Bioquimica temas completos 21 capitulos

UNIVERSIDAD VILLA RICA
FACULTAD DE MEDICINA
ESTUDIO DEL ÁTOMO
TEMA 01
Bioquímica y Biología Molecular
Ciclo Académico 2011-2012

ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
CONCEPTO DE ÁTOMO.
Es la partícula indivisible por métodos corrientes. Es el límite de la división
química.
CONCEPTO DE MOLÉCULA.
Es la parte más pequeña de una sustancia que conserva sus propiedades. Es el
límite de la división física.
Puede estar formada por uno o más átomos. Conserva las propiedades de la
sustancia de la que forma parte.
Por ejemplo: molécula de agua = H2O, formada por tres átomos: dos de hidrógeno
y uno de oxígeno.
PARTÍCULAS QUE FORMAN EL ÁTOMO.
Símbolo Carga eléctrica
PROTONES p+
+1
NEUTRONES n 0
ELECTRONES e-
-1
ENLACES QUÍMICOS.
Se establecen gracias a interacciones electrostáticas de los protones y electrones.
MASA ATÓMICA Ó PESO ATÓMICO (NÚMERO MÁSICO).
Número aproximado de protones y neutrones (nucleones), que hay dentro de un
núcleo.
NÚMERO ATÓMICO.
Es el número de p+
contenidos en el núcleo = igual al número de e-
que rodean al
núcleo.
LOS ÁTOMOS QUE PREDOMINAN EN LAS MOLÉCULAS BIOLÓGICAS SON:
C, O, H, N, P, S.
2

ÁTOMO GRAMO.
Es la masa atómica (peso atómico) expresada en gramos.
Un átomo gramo de oxígeno corresponde a 16 gramos de este elemento.
MOLÉCULA-GRAMO Ó MOL.
Es el peso molecular expresado en gramos.
Todas las moléculas-gramo de cualquier sustancia, tendrán el mismo número de
moléculas.
Este número se denomina Número de Avogadro.
NA = 6,023 x 1023
Por lo tanto:
UN MOL = número de entidades fundamentales
UN MOL de CO2 = Átomo Peso atómico
C 12
O 16
O 16
PM 44
FORMULACIÓN QUÍMICA
FÓRMULA EMPÍRICA.
Indica simplemente la naturaleza de los elementos que integran la molécula y su
proporción atómica relativa, sin prejuzgar el número verdadero de átomos que se
reúnen en la molécula.
Por ejemplo: la fórmula empírica del peróxido de hidrógeno es HO, indicando que
la molécula está integrada únicamente por dos elementos, el hidrógeno y el
oxígeno.
3

FÓRMULA MOLECULAR.
Añade a la fórmula empírica, el número real y concreto de átomos que integran la
molécula.
Así, la fórmula molecular del peróxido de hidrógeno es H2O2, lo que indica que la
molécula contiene cuatro átomos: dos de hidrógeno y dos de oxígeno.
FÓRMULA ESTRUCTURAL.
Añade a las anteriores, la indicación de cómo se disponen los átomos en el
espacio para integrar la molécula, así como la forma de unirse mediante enlaces,
siendo una copia de la molécula verdadera.
La fórmula estructural del metano es:
H

H C  H

H
ESTUDIO DEL ÁTOMO
4

El ÁTOMO es el límite de la división química (se considera indivisible por métodos
químicos corrientes).
Posee en su interior un NÚCLEO eléctricamente positivo (+) rodeado por una
CORTEZA de electrones con carga negativa (-).
NÚCLEO ATÓMICO
El núcleo está formado por PROTONES (carga +) y NEUTRONES (sin carga
eléctrica). Por eso en el núcleo está localizada la carga eléctrica POSITIVA del
átomo.
El número de protones y neutrones es casi la misma. Por ejemplo: el átomo de
sodio tiene 11 protones y 12 neutrones.
Los protones del núcleo están sometidos a fuerzas de repulsión mutuas muy
elevadas que le harían estallar de no existir los neutrones que actúan como
elementos estabilizadores o cementantes. El hidrógeno NO tiene ningún neutrón.
El PESO ATÓMICO (índice superior izquierdo del elemento) representa la suma
de protones y neutrones.
El NÚMERO ATÓMICO (índice inferior izquierdo del elemento) coincide con el
número de protones.
Los átomos más estables son los que tienen número atómico PAR, y son los que
más abundan en la naturaleza, como el 8O, 6C ,20Ca ,12Mg.
ISÓTOPO
Elementos que tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de
protones en su núcleo, pero poseen distinto Número Másico, es decir, distinto
número de neutrones en su núcleo.
Ejemplo:
ELEMENTO N° ATÓMICO
(p+
)
N° MÁSICO
(p+
+ n0
)
SÍMBOLO
5

