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-' 
~ 
1-
El agua: 
el medio 
de la vida 
ESQUEMA 
3.1 ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA 
3.2 ENLACES NO COVALENTES 
Interacciones iónicas 
Enlaces de hidrógeno 
Fuerzas de van der Waals 
3.3 PROPIEDADES TÉRMICAS DEL AGUA 
3.4 PROPIEDADES SOLVENTES DEL AGUA 
Moléculas hidrófilas, estructuración del agua 
celular y transiciones sol-gel 
Moléculas hidrófobas y efecto hidrófobo 
las anfipáticas 
, estrés abiótico y solutos compatibles 
ÉTODOS BIOQuíMICOS 
El planeta de agua 
Único entre los 
planetas del sistema 
solar, laTierra es un 
mundo oceánico. Las 
propiedades del agua hacen 
posible la vida sobre la Tierra. 
73 
74 CAPíTULO TRES El agua: el medio de la vida 
H 
H 
FIGURA 3 .1 
Estructura tetraédrica del agua 
En el agua, dos de los cuatro orbitales Sp3 
del oxígeno están ocupados por dos pares 
solitarios de electrones. Cada lIllO de los otros 
dos orbitales Sp3 semillenos se llena con la 
adición de un electrón del hidrógeno. 
Sinopsis 
• 
LA TIERRA ES SINGULAR ENTRE LOS PLANETAS DE NUESTRO SISTEMA SOLAR 
PRINCIPALMENTE DEBIDO A SUS ENORMES OCÉANOS DE AGUA. FORMADA DURANTE 
miles de millones de años, el agua se produjo a través de interacciones a 
temperatura elevada entre los hidrocarburos atmosféricos y los silicatos y los 
óxidos de hieno del manto ten·áqueo. La humedad alcanzó la superficie del planeta 
como vapor emitido durante las erupciones volcánicas. Los océanos se formaron al 
condensarse el vapor y volver de nuevo a la Tierra en forma de lluvia. La primera 
lluvia pudo haber durado más de 60 000 años. 
Durante millones de años, el agua ha afectado de forma significativa a nuestro 
planeta. Al caer como lluvia o fluyendo en los ríos, el agua ha erosionado las rocas 
más duras y ha transformado montañas y continentes. Muchos científicos creen 
en la actualidad que la vida surgió en un caldo primigenio de arcilla yagua. Es 
posible que charcas someras de arcilla promuevan la síntesis de macromoléculas y 
la acumulación de las estructuras fundamentales de la vida. La vida no surgió por 
accidente unida al agua, dado que esta sustancia posee varias propiedades poco 
habituales que la hacen muy adecuada para ser el medio de la vida. Entre éstas se 
encuentran sus cualidades térmicas y sus características solventes poco comunes. 
Las propiedades del agua están relacionadas de forma directa con su estructura 
molecular. 
. p or qué el agua es tan fundamental para la vida? Desde hace mucho 
) tiempo se reconocen su estabilidad química, sus notables propiedades 
L como solvente y su participación como reactivo bioquíDÚco. Lo que 
no se ha apreciado en gran medida es la función crucial de la hidratación (la in-
teracción no covalente de las moléculas de agua con los solutos) en la arquitectu-
ra, la estabilidad y la dinámica funcional de macro moléculas como las proteínas 
y los ácidos nucleicos. Ahora se sabe que el agua es un componente indispensable 
de procesos biológicos tan diversos como el plegamiento de proteínas y el recono-
cimiento biomolecular en mecanismos de transducción de señales, el autoensam-
ble de estructuras supramoleculares como los ribosomas, y la expresión génica. 
A fin de entender cuán esencial es el agua para los procesos de la vida es necesario 
revisar su estructura molecular y las propiedades físicas y químicas que resultan de 
esta estructura. 
3.1 ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA 
La molécula de agua (H20) está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxí-
geno. El agua tiene una geometría tetraédrica debido a que su átomo de oxígeno tiene 
una hibridación Sp3. En el centro del tetraedro se encuentra el átomo de oxígeno. 
Dos de las esquinas están ocupadas por átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales 
está unido al átomo de oxígeno por un enlace covalente sencillo (Fig. 3.1). Las otras 
dos esquinas están ocupadas por los pares de electrones sin compartir el oxígeno. El 
oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno (Le., el oxígeno tiene una capacidad 
mayor para atraer electrones cuando está unido al hidrógeno). Como consecuencia, 
el átomo de oxígeno más grande lleva una carga negativa parcial (0- ) y cada uno de 
los dos átomos de hidrógeno lleva una carga positiva parcial (0+) (Fig. 3.2). La distri-
. bución electrónica de los enlaces oxígeno-hidrógeno se desplaza hacia el oxígeno y, 
por lo tanto, el enlace es polar. Si las moléculas de agua fueran lineales, como las del 
dióxido de carbono (O =C=O), las polaridades de los enlaces se equilibrarían entre 
sí y el agua sería no polar. Sin embargo, las moléculas de agua están dobladas con un 
ángulo de enlace de 104.5°, un poco menor que el ángulo de un tetraedro simétrico, 
6-
FIGURA 3 .2 
Cargas de-una molécula de agua 
Los dos átomos de hidrógeno de cada 
molécula llevan cargas positivas parciales. 
El átomo de oxígeno lleva una carga 
negativa parcial. 
o+~o-
0+4 :'-0-
o+4iDo-
FIGURA 3 .3 
Modelo espacial de una molécula 
de agua 
Debido a que la molécula de agua tiene 
. una geometría plegada, la distribución 
de la carga dentro de la molécula es 
asimétrica. El agua es por tanto polar. 
+ 
o+4iD o-
de 109°. Esto se debe a que los electrones del par solitario ocupan más espacio que 
los pares de electrones de los enlaces O-H (Fig. 3.3). 
Moléculas como el agua, en las que la carga está separada, se denominan dipolos. 
Cuando los dipolos moleculares se encuentran en un campo eléctrico, se orientan a sí 
mismos en dirección opuesta a la del campo (Fig. 3.4). 
Dada la gran diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el oxígeno, los 
hidrógenos con deficiencia de electrones de una molécula de agua son atraídos hacia 
el par de electrones sin compartir de otra molécula de agua. (Los hidrógenos unidos 
al nitrógeno y al flúor se comportan de la misma manera.) En esta interacción, llama-
da enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno (Fig. 3.5), el hidrógeno es compar-
tido de manera desigual por los dos centros electronegativos: núcleos de oxígeno en 
el caso de un par de moléculas de agua. El enlace tiene tanto carácter electrostático 
(iónico) como covalente. Las interacciones electrostáticas ocurren entre dos car-
gas cualquiera, parciales opuestas (moléculas polares) o cargas completas opuestas 
(iones o moléculas con carga). Los enlaces covalentes implican la distribución com-
partida de electrones con superposición o mezcla de orbitales. El carácter covalente 
Confiere direccionalidad al enlace o interacción, en contraste con el campo de fuerza 
esférico uniforme que se observa alrededor de un ion. 
3.1 Estructura molecular del agua 75 
FIGURA 3.4 
Dipolos moleculares en un campo eléctrico 
Cuando se colocan moléculas polares entre 
placas cargadas, éstas se alinean de forma 
opuesta al campo. 
H 
FIGURA 3 .5 
Enlace de hidrógeno 
Un enlace de hidrógeno se forma cuando los 
átomos electronegativos de oxígeno de dos 
moléculas de agua compiten por el mismo 
átomo de hidrógeno, deficiente en electrones. 
El enlace de hidrógeno se representa mediante 
líneas paralelas cortas , que indican el carácter 
covalente débil y la direccionalidad del enlace. 
76 CAPíTULO TRES Elagua : e l mediodela vida 
H H 
'-.....0/ 
H 
I 
. 0 
H··' : ""-H . H / : ' . / 
O H ' 0 
I I I 
H 0",,- H 
H 
FIGURA 3 .6 
Agregado tetraédrico de moléculas de agua 
En el agua, cada molécula puede formar 
enlaces de hidrógeno con otras cuatro 
moléculas de agua. 
3.2 ENLACES NO COVALENTES 
Las interacciones no covalentes son por lo general electrostáticas; es decir, se producen 
entre el núcleo positivo de un átomo y las nubes electrónicas negativas de otro átomo 
cercano. A diferencia de los enlaces covalentes más fuertes, las interacciones no cova-
lentes individuales son relativamente débiles y, por lo tanto, se rompen con facilidad 
(Cuadro 3.1). No obstante, desempeñan una función vital puesto que determinan las 
propiedades químicas y físicas del agua, y la estructura y la función de las biomolé-
culas debido a que el efecto acumulativo de muchasinteracciones débiles puede ser 
considerable. Un gran número de interacciones no covalentes estabilizan las macro-
moléculas y las estructuras supramoleculares, mientras que la capacidad de estos en-
laces para formarse y romperse con rapidez dota a las biomoléculas de la flexibilidad 
requerida para que se produzca el flujo rápido de infollnación que tiene lugar en los 
procesos vitales dinámicos. En los seres vivos, las interacciones no covalentes más' 
importantes son las iónicas, las fuerzas de van der Waals y los enlaces de hidrógeno. 
Interacciones iónicas 
Las interacciones iónicas que ocurren entre átomos o grupos cargados no son dirigi-
das (Le., suceden de manera uniforme en el espacio alrededor del centro de la carga). 
Los iones de carga opuesta, como el sodio (Na+) y el cloruro (Cl-), se atraen. Por otra 
parte, los iones con cargas similares, como el Na+ y el K+ (potasio) se repelen. En las 
proteínas, determinadas cadenas laterales de los aminoácidos contienen grupos ioni-
zables. Por ejemplo, la cadena lateral del aminoácido ácido glutámico se ioniza a pH 
fisiológico de la siguiente forma: -CH2CH2COO- . La cadena lateral del aminoácido 
lisina (-CH2CH2C~CH2-NH2) a pH fisiológico se ioniza de la siguiente manera: 
-CH2CHF~CH2-NH;' La atracción de las cadenas laterales de los aminoácidos 
cargados de forma positiva y negativa fonna puentes salinos (-COO-+H
3
N-) y 
las fuerzas de repulsión creadas cuando las especies cargadas de forma semejante se 
aproximan son una característica importante de muchos procesos biológicos, como el 
plegamiento de las proteínas, la catálisis enzimática y el reconocimiento molecular. 
Debe observarse que con poca frecuencia se forman puentes salinos estables entre las 
biomoléculas en presencia de agua, debido a que se prefiere la hidratación de los iones 
y la atracción entre las biomoléculas disminuye de forma significativa. La mayoría 
de los puentes salinos de las biomoléculas se produce en depresiones relativamente 
exentas de agua o en las interfaces de las biomoléculas donde el agua está excluida. 
