BIOLOGIA CELULAR

Química celular.

       En los organismos vivos no hay nada que contradiga las leyes de la química y la física. La química de los seres vivos, objeto de estudio de la bioquímica, está dominada por compuestos de carbono y se caracteriza por reacciones acaecidas en solución acuosa y en un intervalo de temperaturas pequeño. La química de los organismos vivientes es muy compleja, más que la de cualquier otro sistema químico conocido. Está dominada y coordinada por polímeros de gran tamaño, moléculas formadas por encadenamiento de subunidades químicas; las propiedades únicas de estos compuestos permiten a células y organismos crecer y reproducirse.1.2.1. Enlaces
        Las fuerzas interatómicas que permiten la interacción de los átomos en las moléculas se conocen como enlace químico. Las propiedades  de las sustancias están determinadas  en parte por los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entra en contacto sus regiones más externas. En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones covalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de minerales que contienen al compuesto.
Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se denominan Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de valencia.
La tendendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa de valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis.
    Se define como enlace químico a la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.
1.2.1.1. Enlace Iónico
     En este tipo de enlace es muy grande la diferencia de electronegatividades y en consecuencia el átomo más electropositivo cede los electrones por completo al átomo más electronegativo. Se forma al transferirse uno o más electrones de valencia de un átomo o grupo de átomos a otro, generando atracciones electrostáticas entre los iones. Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido.
Características del enlace iónico.

• Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia.
• Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.

1.2.1.2. Enlace Covalente
      Enlace covalente en el que dos átomos comparten dos electrones. En el enlace covalente la electronegatividad por los electrones en ambos átomos es parecida y en consecuencia los electrones son compartidos. Existen varias clases de enlaces covalentes: Enlace simple (H₂),  Enlace doble (CO₂), Enlace triple (N₂), Enlace covalente coordinado (NH₄⁺).
Características del enlace covalente.

• Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
• Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H
• Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C

1.2.1.3. Fuerzas intermoleculares

  Este tipo de enlaces se caracteriza por que la distancia entre los átomos es más grande, se encuentran las fuerzas de London, Van der Waalls y los puentes de hidrógeno.
1.2.1.4. Enlace covalente coordinado
      Aunque los electrones de enlace estén igualmente compartidos, existen muy pocos compuestos que carezcan de pares de electrones libres u orbitales de baja energía desocupados, a través de los cuales puedan surgir interacciones químicas con otros átomos o moléculas extrañas. En consecuencia, los átomos no pierden necesariamente su capacidad de interacción química por el simple hecho de estar combinados. Pueden perder toda o parte de su capacidad para formar enlaces covalentes ordinarios, pero raramente se anula la posibilidad de originar enlaces covalentes coordinados en la formación de un compuesto sencillo. Estos enlaces covalentes coordinados tienen un especial interes en ciencias biológicas porque forman parte de los centros activos de muchas proteínas y enzimas.
Teoria de coordinación de Werner. Para explicar la formación de complejos, Alfred Werner propuso su famosa teoría de la valencia residual, que puede resumirse así:
1. La mayor parte de los elementos poseen dos tipos de valencias
  valencia primaria = número de oxidacion
  valencia secundaria =  número o índice de coordinación
2. Las valencias secundarias estan dirigidas a puntos fijos en el espacio. Esta es la base de la estereoquímica de los complejos metálicos.
3. Todo elemento tiende a satisfacer sus dos valencias.
Número de coordinación. El número de atomos donores que se colocan alrededor de un ion metalico central es constante y se llama numero de coordinación.
   El número de coordinación de un elemento metálico representa los orbitales híbridos vacíos que se generan de sus orbitales atómicos.
Iones metálicos más comunes utilizados en biología y análisis de laboratorio.

	Número de coordinación	Estructura geométrica
Ag+, Pt+2,	2 (bicoordinado)	Lineal
Cu+2,Mg+2,Zn+2	4 (tetracoordinados)	Cuadrada planar

Co+3, Sn+2, Al+3, Fe+2, Fe+3, Ni+2

6 (hexacoordinados)

Octaédrica

 
Compuestos de coordinación. Se denominan compuestos de coordinacion aquellos que tienen dos componentes: un ion metálico central y ligandos.
1. Un ion central es un metal en alguno de sus estados de oxidacion (Pt⁺², Cu⁺² , Mg⁺², Zn⁺² , Co⁺², Fe⁺², Fe⁺³ ) y está unido por enlace covalente coordinado a uno o varios ligandos.
2. Los ligandos pueden ser moleculas, atomos, iones y radicales. Los ligandos son donores de electrones. Es condicion indispensable que tengan un átomo con por lo menos un par de electrones libres (solitarios) para compartir.
 El número de pares de electrones libres que comparte un ligando que participan en la formacion de un compuesto de coordinacion se denomina DENTICION.
     Los ligandos se denominan de acuerdo al numero de pares de electrones libres que comparten como:

