2.1. Principios generales de las biomoléculas
Los seres vivos están construidos con los mismos elementos que el universo inanimado: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en su mayoría. Lo que diferencia a la materia viva no es su composición elemental, sino la organización de esos átomos en moléculas con propiedades extraordinarias.
Las biomoléculas tienen tres rasgos que las distinguen de las moléculas ordinarias:
- Están altamente organizadas: su estructura tridimensional no es aleatoria, sino que resulta de millones de años de selección hacia formas que cumplen funciones concretas.
- Son específicas: una enzima reconoce su sustrato entre miles de moléculas similares; un receptor distingue su ligando con una precisión casi absoluta.
- Son dinámicas: cambian de forma, se ensamblan, se desensamblan y se regulan en respuesta a señales del entorno.
En bioquímica, estructura y función son inseparables. La forma tridimensional de una biomolécula es la base de su actividad biológica. Alterar la forma equivale, en la mayoría de los casos, a alterar o eliminar la función.
Otra característica fundamental es que las biomoléculas se organizan en jerarquías. Los monómeros se ensamblan en polímeros, los polímeros se pliegan en estructuras tridimensionales, y esas estructuras se asocian con otras para formar complejos macromoleculares. Cada nivel de organización añade propiedades que no existen en el nivel inferior.
2.2. El agua
El agua constituye entre el 70 y el 80 % del peso de la mayoría de las células. No es simplemente el medio en el que ocurren las reacciones biológicas: es un participante activo en casi todas ellas y uno de los factores que más condiciona la estructura de las biomoléculas.
La clave de las propiedades del agua está en su geometría molecular. La molécula de agua (H₂O) tiene forma angular, con el oxígeno en el vértice. El oxígeno es muy electronegativo y atrae los electrones de los enlaces O-H hacia sí, generando una distribución de cargas asimétrica: el oxígeno adquiere carga parcial negativa (δ⁻) y los hidrógenos, carga parcial positiva (δ⁺). Esto convierte al agua en una molécula polar.
Molécula polar: molécula con distribución asimétrica de cargas eléctricas, de modo que un extremo tiene carga parcial negativa y otro, carga parcial positiva. La polaridad del agua es la base de su capacidad para formar enlaces de hidrógeno y disolver compuestos iónicos y polares.
Gracias a su polaridad, las moléculas de agua interaccionan entre sí mediante enlaces de hidrógeno. El hidrógeno (δ⁺) de una molécula se atrae hacia el oxígeno (δ⁻) de una molécula vecina. En el agua líquida, cada molécula puede formar hasta cuatro enlaces de hidrógeno simultáneamente, creando una red dinámica que explica propiedades como el alto punto de ebullición, la elevada capacidad calorífica y la tensión superficial.
Esta misma polaridad hace que el agua disuelva bien los compuestos iónicos y los compuestos polares, porque puede interaccionar con sus cargas y separarlos. Los compuestos no polares, en cambio, no pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua y tienden a agregarse entre sí para minimizar el contacto con ella. Este fenómeno se llama efecto hidrofóbico y tiene consecuencias estructurales decisivas en bioquímica.
El efecto hidrofóbico no es una fuerza de atracción entre moléculas no polares: es la tendencia del sistema a minimizar el área de contacto entre agua y compuestos apolares, lo que aumenta la entropía del agua. Es la fuerza que compacta el interior de las proteínas, cierra las membranas lipídicas y organiza los complejos macromoleculares.
El agua también actúa como ácido y como base débil. Una fracción muy pequeña de las moléculas de agua se disocia espontáneamente: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻. Esta disociación, aunque mínima, tiene consecuencias: el pH del medio intracelular y extracelular afecta al estado de ionización de los grupos funcionales de las biomoléculas y, por tanto, a su estructura y función. Por eso el organismo regula el pH con tanta precisión.
El efecto del pH sobre la actividad enzimática y la ionización de grupos funcionales de proteínas se desarrolla en el Tema 7 · Cinética enzimática y velocidad de reacción.
Los mecanismos que regulan el pH del organismo (sistemas tampón, compensación respiratoria y renal) se desarrollan en Fisiología Médica (Tema 6 · Regulación del equilibrio ácido-base).
2.3. El pH y los sistemas tampón
2.3.1. Ácidos, bases y el concepto de pH
En disolución acuosa, muchos grupos funcionales de las biomoléculas pueden ceder o captar protones (H⁺) en función de las condiciones del medio. Este comportamiento como ácido o base débil es uno de los determinantes de la estructura y la función de proteínas, ácidos nucleicos y lípidos, porque el estado de ionización de un grupo funcional determina su carga, su reactividad y su capacidad para participar en interacciones moleculares.