Enlaces de hidrógeno 
Los enlaces covalentes entre el hidrógeno y el oxígeno o el nitrógeno son tan pola-
res que el núcleo de hidrógeno es atraído con debilidad hacia el par de e lectrones 
solitario de un oxígeno o de un nitrógeno de una molécula vecina. En la molécula 
de agua, cada par de electrones sin compartir del oxígeno puede formar un enla-
ce de hidrógeno con moléculas de agua cercanas (Fig . 3.6). Debido a que este en-
lace es covalente de forma parcial, la fuerza de atracción tiene direccionalidad. La 
atracción máxima ocurre cuando los dos enlaces O-H de las moléculas de agua par-
ticipantes son colineales. Los "enlaces" intermoleculares resultantes actúan como 
puentes entre las moléculas de agua. Ningún enlace de hidrógeno es especialmen-
te fuerte (alrededor de 20 kJ/mol) cuando se compara con los enlaces covalentes 
CUADRO 3 .1 Fuerzas de enlaces comunes en los seres vivos* 
Fuerza de enlace 
Tipo de enlace 
Covalente 
No covalente 
Interacciones iónicas t 
Fuerzas de van del' Waals 
Mixto: enlaces de hidrógeno 
kcal/mol 
> 50 
1- 20 
< 1-2.7 
3- 7 
'" La fuerza real varía de forma con ~ ide rablc con la identidad de las especies que interaclúan. 
t i cal = 4. 184 J. 
kJ/mol* 
> 210 
4- 80 
< 4-11.3 
12- 29 
(p. ej., 393 kJ/mol para los enlaces N-H y 460 kJ/mol para los enlaces O-H). Sin em-
bargo, cuando puede formarse un gran número de enlaces de hidrógeno intermolecu lares 
(p. ej., en los estados líquido y sólido del agua), las moléculas implicadas se convierten 
en agregados tridimensionales, grandes y dinámicos. En el agua, la cantidad sustan-
cial de energía necesaría para romper estos agregados explica los valores altos de su 
punto de ebullición y de fusión, de su calor de vaporización y de su capacidad calorí-
fica. Otras propiedades del agua, como la tensión superficial y la viscosidad, se deben 
también, a su capacidad para formar un gran número de enlaces de hidrógeno. 
Fuerzas de van der Waals 
Las fuerzas de van der Waals son interacciones electrostáticas débiles de forma re-
lativa. Se producen entre dipolos neutrales permanentes y/o inducidos. Pueden ser de 
atracción o repulsión, dependiendo de la distancia entre los átomos o los grupos impli-
cados. La atracción entre las moléculas es mayor a una distancia denominada radio de 
van der Waals. Si se acercan más, se produce una fuerza de repulsión. La magnitud de 
las fuerzas de van der Waals depende de la facilidad de polarización del átomo. Los áto-
moS electronegativos con pares de electrones sin compartir se poi atizan con facilidad. 
Cuanto mayor sea la diferencia de electro negatividad entre dos átomos, mayor será la 
polaridad del enlace. Hay tres tipos de fuerzas de van del' Waals: 
1. Interacciones dipolo-dipolo. Estas fuerzas, que se producen entre moléculas 
que contienen átomos electronegativos, hacen que las moléculas se orienten a 
sí mismas de tal forma que el extremo positivo de una molécula se dirige hacia 
el extremo negativo de otra (Fig. 3.7a). Los enlaces de hidrógeno son un tipo 
especialmente fuerte de interacción dipolo-dipolo. 
2. Interacciones dipolo-dipolo inducido. Un dipolo permanente induce un di-
polo transitorio en una molécula cercana al distorsionar su distribución elec-
trónica (Fig. 3.7b). Por ejemplo, una molécula que contiene un carbonilo es 
atraída con debilidad hacia un anillo aromático debido a la capacidad del dipo-
lo permanente del grupo carbonilo de deslocalizar (desplazar) los electrones 
de la nube de electrones 7T del anillo aromático. Las interacciones dipolo-di-
polo inducido son más débiles que las interacciones dipolo-dipolo. 
3. Interacciones dipolo inducido-dipolo inducido. El movimiento de los elec-
trones en las moléculas no polares cercanas da lugar a un desequilibrio de carga 
transitorio en las moléculas adyacentes (Fig. 3.7c). Un dipolo transitorio en 
una molécula polat'iza los electrones de una molécula vecina. Esta interacción 
atractiva que se denomina fuerza de dispersión de London, es demasiado 
débil. El apilamiento de los anillos de las bases en una molécula de DNA, un 
ejemplo clásico de este tipo de interacción, es posible debido a la capacidad 
de los electrones 7T laxamente retenidos de distribuirse de manera desigual por 
arriba y por abajo de anillos paralelos dispuestos en estrecha cercanía. Aunque 
son débiles de forma individual, estas interacciones que se extienden por toda 
la longitud de la molécula de DNA proporcionan una estabilidad significativa. 
+ 
0+ 
(a) Interacciones dipolo-dipolo 
(b) Interacciones dipolo-dipolo inducido 
(e) Interacciones dipolo inducido-dipolo inducido 
3.2 En lace no covalente 77 
CONCEPTOS CLAVE 
• Los enlaces no covalentes (i. e., las 
interacc iones iónicas y las fuerzas de 
van del' Waals) son importantes en la 
determinac ión de las propiedades físi cas y 
químicas de los sistemas vivos. 
• Los en laces de hidrógeno, con carácter 
dipolo-dipolo y covalente, tienen un 
cometido crítico en las propiedades del agua 
y su lugar en la estructu ra y en la activ idad 
de las célul as. 
FIGURA 3 .7 
Interacciones dipolares 
Ex isten tres tipos de interacciones electrostá-
ticas que im plican dipolos: (a) interacc iones 
dipo lo-dipo lo, (b) interacciones dipolo-dipolo 
inducido. y (c) interacc iones dipolo inducido-
dipolo inducido. La Facilidad relativa con la que 
responden los elec trones a un campo e léctrico 
determina la magnitud de las Fuerzas de van del' 
Waals. Las interacciones dipolo-di-
polo son las más fuel1es y las interacciones 
dipolo inducido-dipolo inducido las más 
débiles. 
78 CAPíTULO TRES Elagua:elmediodelavida 
FIGURA 3 .8 
Enlaces de hidrógeno entre moléculas 
de agua en el hielo 
Los enlaces de hidrógeno en el hielo producen 
una estructura muy abierta. El hielo es menos 
denso que el agua en su estado líquido. 
3.3 PROPIEDADES TÉRMICAS DEL AGUA 
Quizá la propiedad más singular del aguasea que es un líquido a temperatura ambien-
tal. Si se compara el agua con moléculas relacionadas de peso molecular semejante, 
queda claro que los puntos de fusión y de ebullición del agua son excepcionalmente 
elevados (Cuadro 3.2). Si el agua siguiera el patrón de compuestos como el sulfuro 
de hidrógeno, se fundiría a -100°C y herviría a -91°C. En estas condiciones, la 
mayoría del agua de la Tierra sería vapor y la vida sería improbable. Sin embargo, 
el agua en realidad se funde a O°C y se hierve a + IOO°e. Por consiguiente, es un 
líquido en la mayor parte del intervalo de temperaturas que se encuentran de forma 
habitual sobre la superficie de la Tierra. Los enlaces de hidrógeno son causales de 
este comportamiento anómalo. 
Cada molécula de agua puede formar enlaces de hidrógeno con otras cuatro mo-
léculas de agua. Cada una de estas últimas puede formar enlaces de hidrógeno con 
otras moléculas de agua. El número máximo de enlaces de hidrógeno se forma cuan-
do el agua se congela y se convierte en hielo (Fig. 3.8). Para romper estos enlaces 
se requiere energía. Cuando se calienta el hielo hasta su punto de fusión, se rompe 
aproximadamente e115% de los enlaces de hidrógeno. La energía requerida para fun-
dir el hielo (calor de fusión) es mucho mayor que lo esperado (Cuadro 3.3). El agua 
líquida está formada por agrupaciones de moléculas análogas al hielo cuyos enlaces 
de hidrógeno se están rompiendo y formando de manera continua. Al aumentar la 
temperatura, el movimiento y las vibraciones de las moléculas de agua se aceleran 
y se rompen otros enlaces de hidrógeno. Cuando se alcanza el punto de ebullición, 
las moléculas de agua se liberan una de la otra y se vaporizan. Además de la energía 
absorbida al aumentar la agitación molecular, una cantidad significativa de ener-
gía se disipa por la rápida vibración de los hidrógenos compartidos hacia atrás y 
hacia adelante entre los átomos de oxígeno. 
CUADRO 3 .2 Puntos de fusión y de ebullición del agua y de otros tres 
compuestos del grupo VI que contienen hidrógeno 
Peso Punto de Punto de 
Nombre Fórmula molecular (D)* fusión (oC) ebullición (oC) 
Agua HP 18 O 100 
Sulfuro de hidrógeno H
2
S 34 -85.5 -60.7 
Selenuro de hidrógeno H2Se 81 -50.4 -41.5 
Telururo de hidrógeno H2Te 129.6 -49 -2 
* I daltan (D) = I unidad de masa atómica (amu). 
~=o 
Q =H 
CUADRO 3 .3 Calor de fusión del agua y de otros dos compuestos 
del grupo VI que contienen hidrógeno 
Peso Calor de 
Nombre Fórmula molecular (D)* fusión* cal/g J/g 
Agua HP 18 80 335 
Sulfuro de hidrógeno H2S 34 16.7 69.9 
Selenuro de hidrógeno H2Se 81 7.4 31 
* El calor de fu sión es la cantidad de calor que se requiere para cambiar I g de un sólido en un líquido a su punto de 
fusión. 1 cal = 4. 184 J. 
Una consecuencia del calor de vaporización (la energía que se requiere para eva-
porar un mol de un líquido bajo la presión de una atmósfera) y de la capacidad 
calorífica (la energía que debe añadirse o eliminarse para cambiar la temperatura un 
grado Celsius) elevados del agua es que ésta actúa como un modulador eficaz de la 
temperatura climática. El agua también tiene una función importante en la regulación 
térmica de los seres vivos. La elevada capacidad calOlífica del agua, junto con su ele-
vado contenido en la mayoría de los organismos (entre el 50 y el 95%, dependiendo 
de la especie), ayuda a mantener la temperatura interna del organismo. La evapo-
ración del agua se utiliza como un mecanismo de enfriamiento, dado que permite 
pérdidas elevadas de calor. Por ejemplo, un ser humano adulto puede eliminar hasta 
1200 g de agua cada día en el aire expirado, en el sudor y en la orina. La pérdida 
de calor asociada puede representar cerca del 20% del calor total generado por los 
procesos metabólicos. 
El agua (H20), el amoniaco (NH3) y el metano (CH4) tienen más o menos el mismo 
peso molecular: 18, 17 Y 16 g/mol , respectivamente. Aunque todas estas moléculas 
tienen estructura tetraédrica, difieren mucho en sus propiedades físicas. Por ejemplo, 
el calor de fusión disminuye un poco del agua (6.01 kJ/mol) al amoniaco (5 .66 kJ/ 
mol) y en grado significativo del agua al metano (0.94 kJ/mol). Trácese la estructura 
de estas moléculas y explíquese la diferencia de propiedades con base en el conoci-
miento adquirido sobre los enlaces de hidrógeno en el estado sólido. Si fuera posible 
generar NH
3 
sólido (punto de fusión de -97.8°C), ¿se esperaría que fuera más o me-
nos denso que el amoniaco líquido? 
