CURSO DE BIOLOGÍA

EL AGUA COMO BIOMOLÉCULA.

1.-INTRODUCCIÓN.

             El agua es, con mucho, la sustancia más abundante en los sistemas vivos, constituyendo un 70% o más del peso de la mayoría de los organismos. Está presente en todos los lugares de la célula, es el medio de transporte de los nutrientes celulares y el medio de reacción en el que tiene lugar la inmensa mayoría de las reacciones químicas del metabolismo; es, en definitiva, el medio en el que se mueven e interactúan las demás biomoléculas.

            La abundancia y ubicuidad del agua en la materia viva no deben conducirnos al error de considerarla como un líquido inerte con la única misión de rellenar espacios vacíos en los organismos vivos. Muy por el contrario, el agua participa activamente como reactivo en muchas reacciones químicas celulares y, lo que es más importante, la estructura y propiedades de muchas biomoléculas y otros componentes celulares dependen de su interacción con las moléculas de agua que los rodean.

 2.-     ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA: EL PUENTE DE HIDRÓGENO.

          Como se puede comprobar en la tabla adjunta, el agua tiene un punto de fusión, punto de ebullición, calores de fusión y vaporización y tensión superficial más elevados que la mayoría de los líquidos comunes. Otras sustancias químicamente afines a ella, como el NH₃ y el SH₂, son gases a temperatura ambiente, mientras que el agua, como es obvio, se encuentra en estado líquido a esa temperatura. Estas propiedades físicas excepcionales delatan la existencia de poderosas fuerzas intermoleculares que mantienen unidas entre sí las moléculas de agua adyacentes, ya que de lo contrario, los cambios de estado de sólido a líquido y de líquido a gas no consumirían tanta energía como parecen indicar dichas propiedades. Analizaremos a continuación la estructura de la molécula de agua, con el objeto de identificar la naturaleza de esas fuerzas intermoleculares responsables de tan elevado grado de cohesión interna.

Substancia	Punto de fusión (ºC)	Punto de ebullición (ºC)	Calor de vaporización (J/g)
AGUA	0	100	2260
METANOL	-98	65	1100
ETANOL	-117	78	654
PROPANOL	-127	97	687
BUTANOL	-90	117	590
ACETONA	-95	56	523
HEXANO	-98	69	423
BENCENO	6	80	394
BUTANO	-135	-0,5	381
CLOROFORMO	-63	61	247

            En la molécula de agua (H₂O) cada átomo de hidrógeno comparte un par electrónico con el de oxígeno  para formar un enlace covalente simple. La geometría de la molécula está determinada por la forma de los orbitales electrónicos más externos del átomo de oxígeno que son los que participan en los enlaces. Estos orbitales describen untetraedro casi regular con los electrones compartidos con el hidrógeno en dos de sus vértices y los electrones sin compartir en los otros dos (Figura 4.1). De este modo, los tres átomos de la molécula forman un ángulo de 104,45º, algo menor que los 109,51º de un tetraedro regular, debido a que la repulsión entre los orbitales no enlazantes del oxígeno comprime ligeramente a los orbitales enlazantes con el hidrógeno.

           

    Por otra parte, el núcleo del átomo de oxígeno atrae hacia sí con más fuerza los electrones compartidos que el núcleo del átomo de hidrógeno, es decir, el átomo de oxígeno es máselectronegativo. Por lo tanto, en la molécula de agua el oxígeno y los hidrógenos comparten los electrones de forma desigual: los electrones están más tiempo cerca del oxígeno que del hidrógeno, de alguna manera "pertenecen" más al oxígeno que al hidrógeno. Esta forma desigual de compartir los electrones provoca la aparición de cargas eléctricas parciales en distintas zonas de la molécula: sobre los átomos de hidrógeno, parcialmente desposeídos de sus electrones, aparece, por defecto, una carga parcial positiva (δ⁺); correspondientemente el exceso de densidad electrónica sobre el átomo de oxígeno se traduce en la aparición sobre el mismo de una carga parcial negativa (δ^-) que se encuentra repartida entre sus dos orbitales no enlazantes (Figura 4.2). Así, la molécula de agua, aún siendo eléctricamente neutra (carga neta=0), se convierte en un dipolo eléctrico doble, con una carga parcial positiva sobre cada átomo de hidrógeno y una carga parcial negativa en cada uno de los orbitales no enlazantes del oxígeno. Las cuatro cargas parciales se encuentran en disposición tetraédrica alrededor del núcleo del oxígeno.