Protio 1 1 1
H ó H
Deuterio 1 2 2
H ó D
Tritio 1 3 3
H ó T
ESTRUCTURA DE UN ÁTOMO DE CARBONO
6

LEY DE COULOMB
“La fuerza ejercida por el núcleo sobre un electrón es proporcional a la
carga de aquél e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que
los separa”.
Por lo tanto, los electrones próximos al núcleo estarán unidos a él con una fuerza
muy grande. En cambio, los electrones de la parte externa de la envoltura serán
retenidos por una fuerza menos intensa.
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LA CORTEZA
ORBITALES ELECTRÓNICOS Y NIVELES DE ENERGÍA.
Los electrones giran alrededor del núcleo, siguiendo órbitas o niveles en la corteza
atómica.
ORBITAL es una región del espacio alrededor del núcleo donde hay una alta
probabilidad de encontrar electrones. El número máximo de electrones que puede
contener un orbital es DOS.
Los orbitales se encuentran organizados en niveles de energía.
NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL
Define el tamaño del orbital. Se representa por la letra “n”, que indica el piso o
nivel en el cual giran los electrones.
Así, n1 = primer piso o nivel
n2 = segundo piso o nivel
n3 = tercer piso o nivel
n4 = cuarto piso o nivel
Los electrones más cercanos al núcleo están en niveles de energía inferiores. Los
niveles de energía superiores están localizados en promedio progresivamente más
lejos del núcleo. Por ejemplo, el primer nivel de energía es el más cercano al
núcleo y el segundo está localizado después del primero.
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL
Se representa por la letra “L”, y corresponde a la manera como están colocados
los electrones en cada piso o nivel, es decir, son los subpisos o subniveles que
hay en cada piso o nivel
Está compuesto de orbitales que tienen las mismas características dentro de un
nivel de energía. El número de subniveles que se encuentra dentro de un nivel de
7

energía corresponde al número del nivel de energía. Por lo tanto, el primer nivel de
energía contiene únicamente un subnivel. El segundo nivel contiene dos
subniveles. El tercero contiene tres, y así sucesivamente.
Cada subnivel recibe una letra:
“s” (sharp) es el subnivel de energía más bajo (L = 0).
El subnivel “s” es esférico, y solo hay uno de ellos con un máximo de dos
electrones por cada piso o nivel.
“p” (principal) es el siguiente orbital (L = 1), con un poco más de energía. Tienen
la forma de dos lóbulos tangentes al núcleo.
El subnivel “p” tiene tres tipos de orbitales en cada piso (x, y, z) y puede contener
un máximo de 6 electrones.
“d” (difusse) tiene una energía aún mayor (L = 2).
El subnivel “d” tiene cinco orbitales y puede contener un máximo de 10
electrones.
“f” (fundamental) es el subnivel con mayor energía de los cuatro (L = 3).
El subnivel “f” tiene siete orbitales y puede contener un máximo de 14 electrones.
“El número de orbitales por cada piso o nivel es igual al cuadrado del
número cuántico “, es decir, en el primer nivel hay un orbital, en el segundo
cuatro, en el tercero nueve, en el cuarto 16 y así sucesivamente.
En cada orbital solo podrán situarse dos electrones como máximo
No. cuántico
principal
(Nivel)
No. de
Subniveles
No. de
electrones
Orbitales
posibles
Distribución de los
electrones en los
orbitales
1 1 2 s 1s2
2 4 8 s, p 2s2
,2p6
3 9 18 s, p, d 3s2
,3p6
,3d10
4 16 32 s, p, d, f 4s2
, 4p6
, 4d10
, 4f14
8

LEY DEL OCTETE
El último piso o nivel de un átomo no puede poseer más de 8 electrones.
Estos corresponden a los orbitales s y p, es decir s2
, p6
.
Justificamos la no colocación de más electrones en el último piso (orbitales d),
porque el orbital s del piso siguiente tiene un nivel energético más bajo que los
orbitales “d” y “f” del piso anterior y los electrones se colocan PRIMERO en él.
Así por ejemplo el nitrógeno (N) tiene 7 electrones distribuidos de la siguiente
forma: 1s2
, 2s2
, 2p3
.
El potasio (K) con número atómico de 19 tiene sus electrones distribuidos en la
siguiente forma: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
.
El escandio (Sc) con número atómico de 21 tiene la siguiente estructura: 1s2
, 2s2
,
2p6
, 3s2
, 3p6
, 3d1, 4s2
.
El número de electrones de la capa más externa establece la forma en que
puede combinarse un átomo con otros para formar moléculas.
ORGANIZACIÓN DE LOS ORBITALES
EN LOS NIVELES DE ENERGÍA
PRIMER NIVEL DE ENERGÍA: está compuesto por un orbital “s” que puede
tener como máximo dos electrones. Es el más cercano al núcleo.
SEGUNDO NIVEL DE ENERGÍA: está compuesto por dos subniveles: el “s” con
un solo orbital y el “p” con tres orbitales (x, y, z). Este plano puede tener un
máximo de 8 electrones.
TERCER NIVEL DE ENERGÍA: está compuesto con tres subniveles: el “s” con
un orbital, el “p” con tres orbitales y el “d” con cinco orbitales. Este plano
puede tener un máximo de 18 electrones.
TABLA PERIÓDICA
9