3.4 PROPIEDADES SOLVENTES DEL AGUA 
El agua es el solvente biológico ideal. Disuelve con facilidad una gran diversidad 
de constituyentes de los seres vivos. Entre los ejemplos se incluyen los iones (p. 
ej., Na+, K+ Y Cl-), los azúcares y muchos de los aminoácidos. Su incapacidad 
para disolver otras sustancias, como los lípidos y determinados aminoácidos, hace 
posible la existencia de las estructuras supramoleculares (p. ej. , las membranas) y de 
numerosos procesos bioquímicos (p. ej. , el plegamiento proteico). En esta sección se 
describe el comportamiento en el agua de las sustancias hidrófilas y el de las hidrófo-
bas. Tras esta discusión se hace una revisión breve de la presión osmótica, una de las 
propiedades coligativas del agua. Éstas son propiedades físicas que se ven afectadas, 
no por la estructura específica de los solutos disueltos sino por su número. 
Moléculas hidrófilas, estructuración 
del agua celular y transiciones sol-gel 
La estructura dipolar del agua y su capacidad para formar enlaces de hidrógeno con 
átomos electronegativos le permiten disolver sustancias iónicas y polares. Las sales, 
~omo el cloruro de sodio (NaCI), están unidas mediante fuerzas iónicas. Un aspecto 
Importante de todas las interacciones iónicas en solución acuosa es la hidratación de 
3.4 Propiedades solventes del agua 79 
_CO_N_C_E_PT_O--,-S--,C-,--LA_V--,-E __ Or" ~ ~>-
• El enlace de hidrógeno es causal de los 
puntos de congelación y de ebullic ión 
inusual mente elevados del agua. 
• Debido a que el agua posee una capacidad 
calorífica elevada, puede absorber y liberar 
calor con lentitud. El agua desempeña un 
papel importante en la regulación del calor 
en los seres vivos. 
SO CAPíTULO TRES Elagua:elmediodela vida 
FIGURA 3 .9 
los iones. Dado que las moléculas de agua son polares, experimentan atracción hacia 
aquellos iones cargados, como el Na+ y el CI- . Los caparazones de las moléculas 
de agua, denominados esferas de solvatación, se agrupan alrededor de los iones 
positivos y de los negativos (Fig. 3.9). El tamaño de la esfera de solvatación depende 
de la densidad de carga del ion (Le., tamaño de la carga por unidad de volumen). Al 
hidratarse los iones, se reduce la fuerza de atracción entre ellos y la especie cargada 
se disuelve en el agua. También se disuelven en agua las moléculas orgánicas con 
grupos ionizables y muchas moléculas orgánicas neutras con grupos funcionales po-
lares, en particular por la capacidad para formar enlaces de hidrógeno del solvente. 
Dichas asociaciones se forman entre el agua y los grupos carbonilo de los aldehídos 
y de las cetonas, y los grupos hidroxilo de los alcoholes. La constante dieléctrica se-
ñala la capacidad de un solvente para reducir la atracción electrostática entre las car-
gas. El agua, que suele denominarse el solvente universal debido a la gran variedad 
de sustancias iónicas y moléculas polares que puede disolver, posee una constante 
dieléctrica muy elevada. 
AGUA ESTRUCTURADA Mediante sofisticadas tecnologías espectroscópicas, 
que miden la absorción electromagnética de las moléculas, se ha descubierto que 
la disposición de las moléculas de agua en los seres vivos es peculiar. Si bien esta 
agua se encuentra en forma líquida, la mayor parte de tales moléculas no están en el 
estado de "masa de agua" (Le., no fluye libremente). En un momento dado, la mayor 
parte de los miles de millones de moléculas de agua de una célula se vinculan de manera 
no covalente con las macromoléculas ycon las superficies de membrana en todo su 
interior densamente abarrotado. Por ejemplo, las superficies de las proteínas están 
tachonadas de cargas positivas, cargas negativas y grupos funcionales polares. Las 
moléculas de agua dipolares forman con facilidad enlaces de hidrógeno con tales es-
pecies (Fig. 3. 10). Recuérdese que las moléculas de agua son tetraédricas y que cada 
una puede formar enlaces de hidrógeno con otras cuatro moléculas de agua. Por esta 
razón, una capa individual de moléculas de H20 atrae otras moléculas análogas y se 
forma una red tridimensional ampliada de moléculas de agua. En células hacinadas, 
numerosas capas de agua cubren el espacio entre macromoléculas adyacentes. Ade-
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l ,(tV .~;~.Hi 
~J "'\ '\ 
Ij.: 
I-j) fió' 
~H¡ ~,~ 
Esferas de solvatación de las moléculas de agua a lrededor de los iones Na+ y CI-
Cuando se disuel ve en agua un compuesto iónico como el NaCl, sus iones se separan debido a que las moléculas polares 
de agua atraen a los iones con mayor fuerza de la que éstos se atraen entre sí. En realidad, la esfera de solvatación del 
Na+ tiene cuatro veces el volumen de la propia del CI - debido a la mayor densidad de carga del ion sodio (la misma carga 
unitaria di stribuida en un volumen menor). 
(a) 
(b) 
más, las moléculas de agua en estas capas, denominadas en conjunto agua estructu-
rada, están en movimiento perpetuo y se reconfiguran de manera constante. Se inter-
cambian con moléculas de la masa de agua, muy lejos de la superficie de la proteína, 
en escalas de tiempo que van de los femtosegundos (10- 15 s) hasta los picosegundos 
(10- 12 s). El ritmo del intercambio de una molécula de agua individual depende de 
cuán restringido esté el movimicnto. En otras palabras, cuanto más cerca esté una 
molécula de agua de una superficie polar, tanto más lento será su movimiento. La 
dinámica del agua estructurada contribuye a la estabilidad estructural de macromo-
léculas cqmo las proteínas, mientras facilita de manera simultánea la flexibilidad 
necesaria para el funcionamiento. 
TRANSICIONES SOL-GEL El citoplasma, como cualquier material basado en 
agua que contenga polímeros, tiene las propiedades de un gel. Éste es una mezcla 
coloidal; en el caso de las células, consiste en biopolímeros con superficies polares 
vinculadas con agua adsorbida. La gelatina es un ejemplo bien conocido de un gel 
con fibras de la proteína colágena suspendidas e hidratadas en una gran cantidad de 
agua. Las capas de solvatación altamente estructuradas en una matl;z de proteínas 
proporcionan las propiedades viscoelásticas que se atribuyen a la gelatina para con-
sumo humano. La estabilidad de un gel depende en gran medida de la longitud del 
polímero, de sus enlaces cruzados y también de la continuidad del agua adsorbida. 
La libertad de los solutos de moverse dentro de esta malla o matriz de gel varía con la 
disposición trabecular de los polímeros proteínicos. Si se realizan orificios en gelati-
na solidificada contenida en una caja de Pe tri y se vierte en los orificios una solución 
de iones inorgánicos, éstos migrarán dentro del gel con velocidades dependientes de 
su tamaño y de su grado de hidratación. Es posible observar los resultados de este 
efecto de cribado en unos cuantos minutos. Además, el agua de solvatación de la 
superficie de la gelatina (polímeros de colágeno) para todos los fines prácticos está 
fija en su posición; es decir, la difusión es limitada. 
Cambios de temperatura (y por tanto del movimiento molecular), de la arqui-
tectura de la matriz y la inclusión de solutos pueden causar una transición de gel a 
"sol" o líquido. Las células se comportan de modo similar debido a las superficies de 
solvatación muy estructuradas de las proteínas poliméIicas. Las transiciones de gel a sol 
(de mayor a menor solidez) contribuyen con muchos aspectos del funcionamiento 
celular, en especial en el movimiento. Estas transiciones son causadas por la poli me-
3.4 Propiedades solventes del agua B 1 
FIGURA 3 .10 
Representación esquemática del agua 
estructurada 
Las superficies polares de las macromoléculas 
atraen moléculas de agua: (a) segmento corto 
de la superficie de una macromolécula polar 
con una sola capa de agua, la cual atrae más 
molécu las de agua que forman una mall a 
ex tendida (b). 
S 2 CA P íTU LO TR E S El agua: el medio de la vida 
FIG URA 3. 11 
Movimiento ameboide y transiciones sol-gel 
La célula avanza debido a la coordinación de 
las transiciones sol-gel en la corteza celular 
(ectoplasma) y en el citoplasma del interior 
(endoplasma). Una fuerza contráctil en la parte 
posterior de la célula comprime el endoplasma 
fluido y lo impulsa hacia adelante. 
H H O 
1 1 11 
rización reversible de la actina G para formar actina F, y la formación subsiguiente 
de enlaces cruzados entre los filamentos de actina. Estas transiciones son reguladas 
con cautela por mecanismos de transducción de señales que influyen en las concen-
traciones y en el funcionamiento del llamado grupo de las proteínas de unión a la 
actina. Varias de éstas pueden inhibir la polimerización, o bien inducir la formación 
de enlaces cruzados entre filamentos de actina o cortarlos. 
El movimiento ameboide proporciona un ejemplo de la naturaleza altamente regu-
lada de las transiciones sol-gel y de las fuerzas que tales transformaciones crean. La 
principal característica del movimiento ameboide es la protrusión de una extensión 
celular llamada seudópodo (Fig. 3.11). El seudópodo se proyecta debido a que los 
filamentos de actina en polimerización que se encuentran en la corteza celular de esta 
parte aislada de la célula experimentan la formación adicional de enlaces cruzados 
(una transición de sol a gel). La expansión del ectoplasma (la capa externa gelatinosa 
del citoplasma adyacente a la membrana plasmática), combinada con una elongación 
neta de los filamentos de actina, empuja hacia adelante el borde más externo. Pronto 
el seudópodo recién elongado se fija a una superficie (p. ej., una matriz extracelular 
o una caja de cultivo). Una vez que esto ha ocurrido, los filamentos de actina en el 
interior de la célula (el endoplasma) se despolimerizan, con lo que ocurre una tran-
sición de gel a sol. De manera simultánea, una fuerza contráctil creada por la unión 
de filamentos de actina a miosina (una proteína motora) en el extremo rezagado de la 
célula comprime el endoplasma que fluye libremente, con lo cual crea una corriente 
que se dirige hacia el seudópodo. 
