Introducción a la bioquímica

1. Cristhian Hilasaca Zea

2. A
estudiar!!!

3. ¿Qué es la BIOQUÍMICA?:
◼ La Bioquímica es la ciencia que estudia
las diversas moléculas que existen en
las células y organismos vivos, así como
las reacciones químicas que se llevan a
cabo en los mismos…
La Bioquímica es la ciencia que estudia las
diversas moléculas que existen en las células y
organismos vivos, así como las reacciones
químicas que se llevan a cabo en los mismos…

4. ¿Qué relación guarda la
BIOQUIMICA con la NUTRICIÓN?:
◼ La Bioquímica aporta:
◼ 1. Conocimiento sobre la estructura de
las distintas moléculas que forman
parte de los nutrientes de la dieta; su
función y metabolismo en el organismo;

5. ¿Qué relación guarda la BIOQUIMICA
con la NUTRICIÓN?:
◼ 2. Estudio de moléculas medibles en
sangre para valoración nutricional y sus
técnicas de determinación;

6. ¿Qué relación guarda la BIOQUIMICA
con la NUTRICIÓN?:
◼ 3. Análisis de los cambios metabólicos que
ocurren en situaciones fisiológicas, como:
el ayuno, la saciedad, el ejercicio físico o
una situación de estrés;

7. ¿Qué relación guarda la BIOQUIMICA
con la NUTRICIÓN?:
◼ 4. Interpretación fisiopatológica de las
manifestaciones clínicas de enfermedades
metabólicas;

8. ¿Qué relación guarda la BIOQUIMICA
con la NUTRICIÓN?:
◼ 5. Bases bioquímicas y fisiológicas
racionales para la confección de
regímenes dietoterápicos;

9. ¿Qué relación guarda la BIOQUIMICA
con la NUTRICIÓN?:
◼ 6. Bases de la Biología Molecular
a la Nutrición…

10. ¿Qué relación guarda la BIOQUIMICA
con la NUTRICIÓN?:
◼ Gracias a la Biología Molecular se puede
abrir una nueva perspectiva de
investigación para el campo de la
nutrición: la interacción entre los
nutrientes y los genes, y ver el efecto que
tienen los nutrientes de los alimentos
sobre las enzimas, receptores, hormonas y
procesos del interior celular.

11. ◼ REPASO NOCIONES ELEMENTALES DE
QUÍMICA

12. ESTRUCTURA ATÓMICA:
Núcleo (neutrones + protones)
Orbitas
(niveles energéticos)
electrones

13. NÚMERO ATÓMICO (Z):
◼ Es el número de protones que tiene un átomo en
su núcleo y por ende, el número de electrones que
hay en sus órbitas…
◼ El número atómico permite clasificar a los
distintos elementos químicos que forman parte de
la naturaleza en una tabla…
Na
11
Z

14. NOCIÓN DE ELEMENTO QUÍMICO:
¿Qué figura geométrica es común en
cada uno de estos juegos?:
¿Cuál es el elemento común en estas fórmulas?:
H2O; CO2; H2SO4; CO3HNa

15. COMPOSICIÓN ELEMENTAL DEL
ORGANISMO HUMANO:
(en % del peso corporal)
◼ Elementos primarios:
◼ Oxígeno: 65% Nitrógeno: 3%
◼ Carbono: 18,5% Calcio: 1,5%
◼ Hidrógeno:10% Fósforo: 1%
◼ Elementos secundarios:
◼ Potasio: 0,30% Cloro: 0,15%
◼ Azufre: 0,25% Magnesio: 0,05%
◼ Sodio: 0,20% Hierro: 0,005%

16. COMPOSICIÓN ELEMENTAL
DEL ORGANISMO HUMANO:
◼ Oligoelementos:
◼ Flúor: 0,001%
◼ Cobre: 0,0002%
◼ Yodo: 0,00004%
◼ Manganeso: 0,00003%
◼ Zinc: vestigios
◼ Cobalto: vestigios
◼ Molibdeno: vestigios

17. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS QUÍMICOS:
◼ PERÍODO
19 20 21 22 23 24
37
K Ca Sc Ti V Cr
Rb
G
R
U
P
O

18. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS QUÍMICOS:
◼ LINEA HORIZONTAL PERÍODO
◼ Todos los elementos químicos que forman parte de
un mismo período tienen el mismo número de
órbitas o niveles energéticos…
◼ LINEA VERTICAL GRUPO
◼ Todos los elementos químicos situados en un
mismo grupo tienen el mismo número de electrones
en su órbita más externa …

19. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS QUÍMICOS:
◼ Ej.: el calcio y el hierro están el período 4
Fe
Ca
Z=20 Z=26
Los dos tienen cuatro
órbitas o niveles
energéticos…
4

20. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS QUÍMICOS:
◼ El sodio y el potasio están en el grupo 1:
Na
K
Z=11
Z=19
Los dos tienen un solo
electrón en su órbita
más externa o capa de
valencia…
1

21. CONCEPTO DE ELECTRONEGATIVIDAD:
◼ La electronegatividad es la tendencia
que tiene un elemento químico a atraer
electrones de otro... Ej.: un elemento
muy electronegativo es el oxígeno;
◼ La electropositividad es la tendencia
que tiene un elemento químico a ceder
electrones a otro…Ej.: un elemento muy
electropositivo es el sodio.