Los GRUPOS en la tabla periódica (COLUMNAS VERTICALES) reciben nombres
de grupo:
• GRUPO IA exceptuando al H, se denominan metales alcalinos
• GRUPO IIA se denominan metales alcalinotérreos
• GRUPO B (diez columnas) se conocen como metales de transición
• GRUPO IIIA, IVA y VA no tienen nombres específicos. Se conocen como
grupos del boro-aluminio, del carbono y del nitrógeno respectivamente
• GRUPO VIA se denomina calcógenos
• GRUPO VIIA se denomina halógenos
• GRUPO VIIIA contienen los gases nobles
Los átomos localizados dentro de cada GRUPO QUÍMICO (columna vertical de la
tabla periódica), tienen el mismo número de electrones en el nivel exterior.
Los PERIODOS en la tabla periódica (FILAS HORIZONTALES), corresponden al
número de niveles de energía que tiene. Así, todos los átomos localizados en el 2º
periodo tienen dos niveles de energía.
Los electrones exteriores se denominan ELECTRONES DE VALENCIA.
Por ejemplo el Al, que se encuentra en el grupo IIIA, tiene tres electrones en el
último nivel de energía. Estos electrones están distribuidos, dos en el subnivel 3s y
uno en el subnivel 3p. Todos los átomos del grupo IIIA tiene una configuración del
nivel exterior de s2
p1
.
TABLA PERIÓDICA (Cuadro)
10

TABLA PERIODICA
Mart
es 8 de
Agosto de
2006
Metales
Alcalinos
Metales
Alcalinotérreos
Metales
de
transición
Lantánidos Actínidos
Otros
Metales
No
Metales
Gases Nobles
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
11

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Periodo
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Uun
111
Uuu
112
Uub
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo
Lantánidos *
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
Actínidos **
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
12

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS PRIMEROS 36 ELEMENTOS.
14

Tabla Periódica con los elementos distribuidos de acuerdo con la
configuración electrónica de sus átomos.
16

DIAGRAMA DE LOS NIVELES DE ENERGIA DE CADA ORBITAL.
El orbital de energía más bajo es el 1s, luego se encuentra el 2s y los tres orbitales
2p.
En los pisos 4 y 5 los orbitales están más cerca entre sí.
El orbital 3d es ligeramente mayor en energía que el orbital 4s, por eso los
electrones se colocan primero en el orbital 4s y después si sobran se colocan en el
3d.
18

MOLÉCULAS
Una MOLÉCULA es una agregado de por lo menos dos átomos en una
configuración definida, mantenidos juntos por fuerzas químicas. (Chang).
Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento en
una molécula.
La molécula más simple está constituida por dos átomos y se llama diatómica.
Entre los elementos que existen como moléculas diatómicas en condiciones
atmosféricas se incluyen:
el hidrógeno(H2), nitrógeno (N2), y oxígeno (O2), así como los elementos llamados
halógenos (grupo 7 A): flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), yodo (I2).
Las moléculas pueden tener más de dos átomos ya sea del mismo tipo, como el
ozono (O3) ,o de diferente tipo , como el agua (H2O) y el amoniaco (NH3).Las
moléculas que tienen más de dos átomos se llaman poliatómicas.
ENLACES QUÍMICOS
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en
contacto los electrones del último nivel.
Las fuerzas interatómicas que permiten la integración de las moléculas se llaman
VALENCIAS O ENLACES QUÍMICOS.
19