           La existencia de cargas eléctricas parciales permite que se establezcan interacciones electrostáticas entre moléculas de agua vecinas: las cargas parciales de signo contrario situadas en una y otra molécula se atraen mutuamente. Este tipo particular de interacción electrostática se conoce con el nombre de puente de hidrógeno (Figura 4.3). Así, los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua vecinas son las fuerzas intermoleculares responsables de la elevada cohesión interna del agua y, por lo tanto, de sus excepcionales propiedades físicas. Los cambios de estado en el agua implican la rotura de un cierto número de puentes de hidrógeno; los elevados puntos de fusión y ebullición, así como los elevados calores de fusión y vaporización, se explican porque es necesario emplear una cantidad considerable de energía para romper dichos puentes de hidrógeno.

            Cada molécula de agua, con sus cuatro cargas parciales en disposición tetraédrica, puede unirse mediante puentes de hidrógeno con otras cuatro moléculas vecinas que a su vez se disponen tetraédricamente alrededor de la molécula central (Figura 4.3). En el hielo, cada molécula de agua se encuentra unida de este modo a exactamente cuatro de sus vecinas configurando una red cristalina regular. Cuando el hielo se funde se rompen algunos puentes de hidrógeno de manera que a temperatura ambiente cada molécula de agua está unida a un promedio de 3,4 moléculas adyacentes. Si se compara la rigidez del hielo con la extrema fluidez del agua líquida, resulta sorprendente esta pequeña diferencia entre ambos en lo que se refiere al grado de ligazón entre sus moléculas; si las moléculas del agua líquida están tan intensamente unidas por puentes de hidrógeno ésta debería ser mucho más viscosa. La explicación a este curioso fenómeno reside en la corta vida del puente de hidrógeno. Dado que la energía implicada en la formación de un puente de hidrógeno es del mismo orden de magnitud que la energía térmica presente en el agua a temperatura ambiente, éstos se establecen y se rompen con suma facilidad: se ha calculado que la vida media de un puente de hidrógeno es del orden de 10^-9 seg. Esta circunstancia permite a las moléculas de agua una gran movilidad en un radio corto, ya que cada una puede formar en muy poco tiempo sucesivos puentes de hidrógeno con muchas de sus vecinas.

            Por último, los puentes de hidrógeno no son exclusivos del agua. Se pueden formar fácilmente entre cualquier átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo de la misma o de otra molécula. Puesto que en las biomoléculas abundan los grupos funcionales capaces de formar puentes de hidrógeno, este tipo de interacción tiene una gran importancia biológica. En la Figura 4.4 se puede apreciar un modelo espacial compacto de una molécula de agua.

3.-EL AGUA COMO DISOLVENTE.

             Entre las excepcionales propiedades físicas del agua destaca por su importancia biológica la extraordinaria capacidad que presenta para disolver una amplia gama de sustancias. Otras propiedades son aprovechadas por algunos seres vivos en los que el agua desempeña funciones específicas, sin embargo, dado que la gran mayoría de las biomoléculas se encuentran en las células en disolución acuosa, las propiedades disolventes del agua son de importancia capital para todas las formas de vida.

            Al igual que las demás propiedades físicas, la capacidad disolvente del agua está basada en su naturaleza dipolar, que le permite establecer interacciones electrostáticas con determinados tipos de solutos.