Un ácido débil (HA) se disocia parcialmente en solución acuosa según el equilibrio:
HA ⇌ H⁺ + A⁻
La constante de equilibrio de esta disociación es la constante de acidez Ka. Cuanto mayor es Ka, más fuerte es el ácido y más se disocia. Para trabajar con valores más manejables se define el pKa como el logaritmo negativo de Ka:
pKa = −log Ka
Un ácido con pKa = 4 es más fuerte que uno con pKa = 7: se disocia más a pH fisiológico. El pKa de un grupo funcional indica el pH al que exactamente la mitad de las moléculas de ese grupo están en forma disociada (A⁻) y la otra mitad en forma no disociada (HA).
El pH del medio se define de forma análoga como el logaritmo negativo de la concentración de protones:
pH = −log [H⁺]
El agua pura tiene un pH de 7,0 a 25 °C. El pH fisiológico del plasma sanguíneo es 7,40 ± 0,05, un rango extraordinariamente estrecho que el organismo mantiene con gran precisión porque pequeñas desviaciones alteran la ionización de proteínas y enzimas con consecuencias funcionales graves.
La escala de pH es logarítmica. Un cambio de una unidad de pH representa un cambio de diez veces en la concentración de H⁺. Un pH de 7,0 tiene el doble de concentración de H⁺ que un pH de 7,3, y cuatro veces más que un pH de 7,6. Por eso las desviaciones del pH fisiológico, aunque parezcan pequeñas en la escala numérica, tienen efectos biológicos importantes.
2.3.2. La ecuación de Henderson-Hasselbalch
La relación entre el pH del medio, el pKa de un grupo funcional y las concentraciones relativas de sus formas ácida y básica la describe la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log ([A⁻] / [HA])
Esta ecuación permite calcular el grado de ionización de cualquier grupo funcional a un pH dado, o el pH de una solución tampón conociendo las concentraciones de sus componentes.
Dos consecuencias prácticas son especialmente relevantes en bioquímica:
- Cuando pH = pKa:
- Las concentraciones de forma ácida y básica son iguales ([A⁻] = [HA]) y el logaritmo vale cero.
- La ecuación se reduce a pH = pKa.
- Este es el punto de máxima capacidad tamponante, porque añadir ácido o base en ese punto desplaza el equilibrio sin cambiar mucho el pH.
- Cuando el pH está 1 unidad por encima del pKa, el 91 % del grupo está en forma disociada (A⁻).
- Cuando está 1 unidad por debajo, el 91 % está en forma no disociada (HA).
- Esto significa que un grupo funcional con pKa = 6 está casi completamente ionizado a pH fisiológico (7,4), mientras que uno con pKa = 8 está predominantemente en forma no disociada.
La ecuación de Henderson-Hasselbalch es la herramienta que conecta el pH del medio con el estado de ionización de cada grupo funcional de una biomolécula. Un cambio de pH altera simultáneamente la carga de cientos de grupos en una proteína, lo que puede modificar su estructura, su actividad catalítica y sus interacciones con otras moléculas.
2.3.3. Los sistemas tampón biológicos
Un tampón (o buffer) es una solución que resiste los cambios de pH cuando se añade ácido o base. Está formado por un ácido débil y su base conjugada en concentraciones comparables. La capacidad tamponante es máxima en el rango pH = pKa ± 1.
Los tres sistemas tampón más importantes en el organismo humano son:
- El sistema tampón bicarbonato/CO₂ es el más importante del plasma sanguíneo.
- El CO₂ disuelto actúa como ácido (forma H₂CO₃ que se disocia en H⁺ y HCO₃⁻) y el bicarbonato (HCO₃⁻) actúa como base conjugada.
- Su pKa aparente es de 6,1, que está alejado del pH fisiológico de 7,4.
- Pese a eso, es muy eficaz porque el organismo regula activamente tanto la concentración de CO₂ (vía respiratoria) como la de HCO₃⁻ (vía renal), lo que lo convierte en un sistema de tampón abierto extraordinariamente versátil.
- El sistema tampón fosfato (H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻) tiene un pKa de 6,8, más próximo al pH fisiológico, y es el tampón principal del interior celular y de la orina.
- Las proteínas plasmáticas e intracelulares actúan como tampón gracias a los grupos ionizables de sus aminoácidos, principalmente los residuos de histidina (pKa ~6,0), que se ionizan en el rango fisiológico. La hemoglobina es el tampón proteico más importante de la sangre.