Para destacar los electrones de valencia, Lewis ideó un sistema en el cual
alrededor del símbolo del elemento químico se coloca un punto por cada electrón
que existe en el último piso del átomo.
Así por ejemplo el H, Li, Na, K, Rb, Cs y Fr perteneces al grupo 1A, y tienen un
punto porque tienen en su último piso un solo electrón.
Los gases nobles por tener el último piso completo con 8 electrones son
nulivalentes ya que por tener el último piso completo no tienden ni a perder, ni a
ganar, ni a compartir sus electrones periféricos. Estos elementos son inertes
químicamente.
Los enlaces son principalmente de dos tipos: COVALENTES Y IÓNICOS.
ENLACES COVALENTES.
Definición.
Unión en la cual dos electrones son compartidos por dos átomos.
Por razones de simplificación, el par de electrones compartidos se representa
comúnmente por una línea. Así el enlace covalente de una molécula de hidrógeno
se representa: H-H.
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En un enlace covalente cada electrón de un par compartido es atraído por los
núcleos involucrados en el enlace. Esta atracción es la responsable de que se
mantengan unidos los dos átomos.
Los electrones de valencia son los que se encuentran en el último piso del átomo.
La REGLA DEL OCTETO, formulada por Lewis, dice que un átomo diferente
del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de
valencia.
Por lo tanto, se puede decir que un enlace covalente se forma cuando NO hay
suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto completo.
Mediante el compartimiento de electrones en un enlace covalente, los átomos
pueden completar sus octetos. El hidrógeno solo requiere en el último y único piso
tener dos electrones.
H:O:H o H-O-H
En muchos compuestos hay ENLACES MÚLTIPLES, esto es, enlaces formados
cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones.
Cuando dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace se denomina
ENLACE DOBLE.
O::C::O o O=C=O.
21

Un TRIPLE ENLACE surge cuando dos átomos comparten tres pares de
electrones, como en la molécula de nitrógeno.
:N::N: o :N=N:
H:C::C:H o H-C=C-H (C2H2 o acetileno).
22

IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS
TEMA 02
23

IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS
Los protones cargados positivamente presentes en el núcleo de un átomo
permanecen ahí durante las reacciones químicas, pero los electrones cargados
negativamente se ganan o se pierden con facilidad.
ION es una partícula cargada positiva o negativamente, que se forma cuando un
átomo o molécula neutra ha perdido o ganado electrones.
Un ion cargado positivamente se llama CATIÓN. Un ion cargado negativamente
se llama ANIÓN.
Por ejemplo el átomo de sodio (Na) puede perder con facilidad un electrón para
convertirse en un catión, representado como Na+
.
Átomo de Na Ion Na+
.
11 protones 11 protones
11 electrones 10 electrones
Un átomo de cloro (Cl) puede ganar un electrón y convertirse en un anión,
representado por Cl-
(llamado cloruro).
Átomo de Cl Ion Cl-
.
17 protones 17 protones
17 electrones 18 electrones
COMPUESTOS IÓNICOS.
Son compuestos que contienen cationes y aniones.
En la mayoría de los casos están formados por un elemento metálico como catión
y uno no metálico como anión.
Los metales tienden a formar cationes compuestos, mientras que los elementos no
metálicos forman aniones cuando se combinan con los metales.
La excepción es el ion amonio (NH+
4), formado por dos elementos no metálicos (N
e H), que es el catión en numerosos compuestos iónicos.
Cloruro de Sodio (NaCl)
Está formado por igual número de iones Na+
y Cl-
, por lo tanto, la relación catión-
anión es de 1:1, de modo que el compuesto es ELÉCTRICAMENTE NEUTRO.
24

Dado que la masa del electrón es muy pequeña en comparación con la del átomo
entero, la masa molar de un ion es prácticamente la misma que la del átomo
neutro.
NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los compuestos iónicos binarios (formados por dos elementos), se escriben
primero el catión metálico y después el anión no metálico.
Así, el NaCl es cloruro de sodio, donde se escribe primero el catión Na+
y después
el anión Cl-
pero se nombra primero el segundo elemento tomando la primera
parte del nombre de ese elemento (Clor) y agregando la terminación “uro” y al final
el primer elemento.
Esta nomenclatura también es válida para los compuestos moleculares
ENLACE IÓNICO
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo
a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados
negativamente, los átomos que reaccionan forman iones.
Los iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas
electrostáticas que son la base del ENLACE IÓNICO, electrovalente o
electropolar.
En general, forman enlaces iónicos:
1. Los electrolitos fuertes, es decir, las sales en estado sólido, fundido o
disuelto, y
25

2. Los ácidos y bases fuertes, especialmente en disolución.
El enlace iónico no tiende a formar moléculas individuales por
agrupación de unos pocos átomos, sino que, cuando la
sustancia es sólida, forma redes cristalinas indefinidas.
Cuando la sal está disuelta, el ion se correlaciona con los
demás por las mismas fuerzas electrostáticas, aunque tienen
más individualidad como tal y se mueven
con más libertad.
REACCIÓN DEL Na CON EL Cl
PARA FORMAR CLORURO DE SODIO
(unión electrovalente)
Los halógenos F, Cl, Br, I, tienen en su última órbita electrónica tal cantidad
de electrones, que solo les falta uno para completar el número máximo.
Los metales alcalinotérreos: Li, Na, K, Rb, Cs, tienen en su último plano un
solo electrón, por lo que para completar esa última capa tienden a cederlo.
26

CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
• Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales
• Al nombrar compuestos iónicos simples, el no metal siempre viene
primero y el metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio), sin
embargo al escribirlo se coloca primero el metal y después el no
metal (NaCl)
• Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros
solventes polares
• En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen
electricidad
• Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con
temperaturas muy altas
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ELECTRONEGATIVIDAD.
La ELECTRONEGATIVIDAD es la habilidad de un átomo para atraer hacia sí
los electrones de un enlace químico.
Un elemento con alta electronegatividad tiene mayor capacidad de atraer los
electrones enlazados que otras moléculas de baja electronegatividad
En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo
largo de un periodo. En cada grupo, la electronegatividad disminuye al aumentar el
número atómico.
Los elementos más electronegativos (halógenos, oxígeno, nitrógeno, azufre) están
ubicados en el ángulo superior derecho de la tabla periódica, y los menos
electronegativos (metales alcalinos y alcalinotérreos) en el ángulo inferior
izquierdo.
28

ENLACES NO COVALENTES
TIPOS DE ENLACES NO COVALENTES
29

DISOLUCIONES ACUOSAS
TEMA 03
30

DISOLUCIONES ACUOSAS
Una SOLUCIÓN es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La
sustancia presente en menor proporción se llama soluto y la sustancia presente
en mayor cantidad se denomina disolvente ó solvente.
SOLUBILIDAD
Es la capacidad de una molécula, para entablar algún tipo de fuerza intermolecular
DISOLUCIONES
Una disolución puede ser gaseosa (aire), sólida (una aleación) o líquida (agua de
mar) estas últimas se llaman disoluciones acuosas.
Las fuerzas intermoleculares (fuerzas de cohesión) que mantienen juntas las
moléculas en estado líquido son de tres tipos:
• Interacciones dipolares:
• Enlaces de hidrógeno
• Fuerzas de dispersión
MOLÉCULAS DIPOLARES E INTERACCIONES DIPOLARES.
Las interacciones dipolares, o dipolo-dipolo son fuerzas de atracción entre
moléculas que existen como DIPOLOS.
POLARIDAD.
Dentro de una molécula electrostáticamente neutra pueden originarse zonas con
cargas positivas (δ+) y negativas (δ-) debido a que los electrones se concentran
más en un lado de la molécula que en el otro haciendo que la molécula sea
DIPOLAR.
En la molécula de agua, la elevada concentración de electrones alrededor del
núcleo de oxígeno, y la deficiencia relativa de electrones alrededor del núcleo de
hidrógeno, ocasiona zonas dipolares.
δ+
31
H

δ-
δ+
En el caso del cloruro de hidrógeno (HCl), por ejemplo, ocurre que el Cl es más
negativo que el H , porque su núcleo, como tiene 17 protones (+) atrae a los
electrones compartidos por el H, más fuertemente que el núcleo del H que solo
tiene un protón (+).Por lo tanto, en su estructura global, los electrones compartidos
por covalencia estarán más próximos al Cl que al H, por eso la molécula tendrá
cargas negativas en el lado donde está el Cl y positivas donde está el H.
Además de existir fuerzas DIPOLO-DIPOLO, existen fuerzas ION-DIPOLO, que
ocurre entre un ion (catión o anión) y un dipolo. La hidratación es un ejemplo de la
interacción ion-dipolo.
En una disolución acuosa de NaCl, los iones Na+
y Cl-
se rodean de moléculas de
agua que son dipolos grandes. De esta forma las moléculas de agua actúan como
un aislante eléctrico que mantiene a los iones separados.
Las interacciones dipolares son fuerzas de corto alcance, lo que significa que las
moléculas tienen que estar muy cerca entre sí para producir una fuerza de
atracción significativa.
Se necesita aproximadamente 1 Kcal/mol para romper las interacciones dipolares;
este es un valor pequeño comparado con las 100 Kcal/mol, aproximadamente, que
se necesita para romper la mayoría de los enlaces covalentes.
PUENTES DE HIDRÓGENO.
Es la atracción entre un átomo de hidrógeno, con carga delta+, y un átomo de
oxígeno o nitrógeno con carga delta-.
Son enlaces dipolo-dipolo
32
OXÍGENO
H