            Podemos considerar tres tipos de sustancias en lo que se refiere a su solubilidad en agua: sustancias hidrofílicas, sustanciashidrofóbicas, y sustancias anfipáticas.

a)         Sustancias hidrofílicas (del griego "amantes del agua").- Son netamente solubles en agua. Entre ellas podemos diferenciar las sustancias iónicas, que poseen carga eléctrica neta, y las sustancias polares, que presentan en su molécula cargas parciales. Muchas biomoléculas son sustancias iónicas, como las sales minerales y las biomoléculas orgánicas poseedoras de grupos funcionales ionizados al pH de la célula (por ejemplo los aminoácidos). Otras muchas son sustancias polares, como las biomoléculas orgánicas con grupos funcionales capaces de formar puentes de hidrógeno (por ejemplo los azúcares).

            El agua es un buen disolvente de este tipo de sustancias porque su molécula, al presentar cargas parciales, puede establecer interacciones electrostáticas con las moléculas de soluto: cuando una sustancia iónica o polar se disuelve en agua las interacciones agua-soluto sustituyen de manera energéticamente favorable a las interacciones soluto-soluto de la red cristalina. En el caso de las sustancias polares estas interacciones son del tipo que conocemos con el nombre de puentes de hidrógeno. La siguiente animación ilustra este fenómeno.

La capacidad del agua para disolver sustancias hidrofílicas tiene su expresión matemática en su elevada constante dieléctrica. En la siguiente expresión

         F es la fuerza con la que se atraen dos cargas eléctricas Q₁ y Q₂ separadas por una distancia r en un medio cuya constante dieléctrica es D. Cuanto mayor es el valor de D menor es la fuerza atractiva. Entre todos los líquidos conocidos el agua es el que tiene una mayor constante dieléctrica. Por lo tanto, cuando una sustancia iónica se encuentra en medio acuoso, las fuerzas electrostáticas que mantienen unidas sus moléculas en una red cristalina se debilitan considerablemente, lo que favorece en gran medida el proceso de disolución. En realidad, el elevado valor de la constante dieléctrica del agua no es más que una consecuencia de su carácter dipolar.

b)         Sustancias hidrofóbicas (del griego "miedo al agua").- Son totalmente insolubles en agua. Se caracterizan por no poseer cargas eléctricas netas ni parciales, es decir, son totalmente apolares. Este carácter apolar les impide establecer interacciones energéticamente favorables con las moléculas de agua, es más, interfieren con los puentes de hidrógeno entre ellas, por lo que, cuando se encuentran en medio acuoso, tienden a agregarse y precipitar. De este modo ofrecen al agua la mínima superficie de contacto posible, y así se minimizan también las interferencias que ejercen sobre los puentes de hidrógeno entre sus moléculas. Algunas biomoléculas como las grasas neutras y las ceras son de naturaleza hidrofóbica; también lo son los gases biológicamente importantes, como el O₂, el CO₂ y el N₂, que son muy poco solubles en agua.

c)         Sustancias anfipáticas.- Son sustancias que presentan en su molécula una parte polar (o cargada) y otra no polar. Cuando estas sustancias se mezclan con el agua las dos zonas de su molécula experimentan tendencias contrapuestas: la zonas polares tienden a establecer interacciones electrostáticas con las moléculas de agua mientras que las zonas no polares tienden a agregarse para ofrecer la mínima superficie de contacto con ella. El resultado de estas dos tendencias contrapuestas es que las moléculas anfipáticas se asocian para constituir unas estructuras estables denominadas micelas(Figura 4.5) en las que las zonas polares se disponen hacia el exterior, en contacto con el agua, mientras que las zonas no polares lo hacen hacia el interior, aisladas del contacto con el agua y unidas entre sí por unas atracciones débiles llamadas interacciones hidrofóbicas. En determinadas condiciones las sustancias anfipáticas en el seno del agua pueden dar lugar abicapas cerradas sobre sí mismas que constituyen la base estructural de las membranas celulares. Algunas biomoléculas importantes son sustancias anfipáticas; entre ellas se encuentran los ácidos grasos, las proteínas globulares y una amplia categoría de lípidos llamados lípidos de membrana.