22. ELECTRONEGATIVIDAD Y PERÍODO:
◼ En un mismo periodo de la tabla, la
electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha, en tanto la electropositividad disminuye
en igual sentido…
Aumento de la electronegatividad

23. ELECTRONEGATIVIDAD Y
UNIÓN QUÍMICA:
◼ La diferencia de electronegatividades entre dos
elementos químicos, servirá para predecir qué
unión química se establecerá entre ellos:
◼ Covalente pura (C-C; O-O;H-H);
◼ Covalente polar (C-H; C-O);
◼ Electrovalente (iónica) (Cl-Na; Cl-K).

24. UNIÓN COVALENTE PURA:
◼ Ej.: Unión carbono-carbono (C Z=6):
C C

25. UNIÓN ELECTROVALENTE:
◼ Ej: cloro(Z=17) y sodio (Z=11)…
Cl Na

26. NOCIÓN DE FUNCIÓN QUÍMICA Y
GRUPO FUNCIONAL:
◼ La función química es un conjunto de
propiedades que permite agrupar a
ciertas sustancias…
◼ Las sustancias agrupadas dentro de una
función química presentan análogas
propiedades químicas…
◼ El grupo de átomos que le confiere reactividad
semejante a distintas sustancias se llama grupo
funcional: por ej.: –CH2.OH (metol)

27. FUNCIONES QUÍMICAS:
◼ FUNCIONES OXIGENADAS:
O O
◼ CH2.OH C H C OH
Alcohol primario
Aldehído
Carboxilo
C OH
H
Alcohol secundario
C O Cetona

28. FUNCIONES QUÍMICAS:
◼ FUNCIONES NO OXIGENADAS:
O
◼ NH2 AMINA C NH2 AMIDA

29. COMBINACIÓN DE
FUNCIONES OXIGENADAS:
◼ FUNCION ÉSTER:
◼ ALCOHOL + ÁCIDO,
con pérdida de una molécula de agua
CH2.OH + HO.OC CH2.O.CO + H2O
O O
CH2.OH + HO-P-OH CH2.O.P-OH
OH OH
Ester fosfórico

30. COMBINACIÓN DE
FUNCIONES OXIGENADAS:
◼ FUNCIÓN ÉTER:
◼ Condensación de dos alcoholes
con pérdida de una molécula de agua
CH2.OH + OH.CH2
CH2.O.CH2 + H2O

31. COMBINACIÓN DE
FUNCIONES OXIGENADAS:
◼ FUNCIÓN ANHÍDRIDO:
◼ Condensación de dos ácidos
con pérdida de una molécula de agua
CO.OH + OH.CO CO.O.CO + H2O
O O O O
HO-P-OH + OH-P-OH HO-P-O-P-OH
OH OH OH OH
Anhídrido fosfórico

32. EL ESTUDIO DE LAS BIOMOLÉCULAS:

33. BIOQUÍMICA DEL AGUA:

34. DISTRIBUCIÓN RELATIVA
DEL AGUA CORPORAL:
Agua LIC LEC LIT Plasma
total
◼ HOMBRE: 60% 45% 15% 10% 5%
◼ MUJER: 55% 40% 15% 10% 5%
◼ LACTANTE: 77% 48% 29% 24% 5%
Ref.: LIC: líquido intracelular; LEC: líquido
extracelular; LIT: líquido intersticial

35. DISTRIBUCIÓN RELATIVA DEL
AGUA INTRACELULAR:
PLASMA
INTERSTICIO
INTRACE-
LULAR
45%
5%
10%
60%

36. BALANCE HÍDRICO DIARIO:
◼ INGRESOS (ml): EGRESOS (ml):
◼ Bebidas: 1400 Orina: 1500
◼ Alimentos: 800 Perspiración: 850
◼ Agua metabólica: 300 Materia fecal: 150
2500 ml

37. NATURALEZA DIPOLAR DE LA
MOLÉCULA DE AGUA:
104, 5 *
H
H
O
2 d -
d+
d+

38. PUENTE DE HIDROGENO:
d- d-
d+
d+
•Uniones electrostáticas
débiles; vida media
corta;
•Se forman y se rompen
permanentemente;
•Son cooperativas…
PUENTE DE HIDRÓGENO:

39. SOLUBILIDAD DEL CLORURO DE
SODIO EN AGUA:
Na+
Cl-
O
O
H
H
Cloro: GRUPO 7 – Sodio: GRUPO 1
El Na+ atrae hacia sí la densidad de carga negativa
del oxígeno y el Cl-, la densidad de carga positiva de
los hidrógenos. Ambos iones terminan hidratados.