1. Ligantes monodentados. Sólo poseen la capacidad de compartir un sólo par de electrones solitarios.
Nota: Un átomo que tenga más de un par de electrones solitarios, sólo puede compartir un solo par de esos electrones.
Ejemplos:
Agua (H₂O), amoniaco (NH₃); ion cianuro (CN^-), haluros: ion cloruro, (Cl^- ), ion bromuro, (Br^-), oxígeno molecular (O₂), monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO₂).
2. Ligantes polidentados. Poseen la capacidad de compartir dos o más pares de electrones solitarios, provenientes de átomos diferentes. Los más comunmente utilizados son los bidentados, que poseen dos átomos en la misma molécula con la posibilidad de ser compartidos y el hexadentado, acido etilendiaminotetraacetico (EDTA) que posee 6 átomos en la misma molécula con la posibilidad de ser compartidos.

Ejemplos:
 

BIDENTADOS                                           HEXADENTADO
Etilendiamina (en), oxalato (ox)           Etilendiaminotetraacetato (EDTA)
Glicina (gly)
Acido ascorbico (Vit.C)
Aminoácidos

Cuando se forman anillos entre el ligando y el ion metálico se forma un QUELATO. Los quelatos son mas estables que los compuestos que tienen ligandos monodentados. El número de atomos que participa en el anillo es responsable de la estabilidad. (cuanto más átomos conformen el anillo, mayor estabilidad).
Nota: El la figura se aprecia una molécula de hemoglobina cuyo centro activo es un átomo de hierro (en amarillo) formando un compuesto de coordinación con el anillo de porfirina (enlaces azules), la molécula de oxígeno (O₂) esta representada por los átomos rojos.

Agua 
    Nombre común que se aplica al estado líquido del compuesto de hidrógeno y oxígeno H₂O. Los antiguos filósofos consideraban el agua como un elemento básico que representaba a todas las sustancias líquidas. Los científicos no descartaron esta idea hasta la última mitad del siglo XVIII. En 1781 el químico británico Henry Cavendish sintetizó agua detonando una mezcla de hidrógeno y aire. Sin embargo, los resultados de este experimento no fueron interpretados claramente hasta dos años más tarde, cuando el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier propuso que el agua no era un elemento sino un compuesto de oxígeno e hidrógeno. En un documento científico presentado en 1804, el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el naturalista alemán Alexander von Humboldt demostraron conjuntamente que el agua consistía en dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, tal como se expresa en la fórmula actual H₂O.

Propiedades Físicas Del Agua

Estado físico: sólida, liquida y gaseosa
Color: incolora
Sabor: insípida
Olor: inodoro
Densidad: 1 g./c.c. a 4°C
Punto de congelación: 0°C
Punto de ebullición: 100°C
Presión critica: 217,5 atm.
Temperatura critica: 374°C

    El agua químicamente pura es un liquido inodoro e insípido; incoloro y transparente en capas de poco espesor, toma color azul cuando se mira a través de espesores de seis y ocho metros, porque absorbe las radiaciones rojas. Sus constantes físicas sirvieron para marcar los puntos de referencia de la escala termométrica Centígrada. A la presión atmosférica de 760 milímetros el agua hierve a temperatura de 100°C y el punto de ebullición se eleva a 374°, que es la temperatura critica a que corresponde la presión de 217,5 atmósferas; en todo caso el calor de vaporización del agua asciende a 539 calorías/gramo a 100°.

Propiedades Químicas del Agua

• Reacciona con los óxidos ácidos
• Reacciona con los óxidos básicos
• Reacciona con los metales
• Reacciona con los no metales
• Se une en las sales formando hidratos
• Los anhídridos u óxidos ácidos reaccionan con el agua y forman ácidos oxácidos.
• Los óxidos de los metales u óxidos básicos reaccionan con el agua para formar hidróxidos. Muchos óxidos no se disuelven en el agua, pero los óxidos de los metales activos se combinan con gran facilidad.
• Algunos metales descomponen el agua en frío y otros lo hacían a temperatura elevada.
• El agua reacciona con los no metales, sobre todo con los halógenos, por ej: Haciendo pasar carbón al rojo sobre el agua se descompone y se forma una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno (gas de agua).
• El agua forma combinaciones complejas con algunas sales, denominándose hidratos.
• En algunos casos los hidratos pierden agua de cristalización cambiando de aspecto, y se dice que son eflorescentes, como le sucede al sulfato cúprico, que cuando está hidratado es de color azul, pero por pérdida de agua se transforma en sulfato cúprico anhidro de color blanco.