Corteza (citoplasma externo) :~ .'-
gel con red de actina d~~~ 
Citoplasma interno: sol con ~¿. : .. ';".:J / 1~ 
subunidades de actina ~~. : '/' ;;¡:' .. ~~ 
. . ----: .~.:.~-<..:~~~.~ ... ' ~+i::' A 
Seudopodo en v/: /' ~ ... . . : ",::,~ . . . ~~ . ..:....... ... 
t .• . . . --- ---. . - . fiJ5/" ex enslon /.:. '. . -;-:. ' . ' . . ;----.. . . ' . .:.:-- '.;.. . . . ~ . . . ~ . : --::. :. '\ 
'.' ~ " " I 
Las proteínas son polímeros de aminoácidos. La formación de enlaces no covalentes 
es importante para la determinación de las estructuras tridimensionales de las proteí-
nas. Las interacciones no covalentes, indicadas aquí con rectángulos sombreados, son 
típicas de las uniones que ocurren entre las cadenas laterales de los aminoácidos. 
H H O 
1 1 11 
O H H 
11 1 1 
~N-C-C~ ~N-C-C~ ~C-C-N 
1 
(CH2)4 
1 
+NH3 
0-
1 
C=O 
1 
H CH2 O 
1 1 11 
1 
CH2 
1 
C-NH ' 
11 2 
O-
H 
1 
O 1_-....1 
CH2 
1 
1 
5 
CHa CH3 
'-..::: CH/ 
1 
~N-C-C~ ~N-C-C~ 
1 1 11 
~N-C-C~ 
1 1 11 
1 
H H H O H H O 
I 
¿Qué enlace no covalente es el principal causal de las interacciones indicadas en la 
figura? 
El colágeno, una larga proteína fibrosa, combinado con otras moléculas, forma un 
material parecido a un gel de los componentes del cuerpo que absorben impactos (p. 
ej., en los tendones y los ligamentos). Explíquese el cometido del agua estructurada 
en la función de estos tejidos. [Sugerencia: El agua es una sustancia incompresible.] 
Moléculas hidrófobas y efecto hidrófoboCuando se mezclan con agua, se excluyen de su red de solvatación pequeñas cantida-
des de sustancias no polares; es decir, se juntan en pequeños aglomerados. Este pro-
ceso se denomina efecto hidrófobo. Las moléculas hidrófobas ("con aversión por el 
agua"), como los hidrocarburos, son virtualmente insolubles en agua. Su asociación 
en gotas pequeñas (o, en cantidades grandes, en una capa separada) es consecuencia 
de las propiedades solventes del agua, no de la atracción relativamente débil entre las 
moléculas no polares que se asocian. Cuando en un ambiente at-uoso ingresan mo-
léculas no polares, las moléculas de agua se organizan en una estructura con forma 
de jaula que empuja la región hidrófoba contra sí misma (un proceso de partición o 
exclusión). La fase hidrófoba excluida es estabilizada a fin de cuentas por interaccio-
nes de van der Waals entre regiones no polares en estrecha proximidad entre sí (Fig. 
3.12). La estructura de la jaula de agua, o clatrato, se estabiliza cuando la exposición 
del material hidrófobo al agua se reduce al mínimo. El efecto hidrófobo es causal de 
la generación de membranas lipídicas estables y contribuye a la fidelidad del plega-
miento de las proteínas. 
Moléculas anfipáticas 
Un gran número de biomoléculas denominadas antipáticas contienen grupos polares 
y no polares. Esta propiedad afecta de forma significativa su comportamiento en el 
agua. Por ejemplo, los ácidos grasos ionizados son moléculas anfipáticas debido a 
que contienen grupos carboxilato hidrófilos y grupos hidrocarbonados hidrófobos. 
Cuando se mezclan con el agua, las moléculas anfipáticas forman estructuras de-
nominadas micelas (Fig. 3.13). En las micelas, las especies cargadas (los grupos 
carboxilato), denominadas cabezas polares, se orientan a sí mismas de tal forma 
que hacen contacto con el agua. Las "colas" hidrocarbonadas no polares quedan 
secuestradas en el interior hidrófobo. La tendencia de las biomoléculas anfipáticas 
F IGU RA 3 . 12 
Efecto hidrófobo 
Cuando se mezclan moléculas no polares yagua, se forma una jaula organizada de moléculas de agua 
con enlaces de hidrógeno, para minimizar la exposición a la sustancia hidrófoba. Las moléculas no 
polares, cuando se encuentran próximas, se atraen entre sí por las fuerzas de van del' Waals. No obstante, 
la fuerza impulsora de la formación de la jaula y la exc lusión de la sustancia hidrófoba es la fuerte 
tendencia de las moléculas de agua a formar enlaces de hidrógeno entre sí. Las moléculas no polares son 
excluidas porque no pueden formar enlaces de hidrógeno. 
3.4 Propiedades solventes del agua B 3 
.-:..:CO::..:N.::.::C=E::..-PT:..::O:..=S-=C=LA-=.::V:..=E __ €)?' '' '> 
• La estructura dipolar del agua y su capacidad 
para formar enlaces de hidrógeno capacitan 
al agua para disolver muchas sustancias 
ión icas y polares. 
• Las moléculas no polares no pueden formar 
enlaces de hidrógeno con el agua y son 
exclu idas mediante la formación de 
c1au·ato. 
• Las moléculas anfipáticas, como las sales 
de los ácidos grasos , se reordenan de forma 
espontánea en el agua para formar micelas. 
84 CAPíTULO TRES Elagua:elmediode la vida 
FIGURA 3. 1 3 
Formación de micelas 
Las cabezas polares de las moléculas 
antipáticas se orientan a sí mismas de forma 
que entran en contacto con las moléculas de 
agua. Las colas no polares se agregan en el 
centro, lejos del agua. 
Cabeza polar Cola no polar 
a reagruparse de forma espontánea en el agua es una característica importante de 
numerosos componentes celulares. Por ejemplo, un grupo de moléculas de fosfolí-
pidas formadoras de bicapas es la característica estructural básica de las membranas 
biológicas (véase el Capítulo 11). 
Presión osmótica 
Ósmosis es el pasaje espontáneo de moléculas de solvente a través de una membrana 
semipermeable que separa una solución con menor concentración de sol uta de una 
solución con mayor concentración de éste último. Los poros de la membrana tienen 
el tamaño suficiente para permitir el paso de las moléculas de solvente en ambas di-
recciones, pero son demasiado estrechos para que pasen las moléculas de soluto (de 
mayores dimensiones) o los iones. En la Figura 3.14 se explica el movimiento de un 
solvente a través de una membrana. Al comenzar el proceso, hay menos moléculas 
de agua en el lado de la membrana con la concentración elevada de soluto. Con el 
tiempo, más agua se desplaza desde el lado A (menor concentración de soluto) hasta 
el lado B (mayor concentración de soluto). Cuanto mayor sea la concentración de 
agua en una solución (i.e., entre menor sea la concentración de soluto), mayor será la 
cantidad de agua que fluye a través de la membrana. 
La presión osmótica es la presión que se requiere para detener el flujo neto de 
agua a través de la membrana. La fuerza generada por ósmosis puede ser considera-
ble. La causa principal del flujo de agua a través de las membranas celulares, la pre-
sión osmótica, es una fuerza impulsora de numerosos procesos vitales. Por ejemplo, 
la presión osmótica parece ser un factor significativo en la formación de la savia en 
los árboles. En términos estrictos, las membranas celulares no son membranas os-
móticas porque permiten el paso de sustancias aparte del solvente (agua). El término 
membrana de diálisis sería más preciso. 
La presión osmótica depende de la concentración de soluto. Un dispositivo de-
nominado osmómetro (Fig. 3.15) mide la presión osmótica. Ésta también puede cal-
cularse utilizando la siguiente ecuación, teniendo en cuenta que la presión osmótica 
final refleja la contribución de todos los solutos presentes. 
TI' = iMRT 
donde TI' = presión osmótica (atm) 
= factor de van't Hoff (refleja la extensión de la ionización de los solu-
tos) 
M molaridad (mol/L) 
R = constante de los gases (0.082 L . atrn/K . mol) 
T = temperatura (K) 
La concentración de una solución puede expresarse en términos de osmolaridad. 
La unidad de osmolaridad es osmoles/litro. En la ecuación anterior, la osmolaridad 
es igual a iM, donde i (el factor de van't Hoff) representa el grado de ionización de 
la especie de soluto, que varía con la temperatura. El grado de ionización de una 
H 
Membrana de 
permeabilidad 
selectiva 
Membrana de 
permeabilidad 
selectiva 
A 
Agua <) 
-Soluto 
B 
FIGURA 3 . 15 
--~~ f A ~@ ~ ~I 
O 
Medición de la ósmosis utilizando un 
osmómetro 
El volumen 1 contiene agua pura y el volumen 
2 una solución de sacarosa. La membrana es 
permeable al agua pero no a la sacarosa. Por lo 
tanto, habrá un movimiento neto de agua en el 
osmómetro. La presión osmótica es proporcional a 
la altura H de la solución en el tubo. 
solución 1 M de NaCl es 90%, en donde el 10% del NaCl se encuentra en forma de 
pares iónicos. Por tanto, si se escribe 
i = [Na+] + [Cn + [NaCI] no ionizado = 0.9 + 0.9 + 0.1 = 1.9 
El valor de i para esta solución es 1.9. El valor de i se acerca a 2 en las soluciones de 
NaCl según se van diluyendo. El valor de i de una solución l M de un ácido débil que 
se ioniza un 10% es 1.1. El valor de i para un soluto no ionizable es siempre 1.0. En 
los problemas 3. 1 y 3.2, más adelante, se utiliza el concepto de presión osmótica. 
La presión osmótica crea algunos problemas importantes para los seres vivos. 
En general las células contienen concentraciones bastante elevadas de solutos (es 
decir, moléculas orgánicas pequeñas y sales iónicas) y concentraciones menores de 
macromoléculas. Por consiguiente, las células pueden ganar o perder agua debido a 
la concentración de soluto de su ambiente. Si las células se colocan en una solución 
isotónica U.e., la concentración de soluto y de agua es la misma a ambos lados de la 
membrana plasmática de permeabilidad selectiva) no hay movimiento neto de agua 
en ninguna dirección a través de la membrana (Fig. 3.16). Por ejemplo, los eritrocitos 
son isotónicos con una solución de NaCl al 0.9%. Cuando las células se colocan en 
una solución con una concentración de soluto menor (es decir, unasolución hipotó-
nica), el agua se mueve hacia adentro de las células. Los eritrocitos, por ejemplo, se 
hinchan y rompen en un proceso denominado hemólisis cuando se sumergen en agua 
pura. En soluciones hipertónicas, aquellas con concentraciones de soluto mayores, 
las células se encogen debido a que existe un movimiento neto de agua hacia afuera 
de la célula. El encogimiento de los eritrocitos en una solución hipertónica (p. ej., de 
NaCl al 3%) se denomina crenación. 
3.4 Propiedades solventes del agua B 5 
FIGURA 3 .14 
Presión osmótica 
Con el tiempo el agua se difunde desde el lado 
A (más diluido) al lado B (más concentrado). 