40. SOLUCIÓN FISIOLÓGICA:
◼ En Medicina, se utiliza solución fisiológica
para hidratar pacientes por vía
endovenosa.
◼ La misma aporta 9 gramos de cloruro de
sodio por litro de solución, lo que implica
un aporte de 154 mEq/l de Na+ y 154
mEq/l de Cl- .Se pasa a goteo endovenoso
en sachets de 500 ml...

41. SUERO DEXTROSADO:
◼ Cuando, además de aportar líquido por vía
endovenosa, es necesario aportar calorías,
se utiliza la dextrosa (D-glucosa) en
distintas concentraciones , por ej.: 5%,
que aporta 200 calorías por litro de
solución...
O C H H
H C OH O
HO C H H
H C OH
H C OH
CH2.OH

42. IONOGRAMAS:
◼ Composición iónica:
otros
Na+
Cl-
HCO3-
otros
EXTRACELULAR INTRACELULAR
K+ PO4=
Mg++

43. IONOGRAMAS:
◼ El ionograma plasmático analiza la
concentración de los principales
constituyentes iónicos del plasma
sanguíneo:
◼ Sodio (Na); Potasio (K), Cloro (Cl) y
Bicarbonato (CO3H-).

44. IONOGRAMAS:
◼ El ionograma plasmático sirve para
detectar un desequilibrio
hidroelectrolítico y controlar el equilibrio
hidrosalino de los riñones, la piel, la
respiración y el aparato digestivo.

45. IONOGRAMAS:
◼ El ionograma urinario debe
complementarse con el plasmático:
◼ Na u: 130 – 260 mEq/l;
◼ K u: 25 a 100 mEq/l.

46. IONOGRAMAS:
◼ Valores normales:
◼ Sodio: 135 - 145 mEq/l.
◼ Potasio: 3,5 - 5 mEq/l.
◼ Cloro: 95 - 105 mEq/l;
◼ Bicarbonato: 27 - 30 mEq/l.

47. DISPERSIÓN DE LÍPIDOS EN
INTERFASE AIRE-AGUA:
MONOCAPA
aire
Cola
hidrofóbica
Lípido
anfipático
Cabeza polar
agua

48. COMPORTAMIENTO DE MOLÉCULAS
ANFIPÁTICAS EN AGUA:
MICELAS
DISPERSIÓN DE ACIDOS GRASOS EN AGUA
H2O

49. PUENTES DE HIDRÓGENO:
Se establecen entre:
◼ GRUPOS POLARES:
◼ Moléculas de agua entre sí;
◼ R OH y el agua;
◼ N y O, como en las cadenas peptídicas
◼ BASES COMPLEMENTARIAS:
◼ TIMINA- ADENINA
◼ CITOSINA- GUANINA

50. SOLUCIONES:
◼ Una solución es una mezcla homogénea de dos
ó más sustancias que pueden ser separadas por
métodos físicos de fraccionamiento (p. ej.
Evaporación).
+
Sal Agua
Sn
NaCl

51. SOLUCIONES:
◼ Clasificación:
◼ No electrolíticas:
◼ Son aquellas cuyos componentes no se disocian;
ej.: Glucosa en agua (dextrosa).
◼ Electrolíticas:
◼ Son aquellas cuyos componentes sí se disocian;
ej.: NaCl (solución fisiológica).