| Sistema tampón | Par ácido / base conjugada | pKa | Localización principal | Mecanismo de regulación |
|---|---|---|---|---|
| Bicarbonato / CO₂ | H₂CO₃ / HCO₃⁻ | 6,1 (aparente) | Plasma sanguíneo | CO₂ regulado por ventilación pulmonar; HCO₃⁻ regulado por riñón. Sistema abierto de gran capacidad |
| Fosfato | H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻ | 6,8 | Citosol · orina | Tampón intracelular principal; en orina permite excreción de H⁺ sin descenso excesivo del pH urinario |
| Proteínas (histidina) | His–H⁺ / His (imidazol) | ~6,0 | Plasma · eritrocito · citosol | La hemoglobina es el tampón proteico más importante de la sangre; la histidina es el único aminoácido con pKa en el rango fisiológico |
La regulación del equilibrio ácido-base a nivel de organismo, incluyendo los mecanismos de compensación respiratoria (ajuste del CO₂ por el pulmón) y renal (excreción o retención de HCO₃⁻ y H⁺), se desarrolla en Fisiología Médica (Regulación del equilibrio ácido-base). Las alteraciones clínicas (acidosis y alcalosis metabólica y respiratoria) se estudian en ese mismo tema.
2.3.4. El pH y la ionización de las biomoléculas
Los grupos funcionales de las proteínas tienen pKa bien definidos que determinan su carga a pH fisiológico.
- El grupo carboxilo (–COOH) de la cadena principal tiene un pKa de ~2, por lo que a pH 7,4 está prácticamente siempre ionizado (–COO⁻).
- El grupo amino (–NH₃⁺) de la cadena principal tiene pKa ~9, por lo que a pH 7,4 está casi siempre protonado y cargado positivamente.
- Las cadenas laterales de los aminoácidos tienen pKa variables:
- El ácido aspártico y el glutámico (~4) están ionizados a pH fisiológico.
- La lisina (~10,5) y la arginina (~12,5) están protonadas.
- La histidina (~6,0) es el único aminoácido cuya cadena lateral titula cerca del pH fisiológico, lo que la hace especialmente importante como tampón intracelular y como residuo del centro activo de muchas enzimas.
| Grupo funcional | Aminoácido(s) | pKa | Estado a pH 7,4 | Carga |
|---|---|---|---|---|
| –COOH (cadena principal) | Todos | ~2,0 | Ionizado (–COO⁻) | −1 |
| –COOH (cadena lateral) | Asp, Glu | ~4,0 | Ionizado (–COO⁻) | −1 |
| Imidazol (cadena lateral) | His | ~6,0 | Parcialmente ionizado (~7 % protonado a pH 7,4) | 0 / +1 |
| –NH₃⁺ (cadena principal) | Todos | ~9,0 | Protonado (–NH₃⁺) | +1 |
| –NH₂ (cadena lateral) | Lys | ~10,5 | Protonado (–NH₃⁺) | +1 |
| Guanidinio (cadena lateral) | Arg | ~12,5 | Protonado | +1 |
| –SH (cadena lateral) | Cys | ~8,3 | Predominantemente no ionizado (–SH) | 0 |
| –OH (cadena lateral) | Tyr | ~10,5 | No ionizado (–OH) | 0 |
Henderson-Hasselbalch aparece habitualmente en forma de problema numérico:
P. Ej. dado el pKa de un ácido y el pH del medio, calcular la ratio [A⁻]/[HA], o al revés.
Lo importante es recordar que cuando pH = pKa la ratio es 1:1; cuando pH > pKa domina la forma básica (A⁻); cuando pH < pKa domina la forma ácida (HA).
También es frecuente preguntar qué sistema tampón actúa en el plasma vs. en el interior celular, y por qué la histidina es el aminoácido más importante como tampón intracelular.
2.4. Estructura molecular y función biológica
La función de una biomolécula depende de su capacidad para interaccionar con otras moléculas de forma específica. Esa especificidad viene determinada por la forma tridimensional de la molécula y la distribución de cargas en su superficie. Dos moléculas interaccionan bien cuando sus formas son complementarias, como una llave y su cerradura.
Este principio de complementariedad molecular es universal en bioquímica. Explica por qué una enzima reconoce su sustrato y no otra molécula similar, por qué un anticuerpo se une a un antígeno concreto, por qué una hormona activa un receptor y no otro. En todos los casos, la especificidad emerge de la complementariedad de forma, carga y polaridad entre las dos moléculas que interaccionan.
Complementariedad molecular: principio según el cual dos moléculas interaccionan de forma específica cuando sus superficies son geométricamente y electrostáticamente complementarias. La complementariedad determina la especificidad del reconocimiento biológico.
La estructura tridimensional de las biomoléculas no es rígida: puede cambiar en respuesta a la unión de un ligando, a cambios de pH, de temperatura o de concentración de iones. Estos cambios de conformación son la base de la regulación bioquímica. Una proteína que cambia de forma al unirse a una molécula puede activar o inhibir una reacción en cadena que afecte a toda la célula.