La estructura molecular del agua es un dipolo: su constante dieléctrica es muy alta, mayor que para cualquier otro líquido, lo que le confiere la propiedad de disolver cualquier sustancia aunque sea en cantidades extremadamente pequeñas. Ello hace que el agua no sea nunca químicamente pura, llevando siempre diversas sustancias, como gases, sales o grasas, disueltas. El agua es débilmente ionizable, conteniendo siempre algunos iones hidrógeno, dando un pH próximo a 6. La concentración de iones en el agua es muy importante para los organismos.
    El agua es el componente principal de la materia viva. Constituye del 50 al 90% de la masa de los organismos vivos. El protoplasma, que es la materia básica de las células vivas, consiste en una disolución de grasas, carbohidratos, proteínas, sales y otros compuestos químicos similares en agua. El agua actúa como disolvente transportando, combinando y descomponiendo químicamente esas sustancias. La sangre de los animales y la savia de las plantas contienen una gran cantidad de agua, que sirve para transportar los alimentos y desechar el material de desperdicio. El agua desempeña también un papel importante en la descomposición metabólica de moléculas tan esenciales como las proteínas y los carbohidratos. Este proceso, llamado hidrólisis, se produce continuamente en las células vivas.

El agua esta clasificada de acuerdo a su disponibilidad en los seres vivos como:

1.2.2.1. Agua inmovilizada o constitucional.
    Es el agua ligada más tenazmente y forma parte integral de sustancias no acuosas, esta situada en regiones intersticiales de proteínas y macromoléculas.

1.2.2.2. Agua ligada
1.2.2.2.1. Agua vecinal

    Agua que interactua fuertemente con los sitios hidrofílicos específicos de constituyentes no acuosos por asociaciones agua ion y agua-dipolo. En la figura se representa iones positivos y negativos, que se disocian en una solución acuosa, las aguas se acoplan alrededor de cada ión de acuerdo a su polaridad.

1.2.2.2.2. Agua multicapa
    Agua que forma capas adicionales en torno a grupos hidrofílicos de constituyentes no acuosos, como por ejemplo aguas asociadas a las membranas.

1.2.2.3. Agua de la fase masiva
1.2.2.3.1. Agua atrapada
   Constitute la principal fracción del agua de las células, su flujo macroscópico esta limitado por las membranas celulares.
1.2.2.3.2. Agua libre
   Corresponde al agua que se mueve libremente entre las células.

Funciones biológicas del agua

1. Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas
2. Amortiguador térmico
3. Transporte de sustancias
4. Lubricante, amortiguadora del roce entre órganos
5. Favorece la circulación y turgencia
6. Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos
7. Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidrogeniones o hidroxilos al medio.
 

1.2.3. Acidez y pH

    El comportamiento de electrolitos fuertes y electrolitos débiles se explica considerando la extensión de la disociación de las moléculas de soluto en iones. Para los electrolitos débiles, la disociación parcial puede tratarse como un equilibrio químico del siguiente tipo:

MX  ------ M⁺ + X^-     La constante de equilibrio de ionización o disociación (Ki), para este equilibrio entre la molécula de MX y los iones M⁺ y X^- es: Ki = [M⁺][X^-] / [MX]     En disolución acuosa casi todos los solutos participan directamente en equilibrios iónicos, o por lo menos influyen en los mismos. En el agua se establece un equilibrio iónico, incluso en ausencia de solutos. Este equilibrio se debe a la ligera disociación del agua, representada por la siguiente ecuación:
H₂O  ----------- H⁺ + OH^-  La constante de equilibrio de ionización o disociación (Ki), para este equilibrio entre la molécula de H₂O y los iones H⁺ y OH^- es: Ki = [H⁺][OH^-] / [H₂O]     Como la concentración de las moléculas de agua [H₂O] es constante a una temperatura determinada, el denominador de esta expresión puede incorporarse a Ki  en una nueva constante, la constante del producto iónico del agua (Kw): Ki [H₂O]= Kw = [H⁺][OH^-]     Para el agua a 25°C, se encuentra experimentalmente que: [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 moles/litro por lo que
Kw = [H⁺][OH^-] = [10^-7][10^-7] = 10^-14