52. SOLUCIONES:
◼ El componente que se encuentra en solución
(Sn) en mayor proporción se denomina
solvente (Sv);
◼ El componente que se encuentra en menor
proporción se denomina soluto (St);
◼ Siempre se cumple que:
◼ Masa sn = masa Sv + masa St

53. Masa/Masa Masa/Volumen
% masa en masa
Molalidad
% masa en
volumen
. Densidad
. mg/dl; g/l
. Molaridad
. Normalidad
. Osmolaridad
FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:

54. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
◼ mg/dl; g/l:
◼ Glucemia: 90 mg/dl
es lo mismo que decir:
◼ 0.9 g/l;
◼ Colesterolemia: 200 mg/dl
es lo mismo que:
◼ 2 g/l;

55. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
◼ La solución de dextrosa al 5% aporta 5 g
de glucosa por 100 ml de agua;
◼ ¿Cuántos g/l representa?:
◼ Si 5 g hay en 100 ml;
◼ En 1000 ml…….x (50 g)
◼ ¿Cuántas kcal por litro aporta sabiendo
que un g de glúcidos genera 4 kcal?.
◼ 200 kcal/l

56. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
◼ Un mol es la cantidad de sustancia,
expresada en gramos que posee el Número
de Avogadro de moléculas: 6.02 x 10 23.
◼ 1 mol de glucosa es igual a 180 gr;
◼ En 180 gr. de glucosa, existe el número de
Avogadro de moléculas.

57. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
◼ En la práctica, un mol de una sustancia es el
peso molecular de dicha sustancia más la
palabra gramos…
◼ PM NaCl: 58
◼ 1 mol de NaCl es igual a 58 gramos;
◼ PM NaOH: 40
◼ 1 mol de NaOH es igual a 40 gramos.

58. MOLARIDAD (M):
◼ La molaridad (M) es el número de moles de
soluto presentes en un litro de solución;
◼ Solución de glucosa 5 M significa
que posee 5 moles de glucosa
en un litro de solución…

59. MOLARIDAD (M):
◼ Si queremos pasar 0,9 g/l de glucosa
a moles/l (PM glu:180):
◼ Si 180 g representan un mol de glucosa:
◼ 0,9 g/l tiene X moles = 0,9/180= 0.005 M
◼ 0.005 M es igual a 5 mM.

60. EQUIVALENTE GRAMO (Eq):
◼ Un equivalente gramo de sustancia es la
cantidad de la misma que se puede combinar
con 1 g de hidrógeno ó con 8 gramos de
oxígeno;
◼ En la práctica, se obtiene al dividir el PM de
una sustancia sobre su valencia:
◼ Ej. NaOH: 40/1 = 40 g
◼ Ej. H2SO4: 98/2= 49 g

61. EQUIVALENTE GRAMO (Eq):
◼ La solución fisiológica aporta 9 g/l de
cloruro de sodio en agua. ¿Cuántos mEq
de Na+ y Cl- representan?
(PM NaCl: 58.5).
◼ Eq NaCl: 58.5/1 = 58.5;
◼ Si 58.5 g equivale a 1000 mEq (1 Eq);
◼ 9 g equivale a x (153.8 mEq/l).

62. NORMALIDAD (N):
◼ Es el número de Eq de soluto presentes
en un litro de solución;
◼ En la práctica, se calcula multiplicando la
Molaridad de una sustancia por su Valencia:
◼ N: M x Valencia
◼ Ej: NaCl 1 M = 1 N
◼ Ej: H2SO4 1 M = 2 N

63. OSMOLARIDAD (osM):
◼ Es la cantidad en moles de una sustancia que
puede provocar un descenso crioscópico de 2 ºC
ó un ascenso ebulloscópico de 0.5 ºC cuando es
agregada a un litro de agua.

64. OSMOLARIDAD (osM):
◼ En la práctica, se calcula multiplicando la
molaridad de dicha sustancia por el número de
partículas que la misma puede dar en solución.
◼ osM = M. nº de partículas
◼ Ej.: glucosa 1 M = 1 osM;
◼ Ej.: NaOH 1 M= 2 osM;
◼ Ej.: H2SO4 1M = 3 osM

65. OSMOSIS:
◼ La osmosis es:
◼ un mecanismo de difusión pasiva,
caracterizado por el paso del solvente, a
través de una membrana semipermeable,
desde la solución más diluida a la más
concentrada.

66. OSMOSIS:
A B
Medio hipertónico Medio hipotónico

67. OSMOSIS:
◼ La presión osmótica puede definirse como
la presión que se debe aplicar a una
solución para detener el flujo neto
de solvente a través de una membrana
semipermeable.

68. INTERCAMBIOS ENTRE LOS ESPACIOS
INTRACELULAR E INTERSTICIAL:
son los gradientes de presión osmótica los que
determinan los movimientos de agua
a través de las membranas…

69. La hidratación celular depende
fundamentalmente de las variaciones de la
osmolaridad extracelular…

70. CAMBIOS OSMÓTICOS:
◼ Si aumenta la osmolaridad extracelular
◼ El agua sale de la célula
◼ Disminuye el volumen celular

71. CAMBIOS OSMÓTICOS:
◼ Si disminuye la osmolaridad extracelular
◼ El agua entra a la célula
◼ Aumenta el volumen celular

72. MUCHAS GRACIAS!!!