El equilibrio entre las so luciones a ambos 
ladIJs de una membrana semipermeable se 
obtiene cuando no hay movimiento neto de 
las moléculas de agua del lado A al lado B. La 
presión osmótica detiene el tlujo neto de agua 
a través de la membrana. 
(a) 
(b) 
(e) 
FIGURA 3 .16 
Efecto de las soluciones hipertónicas e 
hipotónicas sobre las células animales 
(a) Las soluciones isotón icas no modifican el 
volumen ce lular debido a que la cantidad de 
agua que entra y que sale de la célula es la 
misma; (b) las so luciones hipotónicas rompen 
las células; (e) las soluciones hipertónicas 
encogen las cé lulas (crenación). 
86 CAPíTULO TRES El agua: el medio de la vida 
PROBLEMA 3 . 1 
Cuando se diluye 0.1 g de urea (P. M. = 60) a 100 ml con agua, ¿cuál es la presión 
osmótica de la solución? [Supóngase que la temperatura es la del ambiente, i.e., 25°C 
(298 K).] 
Solución 
Calcúlese la osmolaridad de la solución de urea. La urea no es un electrólito, de 
modo que el factor de van't Hoff (i) es 1. 
Molaridad = 0.1 g urea X 1 mol X _1 _ = 1.7 X 10-2 molfL 
60g O.lL 
La presión osmótica a temperatura ambiente se obtiene con la fórmula 
1T = iMRT 
1T = (1) 1.7 X 10-2 mol 0.0821 L . atm (298 K) 
L K· mol 
1T = 0.42 atm • 
PROBLEMA 3 .2 
Calcúlese la presión osmótica de una solución 0.1 M de NaCl a 25°C. Supóngase un 
100% de ionización del soluto. 
Solución 
Una solución 0.1 M de NaCl produce 0.2 moles de partículas por litro (0.1 mol de 
Na+ y 0.1 mol de Cl- ). La presión osmótica a temperatura ambiente es 
1T = 2 X 0.1 mol 0.0821 L . atm X 298 K 
L K· mol 
1T = 4.9 atm • 
Debido a su concentración celular relativamente baja, las macromoléculas tienen 
un diminuto efecto directo sobre la osmolaridad celular. Sin embargo, las macro-
moléculas , como las proteínas, contienen un gran número de grupos ionizables. Los 
iones con carga opuesta que atraen estos grupos tienen un efecto sustancial sobre la 
osmolaridad intracelular. La naturaleza de este efecto es determinada por la interac-
ción entre iones hidratados y el agua estructurada asociada con proteínas. El tamaño 
de la esfera de solvatación de un ion se relaciona de forma inversa con su tamaño sin 
hidratar. Por ejemplo, los iones sodio y potasio tienen un diámetro no hidratado de 
1.96 y 2.66 Á, respectivamente, mientras que su diámetro hidratado es de 9.0 y 6.0 Á, 
en ese orden. Así, el volumen hidratado del Na+ es 3.4 veces mayor que el del K+. 
Además, dado que la esfera de solvatación del K+ es mucho menor que la del Na+, el 
ion potasio es mucho más fácil de eliminar para formar pares iónicos con los aniones 
de superficie de las proteínas. Cuesta significativamente más energía eliminar la es-
fera de solvatación del Na+, un paso necesario para que el ion sodio se mueva de un 
compartimiento acuoso a otro. Como resultado, la distribución iónica a ambos lados 
de la membrana celular es desigual , y la tendencia a acumularse dentro de la célula 
es mucho mayor para el K+ (159 mM) que para el Na+ (lO mM). Esta desigualdad se 
presentaría incluso si no estuvieran presentes las bombas de iones específicas. 
Pared celular 
(a) 
(b) 
Pared celular 
Membrana celular 
(e) 
3.4 Propiedades solventes del agua B 7 
FIGURA 3 . 17 
Presión osmótica y células vegetales 
(a) Las soluciones isotónicas no modifican 
el volumen celular. (b) Las células vegetales 
en general se encuentran en un ambiente 
hipotónico. Cuando entra el agua, estas células 
se hinchan. Las paredes rígidas de la célula 
evitan que las células estallen. (e) En un 
ambiente hipertónico la membrana celular se 
separa de la pared celular debido a la pérdida 
de agua, y la planta se marchita. 
SS CAPíTULO TRES El agua: el medio de la vida 
ONWO,M.",N,'O, N, 
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"Bioquímica en perspectiva" sobre la 
regulación del volumen y del metabolismo 
celulares. 
CONCEPTOS CLAVE 
• La ósmosis es el movimiento del agua a 
través de una membrana semipermeable 
de una solución diluida a una más 
concentrada. 
• La presión osmótica es la presión ejercida 
por el agua sobre una membrana 
semipermeable debido a la diferencia de 
concentración de los sol utas a ambos lados 
de la membrana. 
A diferencia de la mayoría de los iones inorgánicos, los grupos ionizables de las 
proteínas celulares están fijos dentro de la célula, lo cual confiere una considerable 
carga negativa neta al ambiente intracelular. Como consecuencia, existe un gradiente 
electronegativo a través de la membrana celular; es decir, los iones y la carga nega-
tiva se distribuyen de manera desigual. El lado externo de la membrana es positivo 
en extremo, debido a la cantidad relativamente grande de iones sodio extracelulares. 
La existencia de esta asimetría sobre las superficies de la membrana celular da lugar 
al establecimiento de un gradiente eléctrico denominado potencial de membrana, 
que proporciona los medios para la conducción eléctrica, para el transporte activo e 
incluso para el transporte pasivo. 
Aunque los iones sodio hidratados tienden a ser excluidos del agua estructurada 
dentro de las células, ocurre cierta filtración de estos iones de regreso a través de 
la membrana plasmática. Pequeños aumentos intracelulares de [Na+] hacen que el 
citoplasma sea un poco menos negativo. Como resultado, pequeñas cantidades de K+ 
salen de la célula desplazándose por su gradiente de concentración. Los animales y 
las bacterias controlan su volumen celular oponiéndose a este proceso por medio de 
bombas de Na+-K+ impulsadas por ATP. 
El bombeo de iones en estas células requiere cantidades sustanciales de energía. 
Numerosas especies, como algunos protozoos y algas, expelen de forma periódica agua 
desde vacuolas contráctiles especiales. Debido a que las células vegetales poseen pa-
redes celulares rígidas, las plantas utilizan la presión osmótica para crear una presión 
hidrostática interna, denominada presión turgente (Fig. 3.17). Este proceso impulsa 
el crecimiento y la expansión celulares y da rigidez a muchas estructuras vegetales. 
3.5 IONIZACiÓN DEL AGUA 
Las moléculas de agua en estado líquido poseen una capacidad limitada para formar 
un protón, o ion hidrógeno (H+), y un ion hidróxido (OH-). Los protones no existen 
realmente en solución acuosa. En el agua, un protón se combina con una molécula de 
agua para formar H
3
0 +, denominado con frecuencia ion hidronio. Por conveniencia, 
se utilizará H+ para representar las reacciones de ionización del agua. 
La disociación del agua 
puede expresarse como 
donde K es la constante de equilibrio de la reacción. 
La co'ricentración de agua permanece, en esencia, sin cambio y puede considerar-
se constante. La expresión para el equilibrio puede reescribirse combinando las dos 
constantes como sigue: 
El término Keq [H20] se conoce como producto iónico del agua o Kw' Después de sus-
tituir el término Kw' la ecuación anterior puede reescribirse de la siguiente manera: 
El valor de Kw para el H20 a 25°C ya 1 atm de presión es de 1.0 X 10-
14 Y es una 
característica fija del agua a esos valores de temperatura y de presión. En el agua 
pura, donde no hay otros contribuyentes aparte de H+ y OH- , las concentraciones de 
estos iones son iguales: 
Cuando una solución contiene cantidades iguales de H+ y OH- , se dice que es 
neutra.Cuando una sustancia iónica o polar se disuelve en agua, puede cambiar los 
números relativos de H+ y de OH- . Las soluciones con exceso de H+ son ácidas, 
mientras que aquellas con un número mayor de OH- son básicas. La concentración 
del ion hidrógeno varía en un intervalo muy amplio: en general entre 10° y 10- 14 M, 
lo cual proporciona la base de la escala de pH (pH = -lag [H+]). 
Ácidos, bases y pH 
El ion hidrógeno es uno de los más importantes en los sistemas biológicos. La con-
centración de éste afecta a la mayoría de los procesos celulares y del organismo. Por 
ejemplo, la estructura y la función de las proteínas, y las velocidades de la mayoría 
de las reacciones bioquímicas son afectadas en gran medida por la concentración del 
ion hidrógeno. Además, éste desempeña un papel fundamental en procesos como la 
gencración de energía (véase el Capítulo 10) y la endocitosis. 
Muchas biomoléculas poseen propiedades ácidas, básicas o ambas. Polímeros 
grandes y complejos macromoleculares suelen teneT superficies anfotéricas; es decir, 
poseen tanto grupos ácidos como básicos. Se dice que un grupo lateral de una molé-
cula es ácido si actúa como donador de protones, y básico si lo hace como aceptar. 
Los ácidos fuertes (p. ej., el HCI) y las bases fuertes (p. ej ., el NaOH) se ionizan 
casi por completo en el agua: 
HCl ~H+ + C¡-
NaOH ~ Na+ + OH-
Sin embargo, muchos ácidos y bases no se disocian completamente. Los ácidos 
orgánicos (compuestos con grupos carboxilo) no se disocian en su totalidad en el 
agua y se denominan ácidos débiles. Las bases orgánicas poseen una capacidad pe-
queña, aunque mensurable, para combinarse con los iones hidrógeno. Muchas bases 
débiles comunes contienen grupos amino. 
La siguiente reacción describe la disociación de un ácido orgánico: 
HA 
Ácido débil 
H+ + A -
Base conjugada de HA 
Obsérvese que el producto que ha perdido protones de la reacción de disociación 
se denomina base conjugada. Por ejemplo, el ácido acético (CH
3
COOH) se disocia 
para formar la base conjugada acetato (CH
3
COO-). 
La fuerza de un ácido débil (Le., su capacidad para liberar iones hidrógeno) puede 
determinarse utilizando la siguiente expresión: 
K= a 
donde Ka es la constante de disociación del ácido. Cuanto mayor es el valor Ka' el 
ácido es más fuerte. Debido a que los valores de Ka varían dentro de un intervalo 
grande, se expresan utilizando una escala logarítmica: 
pKa = -lag Ka 
Cuanto menor es el pK
a 
más fuerte es el ácido. En el Cuadro 3.4 se dan los valores 
de las constantes de disociación y los pKa de varios ácidos débiles comunes. 
La escala de pH (Fig. 3.18) puede utilizarse para determinar la concentración de 
iones hidrógeno[H+]. 
pH = -log[H+] 
[H+] = antilog( -pH) 
En la escala de pH, la neutralidad se define como pH 7; es decir, [H+] es igual a 
1 X 10- 7 M. Las soluciones ácidas tienen valores de pH menores de 7; es decir, [H+] 
es mayor de 1 X 10-7 M. Aquellas con valores de pH mayores de 7 son básicas o 
alcalinas. 
