones no es reguladora o tam-pón?

$ Ácido acético  acetato sódico. % Ácido clorhídrico  hidróxido sódico. & Amoniaco  cloruro amónico. ' Ácido bórico  borato sódico. ( Bicarbonato  ácido carbónico.

38 Si el pH de una disolución es una unidad menor que el pK del ácido la proporción ácido/base es:

$ 1/2. % 1/10. & 1/100. ' 10/1. ( 100/1.

39 ¿Cuál de los siguientes ácidos débiles estará neutralizado en un 91% a pH = 4,86?

$ Ácido propanoico pKa 4,86. % Ácido acético pKa 4,75.

& Ácido E-hidroxibutanoico pKa 4,70. ' Ácido ascórbico pKa 4,10.

( Ácido láctico pKa 3,86.

40 De los siguientes fluidos corporales: ¿cuál tiene el pH más ácido?

$ El plasma sanguíneo. % La orina. & El jugo pancreático. ' La saliva. ( El jugo gástrico.

(43)

41 Con relación al pH de la orina para un adulto sano: $ Está comprendido entre los valores de 2-5.

% Está comprendido entre los valores de 5-8. & Está siempre por debajo de 5.

' Está siempre por debajo de 4.

( Está comprendido entre los valores de 3-6.

42 A pH fisiológico (7,4) y teniendo en cuenta los valores de pKa para el ácido fosfórico (pKa1= 2,12; pKa2= 7,21; pKa3= 12,67)

que especies disociadas del ácido predominan: $ H3PO4 y H2PO4. % H2PO4 y HPO42.

& HPO42 y PO43. ' No predomina ninguna.

( Menos el ácido H3PO4 puede existir cualquiera.

43 En los adultos el valor normal del pH sanguíneo es 7,4: $ Si el pH desciende por debajo de 7,35 se denomina acidosis.

% Si el pH desciende por debajo de 7,35 se considera normal hasta pH 7.

& Si el pH desciende por debajo de 7 produce acidosis hasta pH de 6,5. ' Si el pH desciende por debajo de 7,35 se considera normal

depen-diendo del adulto. ( Ninguna es cierta.

44 El pH sanguíneo depende de las concentraciones de: $ Fosfato dipotásico y de fosfato potásico.

% CO2 y de bicarbonato. & CO2 y de ácido carbónico.

' Bicarbonato y carbonato. ( Ninguna es cierta.

45 Se mide en el laboratorio los parámetros ácido-básico de una muestra de sangre con los siguientes resultados: reserva alcali-na 17 meq/l, [CO2](d)= 1,2 meq/l. Indicar el pH sanguíneo:

$ 7,50. % 7,40. & 7,22. ' 7,10. ( 6,22.

46 Los resultados obtenidos cuando se mide en el plasma sanguí-neo de un individuo la ppCO2, [HCO3–], CO2 total y pH son:

ppCO2= 40 mmHg, [HCO3–] = 26 meq/l, CO2 total = 27,3 meq/l y

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