    Para explicar [H⁺], [OH^-] y  Kw  se utilizan expresiones alternativas que requieren el empleo del logaritmo negativo de la cantidad.
    El pH de una solución acuosa se define como el logaritmo negativo de [H⁺] y es una medida de la concentración de iones hidrógeno. El pOH se define como el logaritmo negativo de [OH^-] y es una medida de la concentración de iones hidroxilo. Con las constantes de equilibrio se relaciona una magnitud pK definida como la capacidad de aceptar o ceder  protones de una sustancia.

pH = -log [H⁺] = log(1/[H⁺])
[H⁺] = 10^-pH = 1/10^pH = antilog (-pH)
pOH = -log [OH^-] = log(1/[OH^-])
[OH-] = 10-p^OH = 1/10^pOH = antilog (-pOH)
pKw = -log [Kw] = log(1/[Kw])
Kw = 10^-pKw = 1/10^pKw = antilog (-pKw)
Se puede deducir que: pKw = pH + pOH = 14

    Cuando el pH de las soluciones es menor de 7 se llaman soluciones ácidas, cuando es mayor de 7 se denominan soluciones básicas y las que tienen pH igual a 7 son soluciones neutras.

    Toda solución en agua posee pH. Con frecuencia es necesario medir el pH en la escala de 0 a 14 para establecer el grado de acidez o basicidad de una solución. El pH se puede medir de tres formas:

• Con el papel Universal que contiene una mezcla de indicadores.
• Con soluciones de indicadores.
• Con un potencíometro (pHmetro).

Las mediciones de pH sirven para:

• Determinar el punto final de reacciones ácido-base empleando una solución de un indicador adecuado cuyo color cambia al completarse la reacción.
• Seguir el curso de una reacción ácido-base y elaborar curvas de pH contra volumen  del valorante.
• Preparar soluciones amortiguadoras de pH definido.

    Los ácidos y bases fuertes están disociados por completo en soluciones acuosas, esto es que la cantidad de hidrogeniones (H⁺) o hidroxilos (OH^-) están en forma libre. 
    No es lo mismo en el caso de los ácidos o bases débiles, por que están disociados sólo parcialmente. 
    Cuando los equivalentes del ácido son iguales a los equivalentes de la base se habla de neutralización. Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia. La medida exacta del cambio del pH en el punto de equivalencia se realiza por el método potenciométrico (pHmetro). 
     La normalidad (N), se define como el número de equivalentes de ácido o de base por litro de solución, conociendo los equivalentes de acido se puede expresar la acidez de una solución de acuerdo a un ácido preseleccionado.

Indicadores de pH.
    Los métodos corrientes, cuya exactitud basta para muchas necesidades del laboratorio práctico, tienen como fundamento el empleo de sustancias indicadoras que varían reversiblemente de color al variar el pH del medio en que están disueltas.
     Los indicadores (In) suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan porque su molécula neutra tiene un color diferente del que da la forma iónica. La fenolftaleina, por ejemplo, se comporta como un ácido débil (HIn) que puede disociarse de la forma siguiente:

HIn + H₂O  -------------  In^- + H⁺
(incoloro)                  (rosado)

    En medio ácido, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, el indicador tiende a consumir los hidrogeniones en exceso, predominando la forma molecular incolora. En medio alcalino, el equilibrio se desplaza hacia la derecha los hidroxilos libres consumen los hidrogeniones, apareciendo la forma coloreada del indicador.
 Aplicando la ley de masas se obtiene que:

  Ki = [H⁺][In^-] / [HIn]
Ki = Constante de disociación aparente del indicador.
 Despejando [H⁺] tenemos que: [H⁺] = Ki [HIn] / [In^-] Tomando logaritmos y multiplicando a ambos lados de la ecuación por -1 obtenemos: -log [H⁺] = -log Ki + (-log [HIn]/[In^-]) Remplazando la anterior ecuación, se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach. pH = pKi + (-log [HIn]/[In^-]) El color producido por la solución indicadora depende de la proporción [HIn]/[In-]. Los diferentes indicadores de pH presentan cada uno pKi y coloraciones específicas. 
A continuación se indican las zonas de viraje de pH y el cambio de color para algunos indicadores de uso común. 
 

Indicador	Zona de viraje	Cambio de color
		Acido	Básico
Azul de timol	1,2 - 2,8	rojo	amarillo
	8,0 - 9,6	amarillo	azul
Azul de bromo fenol	3,0 - 4,6	azul	rojo violáceo
Azul de bromo cresol	3,8 - 5,4	amarillo	azul
Rojo de fenol	6,4 - 8,2	amarillo	rojo
Fenolftaleina	8,2 - 9,2	incoloro	rosado
Tornasol	5,0 - 8,0	rojo	azul
Rojo de metilo	4,4 - 6,2	rojo	anaranjado/amarillo