Es importante señalar que aunque el pKa y el pH parecen ser expresiones matemáti-
cas semejantes, en realidad no lo son. A temperatura estable, el valor de pK
a 
de una sus-
tancia es una constante. Por otra parte, los valores de pH de un sistema pueden variar. 
3.5 Ionización del agua B 9 
90 CAPíTULO TRES El agua : elmedio de lavida 
FIGURA 3 .18 
Escala de pH y valores de pH de líquidos 
comunes 
CUADRO 3 .3 Valores de las constantes de disociación y los pKa 
de varios ácidos débiles comunes* 
Ácido HA A- Ka pK. 
Ácido acético CH]COOH CH3COO- 1.76 X 10-
5 4.76 
Ácido carbónico H2CO] HCO] 4.5 X 10-
7 6.35 
Bicarbonato HCO] C0 2-] 5.6 1 X 10-
11 10.33 
Ácido láctico CH,CHCOOH CH,CHCOO 1.38 X 10-4 3.86 
I I 
OH OH 
Ácido fosfórico H]P04 H2PO; 7.25 X 10-] 2.14 
Fosfato diácido H2PO~ HP02: 6.3 1 X 10- 8 7.20 
.. Las constantes de equili brio deherían expresarse en té rm inos de ac ti vidades en lugar de concent rac iones (la acti vidad 
es la concentración e fi caz de una sustancia en una so luc i6n). S in e mbargo , en solucio nes diluidas, las concent rac iones 
pueden slIsrituirse por las act ividades con una exactitud razonahle. 
Acidez 
Solución concentrada de NaOH 
Limpiador de hornos 
Eliminador de pelo doméstico 
Amoniaco 
Jabón, leche de magnesia 
Blanqueador de cloro, 
detergente de fosfato 
Agua de mar 
creciente Sangre 
Agua pura 
Orina, leche, saliva 
Café negro, agua de lluvia 
Tomates, uvas 
Vinagre, vino, bebidas 
gasificadas, cerveza, jugo 
de naranja, escabeche 
Jugo de limón, jugo de lima 
Ácido estomacal 
14 
13 
12 
11 
10 
9 
8 
7 
6 
5 
4 
3 
2 
Solución concentrada de HCI O 
Incremento de 
la basicidad 
Amortiguadores 
La regulación del pH es una actividad universal y esencial de los seres vivos. La 
concentración de iones hidrógeno debe mantenerse de forma habitual dentro de unos 
límites muy estrechos. Por ejemplo, la sangre humana normal tiene un pH de 7.4. 
puede variar entre 7.35 y 7.45, dependiendo de las concentraciones 'de productos 
de desecho Y metabolitos ácidos y básicos. Algunas enfermedades producen cambios de 
pH que , si no se cOITigen, pueden ser desastrosos. La acidosis, un trastorno que se T 
produce cuando el pH de la sangre desciende por debajo de 7.35, es consecuencia de : : 
una producción excesiva de ácidos en los tejidos, de pérdida de bases de los líqui-
dos corporales o de incapacidad de los riñones para excretar metabolitos ácidos. La 
acidosis tiene lugar en determinadas enfermedades (p. ej ., en la diabetes mellitus) y 
durante la inanición. Si el pH de la sangre cae por debajo de 7, el sistema nervioso 
central se deprime, lo cual conduce al coma y, por último, a la muerte. Cuando el pH 
aumenta por encima de 7.45 , se produce un estado de alcalosis. Este trastorno, cau-
sado por vómitos prolongados o por la ingestión de cantidades excesivas de fármacos 
alcalinos, sobreexcita al sistema nervioso central y los músculos entran en un estado 
de espasmo. Si no se corrige, se producen convulsiones y paro respiratorio. 
Los amortiguadores ayudan a mantener una concentración de iones hidrógeno 
relativamente constante. Los amortiguadores más habituales son los ácidos débiles 
y sus bases conjugadas. Una solución amortiguada puede soportar cambios de pH 
debido a que entre los componentes del amortiguador se establece un equilibrio. Por 
lo tanto, los amortiguadores obedecen al principio de Le Chatelier, que establece 
que si una reacción en equilibrio es sometida a estrés, el equiliblio se desplazará en la 
dirección que contrarreste dicho trastorno. Considérese una solución que contiene un 
amortiguador de acetato, formado por ácido acético y por acetato de sodio (Fig. 3.19). 
El amortiguador se crea mezclando una solución'de acetato de sodio con una de ácido 
acético para obtener una mezcla de equilibrio entre el pH correcto y la fuerza iónica. 
O O 
11 • 11 
CH
3
-C-OH q CH
3
-C- 0- + H 
Si se añaden iones hidrógeno, el equilibrio se desplaza hacia la formación de áci-
do acético y la concentración de [H+] cambia poco: 
H+ + CHFOO- --7 CHFOOH 
Si se añaden iones hidróxido, éstos reaccionan con los iones hidrógeno libres para 
formar agua, el equilibrio se desplaza hacia el ion acetato y el pH cambia poco. 
O O 
11 • 11 
CH3-C-OH q CH3-C- 0 - + H' 
HOY--
2 
CAPACIDAD AMORTIGUADORA La capacidad de un amortiguador para man-
tener un pH específico depende de dos factores : (1) la concentración molar del par 
ácido-base conjugada, y (2) el cociente de sus concentraciones. La capacidad amor-
tiguadora es directamente proporcional a la concentración de los componentes del 
amortiguador. En otras palabras, cuantas más moléculas del amortiguador estén pre-
sentes, mayores cantidades de iones H+ y OH - podrán absorberse sin que cambie el 
pH. La concentración del amortiguador se define como la suma de la concentración 
del ácido débil y de su base conjugada. Por ejemplo, un amortiguador de acetato 0.2 
M puede contener0.1 mol de ácido acético y 0.1 mol de acetato de sodio en I L de 
H?O. Un amortiguador de este tipo puede también estar formado por 0.05 mol 
de ácido acético y 0.15 mol de acetato de sodio en l L de H?O.--bQS..affiortiguadores 
más eficaces son aquellos que contienen concentraciones igüales de ambos compo-
nentes. Los sistemas biológicos generan ácidos durante el metabolismo, y la capaci-
dad amortiguadora para su neutralización debe maximizarse. En consecuencia, los 
amortiguadores biológicos a menudo contienen una concentración más alta de la base 
conjugada. El amortiguador de bicarbonato (pág. 96) es un ejemplo de tal sistema. 
3,5 Ionización del agua 9 1 
92 CAPíTULO TRES Elagua:elmediodela vida 
FIGURA 3 .19 
Titulación del ácido acético con NaOH 
La banda sombreada indica el intervalo de pH 
en el que el amortiguador de acetato opera de 
manera eficaz. La mayor efectividad de un 
amortiguador se produce en su valor de pK, o 
cerca de é l. 
14 
13 
12 
11 
10 
9 
8 
pH 7 
6 
5 
4 
3 
2 
O 0.5 1.0 
NaOH (equivalentes añadidos) 
ECUACiÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH Al elegir o hacer un amorti-
guador, son útiles los conceptos de pH y de pKa' La relación entre estas dos magnitu-
des se expresa en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que deriva de la siguiente 
expresión de equilibrio : 
K = 
a 
[H+][A - ] 
[HA] 
Despejando [H+] queda 
[HA] 
[H+] = K --
a [A - ] 
Al sacar el logaritmo negativo a ambos lados de la igualdad, se obtiene 
[HA] 
- loa [H+] = - loa K - Iog --
b b a [A- ] 
Si se define e l término -Iog [H+] como pH y el término -Iog Ka como pK", el re-
sultado es 
[HA] 
pH = pKa - log [A- ] 
Si se invielte el signo del logaritmo se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch: 
[A- ] 
pH = pK + lag --
" [HA] 
_C_O_N_C_E_P_TO_S_C_L_A_V_E_ --"OP'" ~ ?? Es importante considerar que cuando [A - ] = [HA], la ecuación se transforma en 
• Las moléculas de agua en estado líquido 
poseen una capacidad limitada para ionizarse 
y formar iones H+ y OH - o 
• La concentración de iones hidrógeno es 
una característica crucial de los sistemas 
biológicos, sobre todo por sus efectos en las 
velocidades de las reacciones bioquímicas y 
en la estructura de las proteínas. 
• Los amortiguadores, que constan de ác idos 
débiles y de sus bases conjugadas , evitan los 
cambios de pH (una medida de [H +]). 
pH = pK" + lag I 
= pK" + O 
En estas circunstancias, el pH es igual al pK". El gráfico de la Figura 3.19 ilustra que 
los amortiguadores son más eficaces cuando están formados por cantidades iguales de 
un ácido débil y de la base conjugada. El amortiguamiento más eficaz tiene lugar en la 
parte de la curva de titulación que tiene la pendiente mínima, es decir, una unidad de pH 
por encima y una unidad por debajo del valor de pK . En la gráfica, la abscisa representa 
los equivalentes añadidos. Aquí, un equivalente es "la masa de base que puede aceptar 
1 mol de iones H +; un equivalente de ácido da la masa de ácido que puede aceptar un 
mol de protones. 
Los Problemas 3.3 al 3.7 sobre amortiguadores son típicos. 
PROBLEMA 3.3 
Calcúlese el pH de una mezcla de ácido acético 0.25 M Y acetato de sodio 0.1 M. El 
pKa del ácido acético es 4.76. 
Solución 
pH = pK. + log 
[ácido acético] 
[acetato] 
6 
0.1 
PH = 4.7 + log --= 4.76 - 0.398 = 4.36 , 0.25 - • 
PROBLEMA 3.4 
¿ Cuál sería el pH del problema anterior si la mezcla estuviera formada por ácido 
acético 0.1 M Y acetato sódico 0.25 M? 
Solución 
pH = 4.76 + log 0.25 = 4.76 + 0.398 = 5.16 
. 0.1 • 
PROBLEMA 3.5 
Calcúlese el cociente de ácido láctico y lactato que se requiere en un sistema amorti-
guador de pH 5.00. El pK. del ácido láctico es 3.86. . 
Solución 
La ecuación 
pH = pK. + log 
[ácido láctico] 
[lactato] 
puede despejarse para obtener 
log [lactato] = pH - pK. 
[ácido láctico] 
= 5.00 - 3.86 = 1.14 
Por lo tanto, el cociente que se requiere es 
[lactato] 
------ = antilog 1.14 
[ácido láctico] 
= 13.8 
Para que un amortiguador de lactato tenga un pH de 5, los componentes lactato y 
ácido láctico deben estar presentes en una proporción de 13.8: 1. Un buen amorti-
guador contiene una mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentracio-
nes casi iguales y cuando el pH amortiguado está dentro de una unidad de pH del 
pKa' Por lo tanto, el amortiguador de lactato no es un buen recurso en esta situación. 