Los enlaces de hidrógeno se encuentran en líquidos que están compuestos de
moléculas que tienen un átomo de hidrógeno enlazado en forma covalente al O, N
o F (elementos del 2º periodo con las electronegatividades más altas) y otro átomo
electronegativo (O, N, F).
Como sucede en las moléculas dipolares, hay una separación de cargas, (un lado
+ y otro -) dentro de la molécula que tiene enlaces de hidrógeno.
La separación de carga se debe a la atracción que ejerce el núcleo del O, N o F
sobre el electrón del H. Por lo tanto el átomo de hidrógeno quedará solo con un
protón y por ello con carga exclusivamente positiva. Si el hidrógeno está cerca de
otro átomo negativo se puede establecer una unión electrostática que aproximará
a los átomos negativos a través del átomo de hidrógeno produciendo el enlace de
hidrógeno o puente de hidrógeno.
Los enlaces de hidrógeno son los más fuertes entre las fuerzas
intermoleculares .Se necesita aproximadamente 5 a 6 Kcal/mol para romper los
enlaces o puentes de hidrógeno.
El agua es un líquido con enlaces de hidrógeno. Las moléculas de agua tienen dos
átomos de hidrógeno enlazados en forma covalente al átomo de oxígeno
electronegativo.
En el agua líquida, la molécula de agua puede estar unida por enlaces de
hidrógeno a otras moléculas de agua como se muestra a continuación.
33

ENLACES DIPOLO-DIPOLO Y PUENTES DE HIDRÓGENO
Enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua y metanol.
Enlaces de hidrógeno entre agua y el alcohol del heptanol.
Compuestos carbonílicos pueden aceptar enlaces de hidrógeno de la
molécula de agua.
Enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua y ácidos carboxílicos.
34

Enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua y los átomos de oxígeno de
un éster.
Las amidas pueden aceptar y donar enlaces de hidrógeno, excepto las di
sustituidas.
35

FUERZAS DE DISPERSIÓN.
Las FUERZAS DE DISPERSIÓN son las fuerzas principales que atraen las
moléculas NO POLARES entre sí.
Las moléculas no polares son aquellas que no tienen separación de cargas
dentro de ellas.
Las fuerzas de dispersión son las más débiles de las tres fuerzas intermoleculares
y existen en todas las moléculas aunque son tan débiles que son opacadas por las
fuerzas dipolares y los enlaces de hidrógeno.
En las moléculas no polares, en donde no existe separación de cargas, ¿cómo es
posible que se puedan atraer las moléculas entre sí?
Si se coloca un ion o una molécula polar cerca de un átomo neutro o de una
molécula no polar, la distribución electrónica del átomo o molécula no polar se
distorsiona por la fuerza ejercida por el ion o molécula polar cercana.
Se dice que el dipolo resultante en el átomo neutro o molécula es un DIPOLO
INDUCIDO, porque la separación entre las cargas positivas y negativas en el
átomo neutro o en la molécula no polar se debe a la proximidad de un ion o
molécula polar. Esta interacción se conoce como “interacción dipolo-dipolo
inducido”.
FUERZAS DE VAN DER WAALS
36

Las fuerzas de Van der Waals ocurren entre dipolos inducidos no permanentes de
enlaces covalentes poco polares, como el C-H.
Por lo tanto, la energía de enlace, resultante de las fuerzas atractivas de Van der
Waals, es inferior a la de los puentes de hidrógeno.
Un enlace apolar como el de C-H es resultando de que no haya diferencias
apreciables en las electronegatividades de los átomos participantes, por lo que no
existe un dipolo permanente natural.
Sin embargo, cuando estas moléculas apolares se acercan, las nubes de
electrones negativamente cargados empiezan a rechazarse mutuamente, lo que
deforma la densidad electrónica de cada orbital molecular.
Esto significa que se convierte en un dipolo inducido. Cada dipolo puede inducir la
formación de otro, lo cual permite la existencia de interacciones dipolo
inducido/dipolo inducido.
No obstante estas interacciones son efímeras porque el enlace es débil. Conforme
los átomos se alejan, se va perdiendo la fuerza de Van der Waals y, por tanto
desaparece el dipolo.
37
C-H
C-H H-C C-H H-C
Fuerza de Van der
Waals
δ-
δ+
δ+
δ-
δ+
δ+No hay
dipolo

EQUILIBRIO QUÍMICO
TEMA 04
38

EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Las REACCIONES QUÍMICAS se producen por el rompimiento y la formación de
los enlaces entre átomos y moléculas o ambas situaciones.
En una reacción química los reactivos se escriben en la izquierda y los productos
a la derecha. Sin embargo, el “lado” de la reacción que representa los reactivos y
los productos dependerá del momento de la reacción y debe especificarse para la
reacción dada.
CO2+ H2O H2CO3
Las reacciones pueden ser REVERSIBLES E IRREVERSIBLES.
Las REACCIONES REVERSIBLES son aquellas susceptibles de realizarse en los
dos sentidos.
Las REACCIONES IRREVERSIBLES solo se efectúan en un sentido y son poco
frecuentes.
Las reacciones reversibles cuando están en equilibrio, la velocidad (Vel.) de la
reacción hacia la derecha es igual a la velocidad de la reacción hacia la izquierda.
Siempre se tiende a alcanzar el EQUILIBRIO, por ello, si las concentraciones de
los reactivos aumentan, la velocidad de la reacción hacia los productos también
aumenta, hasta que hay un incremento neto de productos y se alcanza un nuevo
equilibrio. En cambio, si los reactivos disminuyen, la velocidad de la reacción hacia
los productos disminuye, habiendo un incremento neto en los reactivos con lo que
se alcanza el equilibrio.
CONCEPTO DE EQUILIBRIO
El EQUILIBRIO es un estado en el que no se observan cambios a medida que
transcurre el tiempo .
Por ejemplo, cuando una reacción química ha alcanzado el estado de equilibrio,
permanecen constantes las concentraciones de reactivos y productos.
39