Muchas enfermedades son consecuencia directa de alteraciones en la estructura de biomoléculas. La anemia falciforme resulta de una única sustitución de aminoácido en la hemoglobina que cambia su comportamiento conformacional. El mal plegamiento de proteínas está en la base de enfermedades neurodegenerativas como el Alzheimer o el Parkinson. En todos estos casos, la estructura alterada conduce a una función alterada.
2.5. Reacciones bioquímicas: energía y espontaneidad
Las células llevan a cabo miles de reacciones químicas simultáneamente. No todas estas reacciones son igual de favorables: algunas liberan energía (son espontáneas), otras requieren aporte de energía para ocurrir. La termodinámica bioquímica describe qué reacciones pueden ocurrir y en qué dirección.
El parámetro central es la energía libre de Gibbs (ΔG). Cuando ΔG es negativo, la reacción es exergónica: libera energía y puede ocurrir espontáneamente. Cuando ΔG es positivo, la reacción es endergónica: requiere aporte de energía y no ocurre de forma espontánea en las condiciones indicadas.
Energía libre de Gibbs (ΔG): medida de la energía disponible para realizar trabajo en una reacción a temperatura y presión constantes. ΔG < 0 indica reacción espontánea (exergónica); ΔG > 0 indica reacción no espontánea (endergónica).
La célula resuelve el problema de las reacciones endergónicas mediante el acoplamiento de reacciones: una reacción endergónica se conecta a una reacción exergónica suficientemente favorable, de modo que el ΔG total del proceso combinado sea negativo. El agente de acoplamiento más universal es el ATP (adenosín trifosfato): la hidrólisis de uno de sus enlaces fosfato libera suficiente energía (ΔG ≈ –30,5 kJ/mol en condiciones estándar, y más en condiciones celulares reales) como para impulsar reacciones que de otro modo no ocurrirían.
El ATP no es un depósito de energía a largo plazo: es una moneda de intercambio energético inmediato. La célula produce y consume ATP continuamente. En reposo, un ser humano renueva su propio peso en ATP cada día.
ΔG negativo no significa reacción rápida. La espontaneidad termodinámica indica la dirección de la reacción, no su velocidad. La velocidad depende de la energía de activación (Ea), que es la barrera energética que deben superar los reactivos para transformarse en productos. Las enzimas actúan precisamente rebajando esa barrera, no alterando el ΔG.
2.6. Interacciones moleculares
Las biomoléculas se mantienen unidas, se reconocen y se regulan gracias a interacciones no covalentes. A diferencia de los enlaces covalentes, estas interacciones son débiles individualmente, pero su cooperación a gran escala genera estructuras estables y específicas.
Los cuatro tipos principales de interacciones no covalentes en bioquímica son:
- Los enlaces de hidrógeno (o puentes de hidrógeno) se forman entre un átomo electronegativo que actúa como dador (N-H o O-H) y otro átomo electronegativo que actúa como aceptor (O o N). Son los responsables de la estructura secundaria de las proteínas (α-hélice, lámina β) y de la doble hélice del ADN.
- Las interacciones electrostáticas (o iónicas) se producen entre grupos con cargas opuestas: por ejemplo, entre un grupo amino protonado (–NH₃⁺) y un grupo carboxilato (–COO⁻). Contribuyen a la estabilización de la estructura terciaria de las proteínas y a las interacciones proteína-ADN.
- Las fuerzas de Van der Waals son atracciones débiles entre dipolos instantáneos que se inducen mutuamente en átomos adyacentes. Son de muy corto alcance y solo actúan cuando dos átomos están muy próximos, pero cuando miles de pares atómicos interaccionan en una interfaz molecular, la contribución total es significativa.
- Las interacciones hidrofóbicas no son en sentido estricto una fuerza de atracción, sino el resultado del efecto hidrofóbico. Los grupos no polares tienden a agruparse para minimizar el contacto con el agua. Contribuyen de forma decisiva al plegamiento de proteínas y a la formación de membranas lipídicas.
| Tipo | Energía (kJ/mol) | Base física | Ejemplo biológico |
|---|---|---|---|
| Enlace de hidrógeno | 12–30 | Dipolo permanente entre N-H / O-H y átomo electronegativo aceptor | Estructura secundaria de proteínas, doble hélice del ADN |
| Interacción iónica | 20–80 | Atracción entre cargas opuestas | Pares iónicos en proteínas, unión proteína-ADN |
| Van der Waals | 0,4–4 | Dipolos instantáneos inducidos entre átomos adyacentes | Empaquetamiento del núcleo hidrofóbico de proteínas |
| Hidrofóbica | Variable | Efecto entrópico: minimización del contacto apolar-agua | Plegamiento de proteínas, bicapa lipídica |
La especificidad del reconocimiento molecular depende de la suma coordinada de muchas interacciones débiles.
Esta cooperatividad explica que pequeñas alteraciones en la superficie de una molécula puedan destruir por completo una interacción que requería precisión espacial.