Una mejor elección hubiera sido el amortiguador de acetato. • 
3.5 Ionización del agua 9 3 
94 CAPÍTULO TRES Elagua: elmediodelavida 
PROBLEMA 3 .6 
Durante la fermentación del vino se produce por una reacción bioquímica un amor-
tiguador que consta de ácido tartárico y tartrato ácido de potasio. Suponiendo que en 
algún momento la concentración de tartrato ácido de potasio es el doble que la de ácido 
tartárico, calcúlese el pH del vino. El pKa del ácido tartárico es 2.96. 
Solución 
[tartrato ácido] 
pH = pKa + log [ácido tartárico] 
= 2.96 + log 2 
= 2.96 + 0.30 = 3.26 
PROBLEMA 3.7 
• 
¿Cuál es el pH de una solución que se prepara mezclando 150 ml de HCl 0.1 M con 
300 ml de acetato de sodio (NaOAc) 0.1 M Y aforando la mezcla al L? El pKa del 
ácido acético es 4.76. 
Solución 
La cantidad de ácido presente en la solución se determina multiplicando el volumen 
de la solución en mililitros por M, la molaridad de la solución; se expresa en mili-
moles (mmol): 
150 mI X 0.1 M = 15 mmol de ácido 
La cantidad de acetato de sodio se obtiene utilizando la misma ecuación: 
300 mI X 0.1 M = 30 mmol de ácido 
Cada mol de Hel consumirá l mol de acetato de sodio y producirá 1 mol de ácido 
acético. El resultado será 15 mmol de ácido acético y quedarán 15 mmol de acetato de 
sodio (es decir, 30 mmol - 15 mmol). Sustituyendo estos valores en la ecuación 
de Henderson-HasselbaIch se obtiene 
PH = 4.76 + loa ~ 
b 15 
= 4.76 + log 1 
= 4.76 
Dado que el término logarítmico es el cociente de dos concentraciones, es posible 
eliminar el factor volumen y pueden utilizarse directamente las cantidades molares . 
• 
PROBLEMA 3.8 
¿Cuál sería el efecto de añadir 50 ml de HCl 0.1 M a la solución del Problema 3.7 
antes de la aforar a 1 L? 
Solución 
Utilizando la misma ecuación del Problema 3.7, la cantidad de HCl sería 
200 mI X 0. 1 M = 20 mmol 
que es también igual a la concentración de ácido acético. 
La cantidad de acetato de sodio sería 
30 mmol - 20 mmol = 10 mmol 
Sustituyendo en la ecuación de Henderson-Hasselba1ch se obtiene 
10 
pH = 4.76 + log-
20 
= 4.76 + log 0.5 
= 4.76 - 0.3 
= 4.46 • 
ÁCIDOS DÉBILES CON MÁS DE UN GRUPO IONIZABLE Algunas moléculas 
contienen más de un grupo ionizable. El ácido fosfórico (H3PO 4) es un ácido po-
liprótico débil, es decir, puede donar más de un ion hidrógeno (en este caso, tres). 
Durante la titulación con NaOH (Fig. 3.20), estas ionizaci9nes se producen en pasos, 
liberándose cada vez un protón: 
pK1 = 2.1 
b 
4 
pK2 = 7.2 
b 
4 
pK3 = 12.3 
b 
4 
El pK
a 
del grupo más ácido es el pK1• El pKa del siguiente grupo más ácido es pK2 y 
el del tercer grupo más ácido es pK
3
• 
A pH bajo, la mayoría de las moléculas se encuentran protonadas por completo. 
Al añadir NaOH se liberan los protones, en orden decreciente de acidez, ionizán-
dose al último el protón menos ácido (con el mayor valor de pKJ Cuando el pH es 
igual al pK
1
, en la solución hay cantidades iguales de H
3
P0
4 
y de H
2
P0"4. 
Los aminoácidos son biomoléculas que contienen varios grupos ionizables. Como 
todos los aminoácidos, la alanina contiene un grupo carboxilo y un grupo amino. A pH 
bajo, ambos grupos se encuentran protonados. Al aumentar el pH durante una titula-
ción con NaOH, el grupo ácido carboxílico (COOH) pierde su protón para formar un 
14 ~--__ ~'------~1------~1~-----'r---
121======~~~~~1 
101===== 
pH 81==== 
61=== 
o 0.5 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 
NaOH (equivalentes añadidos) 
3.5 Ionización del agua 95 
FIGURA 3 .20 
Titulación del ácido fosfórico con NaOH 
El ácido fosfórico (H,PO.) es un ácido 
polipróticoque libera tres protones de forma 
secuencial cuando se titula con NaOH. 
96 CAPíTU LO TR ES El agua: el medio de la vida 
H O 
+ 1 11 
H N-C-C-OH 
3 1 
CH3 
grupo carboxilato (COO- ). La adición de más NaOH hace, en última instancia, que 
el grupo ami no ionizado libere su protón: 
H O H O 
pK, = 2.3 
b 
+ 1 11 pK, =9.: 
+ H3N-i-C - O- ~q;:::=~ 
1 11 
+ H N-C-C-O-q 
2 1 
CH3 CH3 
Determinados aminoácidos poseen también cadenas laterales con grupos ioni-
zables. Por ejemplo, la cadena lateral de la lisina posee un grupo amino con estas 
características. De!:lido a sus estructuras, la alanina, la lisina y los otros aminoácidos 
pueden actuar como amortiguadores eficaces a sus valores respectivos dc pKa o cerca 
de ellos [p. ej., lisina: pK¡ = 2.0, pKa = 9.0, pK3 (grupo R) = 10.7]. Más adelante, ' 
eH el Capítulo 5, se describen la titulación y la capacidad amortiguadora de los ami-
noácidos. 
Amortiguadores fisiológicos 
Los tres amortiguadores más importantes del organismo son el bicarbonato, el fosfa-
to y las proteínas. Cada uno de ellos está adaptado para resolver problemas fisiológi-
cos específicos del organismo. 
AMORTIGUADOR DE BICARBONATO El amortiguador de bicarbonato, uno de 
los amortiguadores más importantes de la sangre, posee tres componentes. El prime-
ro, el dióxido de carbono, reacciona con el agua para formar ácido carbónico: 
CO2 + HP ~ HF0 3 
Ácido carbónico 
Después el ácido carbónico se disocia muy rápido para formar iones H+ y HC0
3
- : 
H
2
C0
3 
~ H+ + HC0
3
-
Bicarbonato 
Dado que la concentración sanguínea de H2C03 es muy baja, las ecuaciones anterio-
res pueden simplificarse en: 
Recuérdese que la capacidad amortiguadora es máxima al pK
a 
del par ácido-base 
conjugado o en sus cercanías. El ácido carbónico es diprótico (puede donar dos iones 
hidrógeno), con pK¡ de 6.3. En la sangre es crucial mantener el pH en el extremo 
superior del intervalo de amortiguamiento de este ácido y maximizar la capacidad de 
amortiguamiento de la acidez. Por tanto, es óptimo que la concentración de la base 
conjugada, el bicarbonato, sea alta en comparación con la de H2C03 (o CO2) , típica-
mente en una proporción de 11 a l. 
La conversión no catalizada de CO
2 
a HC0
3 
- y H+ es un proceso lento: 
CO2 + HP ~ H2C03 ~ HC03 - + H+ 
En la sangre, esta reacción es catali zada por la enzima anhidrasa carbónica. A velo-
cidades tan altas como 106 moléculas de CO2 convertidas a bicarbonato por segundo, 
la anhidrasa carbónica es una de las enzimas más eficientes conocidas. La concen-
tI·ación de CO, se mantiene baja, y es regulada a través de cambios en la frecuencia 
respiratoria. La concentración de bicarbonato permanece elevada porque los riñones 
excretan H+. Cuando se producen cantidades excesivas de HC03 - , el riñón excreta 
el bicarbonato. A medida que se agrega ácido (un producto de desecho metabólico) 
al sistema de bicarbonato del organismo, la concentración de HC0
3 
- disminuye y 
se forma CO2. Dado que el exceso de CO2 se exhala, la proporción de HC03 - y CO2 
permanece en esencia sin cambio. 
14 
13 
12 
11 
10 
9 
8 
pH 7 
6 
5 
4 
3 
2 
O 0.5 1.0 
NaOH (equivalentes añadidos) 
AMORTIGUADOR DE FOSFATO El amortiguador de fosfato consta de un par 
ácido débil-base conjugada Hl0,;-/HPO/- (Fig. 3.21): 
H2PO,;-
Fosfato 
dihidrogenado 
H+ + HP0
4
2 -
Fosfato 
hidrogenado 
Con un pK" de 7.2, parecería que el amortiguador fosfato es una elección exce-
lente para amortiguar la sangre. Aunque el pH de 7.4 de la sangre está dentro de 
las capacidades de este sistema amortiguador, las concentraciones de H
2
P04- y 
de HPO/ de la sangre son demasiado bajas para tener un efecto importante. En 
cambio, el sistema fosfato es un amortiguador importante en los líquidos intracelula-
res, donde su concentración es cerca de 75 miliequivalentes (meq) por litro. La con-
centración de fosfato en los líquidos extracelulares, como la sangre, es de alrededor 
de 4 meq/L. Dado que el pH normal de los líquidos celulares es aproximadamente 
7.2 (con un intervalo de 6.9 a 7.4), en general existe una mezcla equimolar de H2PO,;-
y de HPO/ - . Aunque las células contienen otros ácidos débiles, estas sustancias 
no son importantes como amortiguadores. Sus concentraciones son bastante bajas y 
sus valores de pKa son mucho menores que el pH intracelular. Por ejemplo, el ácido 
lácticu tiene un pKa de 3.86. 
AMORTIGUADOR DE PROTEíNAS Las proteínas son una fuente significativa de 
capacidad amortiguadora. Formadas por aminoácidos unidos por enlaces peptídicos, 
las proteínas contienen varias clases de grupos ionizables en las cadenas laterales 
que pueden donar o aceptar protones. Debido a que en los seres vivos las moléculas 
proteínicas están presentes en una concentración significativa, son amortiguadores 
potentes. Por ejemplo, la hemoglobina, la proteína transportadora de oxígeno, es la 
biomolécula más abundante de los eritrocitos. Dada su estructura y concentración ce-
lular elevada, la hemoglobina desempeña un papel esencial en el mantenimiento del 
pH sanguíneo. La albúmina sérica y otras proteínas presentes en cantidades elevadas 
también amortiguan la sangre. 
La diarrea grave es una de las causas más comunes de muerte en los niños pequeños. 
Uno de los efectos principales de la diarrea es la excreción de cantidades importantes 
de bicarbonato de sodio. ¿En qué dirección se desplaza el sistema amortiguador de 
bicarbonato en estas circunstancias? ¿Cómo se denomina el trastorno resultante? 
3.5 Ionización del agua 97 
FIGURA 3 .21 
Titulación del H2PO 4 - por una base fuerte 
La banda sombreada indica el intervalo de pH 
en el que el par ácido débil·base conjugada 
H2P04- /HPO/- opera de forma eficaz como 
amortiguador. 
.=.-CO=-:N'-=-C=-:E=P--'-T.=.-O-=C-=LA'-'-V:....:E=---_4"O' ) " ~ :.. 
Los amortiguadores más importantes 
del organismo son el de bicarbonato (en 
la sangre), el de fosfato (en los líqu idos 
intracelulares) y el de proteínas. 
98 CAPíTULO TRES El agua: el medio de la vida 
BIOQuíMICA EN PERSPECTIVA 
Agua, estrés abiótico 
y solutos compatibles 
Si el agua es tan importante para el mante-
nimiento de la vida, ¿cómo pueden sobrevivir 
algunos organismos a condiciones de deshi-
dratación catastrófica? Los factores de estrés abiótico 
son condiciones ambientales que llegan a poner en peligro la su-
pervivencia de los seres vivos. Son ejemplos la sequía, las tem-
peraturas extremas y la salinidad excesiva. Los efectos adversos 
de es tas condiciones se deben a alteraciones en la cantidad o 
en las propiedades físicas (o ambas) del agua en los organi smos 
afectados. La desecación por falta de agua y por alta temperatura 
se produce cuando la presión de vapor ambiental es reducida. 
En bajas temperaturas ocurre deshidratación celular, cuando el 
agua desciende por su gradiente de concentración y se forman 
cristales de hielo fuera de las células. (Dado que el hielo es un 
mal solvente, el líquido extracelular se hace hiperosmótico.) La 
formación de cristales de hielo intracelulares rompe las mem-
branas e intelTumpe los gradientes osmóticos. También ocurre 
deshidratación cuando las células se exponen a altas concentra-
ciones de sal. 
La capacidad de adaptarse a factores de estrés ambientales de 
los organismos varía en gran medida. En los que pueden adaptar-
se, la protección es proporcionada por mecanismos de transduc-
ción de señales activados por estrés, que causan la acumulación 
de moléculas especializadas. Muchos organismos son protegidos 
por so/utas compatibles, síntesis de proteínas protectoras, o por 
ambas cosas. Los solutos compatibles son un grupo diverso de 
moléculas orgánicas hidrosolubles que suelen considerarse atóxi-
cas incluso a altas concentraciones. Entre los ejemplos comunes 
se encuentran ciertos azúcares (p. ej. , trehalosa y sacarosa), al-
gunos alcoholes (p . ej. , sorbitol, pág. 235), detenninados amino-
ácidos como prolina o derivados de aminoácidos como la taurina 
(pág. 455). Los efectosprotec-
tores de los solutos compatib les incluyen interacciones con agua 
estructurada que impiden la desestabilización de las proteínas 
y de las membranas, as í como depresión del punto de conge-
lamiento y protección osmótica. Algunos organismos también 
producen proteínas protectoras. Determinados peces de agua 
fría, y plantas e insectos resistentes al congelamiento, utilizan 
proteínas anticongelantes (pág. 252). Plantas como el algodón 
y el arroz usan proteínas abundantes en la embriogénesis tardía 
(LEA) para proteger las semillas contra el daño por deshidrata-
ción durante la fase de desecación de su desalTollo. 
Las adaptaciones de algunos organismos al estrés son sor-
prendentes. Los anhidrobiotas, que toleran la pérdida casi total 
de agua, son un grupo con dichas capacidades. Los nematodos, 
las artemias salinas, las levaduras y organismos similares sobre-
viven a la desecación produciendo determinados solutos compa-
tibles capaces de funcionar como sustitutos del agua. El más co-
mún de éstos es la trehalosa, que se piensa estabiliza las células 
transformando el citoplasma en una matriz cristalina. (Todos los 
cristales son líquidos viscosos con las propiedades mecánicas 
de un sólido.) A medida que ocurre la desecación, moléculas de 
trehalosa recién sintetizadas sustituyen el agua en toda la célu la. 
En ausencia de agua, los grupos hidroxilo de la trehalosa forman 
enlaces de hidrógeno con los grupos iónicos y polares de las 
macromoléculas celulares. Todos los procesos metabólicos y los 
potencialmente dañinos se lentifican en grado considerable de-
bido a que todas las moléculas de la célula se inmovilizan dentro 
de un cristal de azúcar. 
RESUMEN : Los organismos capaces de adaptarse a una pérdida grave de agua 
utilizan moléculas protectoras especializadas, como solutos compatib les, para sustituir el 
agua formando enlaces de hidrógeno con las proteínas, con otras macromoléculas y con las 
membranas. 
MÉTODOS BIOQuíMICOS 
Diálisis 
L
as membranas semipermeables artificiales se utilizan de 
forma habitual en los laboratorios bioquímicos para sepa-
rar pequeños solutos de solutos más grandes. Por ejemplo, 
esta técnica (que se denomina diálisis) se uti liza como un primer 
paso importante en la purificación de proteínas. Un espécimen 
que contiene proteínas impuras se coloca en una bolsa de diál isis 
de celofán (Fig. 3A), que luego se suspende en un flujo de agua 
destilada o en una solución amortiguada. Tras un tiempo, todos 
los sol utas pequeños abandonan la bolsa. La solución proteínica, 
que puede contener muchas impurezas de peso molecular eleva-
do, está lista para una posterior purificación. 
La hemodiálisis es una aplicación clínica de la diálisis que eli-
mina los desechos tóxicos de la sangre en los pacientes con in-
suficiencia renal aguda o crónica. Todos los constituyentes de la 
sangre, excepto las células sanguíneas y las proteínas plasmáticas, 
se desplazan con libertad entre la sangre y el líquido de diálisis. 
Dado que los tubos de diáUsis penniten el paso de nutrientes (glu-
cosa y aminoácidos) y de electrólitos esenciales (Na+, K +), se in-
cluyen éstos y otras sustancias vitales en el líquido de diálisis. Su 
inclusión impide la pérdida neta de estos materiales de la sangre. 
Dado que no están en el líquido de diálisis, los productos de dese-
cho, como la urea y el ácido úrico, salen de la sangre en grandes 
cantidades. 
Aunque la hemodiálisis es muy eficaz para eliminar las sus-
tancias tóxicas de desecho del cuerpo, no resuelve todos los pro-
blemas que ocasiona la insuficiencia renal. Por ejemplo, hasta 
hace poco, los pacientes con insuficiencia renal con frecuencia 
sufrían anemia debido a la falta de una hormona proteínica de-
nominada eritropoyetina, que secreta el riñón en condiciones 
normales. (La eritropoyetina estimula la síntesis de eritrocitos.) 
Resumen del capítulo 
l. Las moléculas de agua (H20) están formadas por dos átomos 
de hidrógeno y uno de oxígeno. Cada átomo de hidrógeno 
está ligado al átomo de oxígeno por un enlace covalente 
sencillo. Los enlaces oxígeno-hidrógeno son polares y las 
moléculas de agua son dipolos. Una consecuencia de la 
polaridad del agua es que sus moléculas se atraen unas a 
otras por las fuerzas electrostáticas entre el oxígeno de una 
molécula y el hidrógeno de otra. Esta atracción se denomina 
enlace de hidrógeno. 
2. Los enl aces no covalentes son relativamente débiles y, por 
lo tanto, se rompen con facilidad . Desempeñan una función 
vital en la determinación de las propiedades físicas y quími-
cas del agua y de las biomoléculas. Las interacciones iúnicas 
se producen entre átomos o grupos cargados. Aunque cada 
enlace de hidrógeno no es muy fuerte cuando se compara 
con los enlaces covalentes, un gran número de ellos tiene un 
efecto significativo sobre las molécu las implicadas. Las fuer-
zas de van der Waals se producen entre dipolos permanentes 
y/o inducidos y pueden ser de atracción o de repulsión. 
3. El agua posee una capacidad calorífica excepcionalmente 
elevada. Sus puntos de ebullición y fusión son mucho mayo-
res que los de compuestos con estructura y peso molecular 
Resumen del capítulo 99 
Como consecuencia de la tecnología del DNA (Capítulo 18), en 
la actualidad la eritropoyetina se adlninistra a los pacientes 
en diálisis . 
Entrada 
de agua 
~-",t"i "''>-_ 
FIGURA 3A 
Diálisis 
Molécula pequeña de sol uta 
En general, las proteínas se separan de las impurezas de bajo peso 
molecular mediante diálisi s. Cuando una bolsa de diálisis que contiene 
un extracto celular se suspende en agua o en una solución amortiguada, 
las moléculas pequeñas salen a través de los poros de la membrana. Si 
se renueva de forma continua el solvente que hay fuera de la bolsa, se 
eliminan del interior todas las impurezas de bajo peso molecular. • 
comparables. La formación de enlaces de hidrógeno es 
causal de este comportamiento anómalo. 
4. El agua es un solvente notable. Su estructura dipolar y su 
capacidad para formar enlaces de hidrógeno la hacen capaz 
de disolver muchas sustancias iónicas y polares. 
5. En los seres vivos, la mayoría de las moléculas de agua están 
estructuradas; es decir, están relacionadas de manera no 
covalente con las superficies de macromoléculas y membranas. 
Las redes de moléculas de agua que se forman actúan como 
puentes entre las macromoléculas que se encuentran en el cito-
plasma densamente hacinado. El citoplasma tiene las propie-
dades de un gel , una sustancia viscoelástica semisólida que se 
opone al flujo y almacena energía mecánica. Los geles pueden 
experimentar transiciones reversibles a un estado líquido o sol. 
6. Las moléculas hidrófobas son virtualmente insolubles en 
agua. Cuando en un ambiente acuoso ingresan moléculas no 
polares, éstas forman gotas pequeñas rodeadas por moléculas 
de agua que se redisponen en su configuración más favorable 
en términos energéticos. 
7. Las moléculas anfipáticas contienen tanto grupos polares como 
no polares. Los ácidos grasos son moléculas anfipáticas que for-
man estructuras llamadas micelas cuando se colocan en agua. 
100 CAPíTU LO TRES El agua: el medio de la vida 
8. Varias propiedades físicas del agua cambian cuando en ella se 
disuelven moléculas de soluto. La más importante para los se-
res vivos es la presión osmótica, la presión que impide el flujo 
de agua a través de las membranas celulares. Las macromo-
léculas tienen escaso efecto directo en la osmolaridad celular. 
La gran cantidad de grupos ionizables en estas moléculas atrae 
iones de carga opuesta. La red de agua estructurada que rodea 
macromoléculas como las proteínas tiende a excluir al Na+, 
debido a su volumen de hidratación relativamente grande. La 
as imetría de carga de un lado a otro de la membrana celular 
(negativa adentro y positiva afuera) crea un gradiente eléctrico 
llamado potencial de membrana. 
9. Las moléculas de agua en estado líquido poseen una capaci-
dad limitada para ionizarse y formar un ion hidrógeno