El EQUILIBRIO QUÍMICO es dinámico por la gran actividad en el nivel molecular
que permite la conversión de moléculas de reactivos y productos.
Si colocamos CO2 y H2 en un recipiente bajo condiciones adecuadas, éstos
reactivos se combinarán para producir CO (monóxido de carbono) y H2O.
CO2 + H2 CO + H2O
A medida que la reacción avanza, se incrementa la concentración de productos
CO y H2O y disminuye la concentración de reactivos por lo que disminuye la
velocidad de la reacción directa (hacia la derecha): Conforme aumenta la
concentración de los productos se acelera la reacción inversa (hacia la izquierda)
hasta que llega un momento en que la velocidad de la reacción directa es igual a
la velocidad de la reacción inversa estableciéndose en este momento el equilibrio
químico.
En la gráfica anterior se observa que al inicio de la reacción (t0), la vel. de la
reacción directa es máxima y la vel. de la inversa de 0.
Inicialmente los productos no están presentes.
A medida que pasa el tiempo, la vel. de la reacción directa disminuye
uniformemente y la vel. de la reacción inversa aumenta.
En el tiempo te, las velocidades se hacen iguales y permanecen invariables en el
tiempo, por lo que en este punto la reacción está en EQUILIBRIO.
Mientras que las condiciones permanezcan constantes, la reacción se mantiene
en equilibrio.
VELOCIDAD DE LA REACCIÓN es la cantidad de sustancia transformada en la
unidad de tiempo, y depende de la concentración de la sustancia que reacciona.
40

LEY DE ACCION DE MASAS.
El estudio cuantitativo de los equilibrios químicos conduce a la llamada ley de
acción de masas. Esta ley es válida para reacciones en las que intervienen
múltiples sustancias.
A + B C + D
Cuando dos sustancias (A y B) entran en una reacción química y la concentración
de ambos compuestos permanecen constantes, la velocidad de destrucción de A y
B es proporcional al producto de sus dos concentraciones.
V = K2 [A] [B]
Una vez formados los productos C y D, reaccionan entre sí, generando en parte
los compuestos primitivos A y B, por lo que la vel. de la reacción será proporcional
al producto de sus concentraciones.
V´ = K1 [C] [D]
A medida que las concentraciones de A y B disminuyen, decrece la vel. (V), y
como aumentan las concentraciones de C y D, crece la velocidad V´. Al cabo de
cierto tiempo se llega a un estado en el que V y V´ son iguales. Entonces se
produce un equilibrio químico que no es estático sino dinámico porque la reacción
no cesa.
V = V´: K2 [A] [B] = K1 [C] [D]
Escribiendo la proporción
El cociente K1/K2 es lógicamente CONSTANTE y lo llamamos K.
41

Esta fórmula constituye la llamada LEY DE ACCIÓN DE MASAS, que regula las
concentraciones de los reactivos y los productos presentes en equilibrio, es
decir, nos permite conocer la concentración de los reactivos (denominador) y
productos (numerador), cuando la reacción está en equilibrio. El cociente de esta
reacción es constante y se llama K.
Si la constante de equilibrio “K” es igual a 1, quiere decir que los reactivos y los
productos están en la misma proporción.
Si “K” es menor de 1 quiere decir que los productos (numerador) están en menor
proporción que los reactivos (denominador).
Si “K” es mayor de 1 quiere decir que los productos (numerador) están en mayor
proporción que los reactivos (denominador).
42

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Si añadimos al sistema en equilibrio una cierta cantidad de sustancia C, se
produce un aumento en su concentración, lo que provoca un aumento del
numerador; y para que “K” siga manteniéndose constante, es necesario que
aumente el denominador, desplazándose el equilibrio hacia la izquierda.
El PRINCIPIO DE LE CHATELIER establece, que si se aplica un esfuerzo externo
a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta por sí mismo de tal modo que el
esfuerzo se contrarresta parcialmente hasta alcanzar de nuevo el equilibrio. La
palabra “esfuerzo” en este caso significa cambio de concentración, presión,
volumen o temperatura, que desplaza al sistema de su estado de equilibrio.
En las reacciones químicas, si aumentan las concentraciones de los reactivos la
velocidad de la reacción aumenta hacia la derecha (hacia los productos); en
cambio si aumentan las concentraciones de los productos, la velocidad de la
reacción aumenta hacia izquierda, para mantener el equilibrio.
Ejemplo:
CO2 + H2O H2CO3 HCO3
-
+ H+
Si aumentara la concentración de CO2 en la sangre, la vel. de las reacciones
aumentaría hacia la derecha y con ello aumentaría la concentración de H+
.
43

CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN.
El CO2 se agrega a una mezcla en equilibrio en t1.
De t1 a t2 el sistema regresa al estado de equilibrio.
En t2 las concentraciones de CO y H2O han aumentado y la concentración de H2 ha
disminuido. Mientras no haya ningún cambio en el sistema, la reacción permanece
en equilibrio después de t2.
REACCIONES QUÍMICAS
44

Reacciones en las que se forman o rompen enlaces químicos entre átomos y
moléculas o ambas situaciones.
TODA REACCIÓN QUÍMICA TIENE UN PUNTO DE EQUILIBRIO
En una reacción química intervienen:
REACTIVOS PRODUCTOS
Por convención, los reactivos se escriben (casi siempre) en la izquierda y los
productos en la derecha.
Sin embargo, cual “lado” de una reacción representa los reactivos y cual los
productos depende del punto de vista y debe especificarse para una reacción
dada.
Si la concentración de los reactivos aumenta, la velocidad de la reacción hacia los
productos también aumenta ( ). Hay un incremento neto en los
productos y se alcanza un nuevo equilibrio.
Si la concentración de los reactivos disminuye, la velocidad de la reacción hacia
los productos disminuye ( ). Hay un incremento neto de los reactivos y se
alcanzará un nuevo equilibrio.
REACCIÓN DIRECTA: La velocidad relativa de esta reacción es de izquierda a
derecha
ATP + H20 ADP + P
REACCIÓN INVERSA: La velocidad relativa de esta reacción es de derecha a
izquierda
H2CO3 CO2 + H2O
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Si un sistema en equilibrio se somete a una fuerza externa, éste responderá en el
sentido en el que tienda a liberarse de la fuerza y alcance un nuevo equilibrio, es
decir, en el sentido de contrarrestar dicha modificación.
45

A + B C + D
PIRUVATO + NADH LACTATO + NAD
-
+ H+
46

GRUPOS QUÍMICOS
TEMA 05
47

CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Todos los compuestos orgánicos se dividen en dos grupos principales:
• Hidrocarburos
• Derivados de hidrocarburos
HIDROCARBUROS.
Compuestos que contienen únicamente carbono e hidrógeno.
DERIVADOS DE HIDROCARBUROS.
Compuestos que contienen carbono, hidrógeno y por lo menos otro elemento
diferente al carbono e hidrógeno, que generalmente es:
oxígeno, nitrógeno, halógenos, azufre, fósforo.
CLASIFICACIÓN Y NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS
PREFIJO ALCANOS
CnH2n+2
ALQUENOS
CnH2n
ALQUINOS
CnH2n-2
48

MET- METANO ----------- -----------
ET- ETANO ETENO ETINO
(ACETILENO)
PROP- PROPANO PROPENO PROPINO
BUT- BUTANO BUTENO BUTINO
PENT- PENTANO PENTENO PENTINO
Los prefijos griegos se utilizan a partir de cinco átomos de carbono:
pent-, hex-, hept-, oct-, non-, dec-.
CARBÓN PRIMARIO, SECUNDARIO, TERCIARIO Y CUATERNARIO
ALCANOS
Compuestos orgánicos formados por C e H
Se dice que están saturados porque cada molécula de C está enlazada al máximo
número posible de H
Su fórmula general es CnH2n+2
Se nombran con el sufijo ANO y una raíz que indica el número de C
1=met, 2=et, 3=prop, 4=but, 5=pent, 6=hex, 7=hep, etc.
ALQUENOS
Hidrocarburos que presentan uno o más enlaces dobles C=C
49

Su fórmula general es CnH2n
Por ser insaturados y por la presencia de dobles enlaces, tienen gran reactividad
química
Se nombran con el sufijo ENO
ALQUINOS
Hidrocarburos que contienen uno o más triples enlaces
Su fórmula general es CnH2n-2
Por ser insaturados son muy reactivos
Se nombran con el sufijo INO
PRINCIPALES GRUPOS ALQUILO
Resulta de eliminarle un H a un Hidrocarburo.
Se nombran combinando la terminación del hidrocarburo por il o ilo.
GRUPO ALCOHOL
Resulta de sustituir de un hidrocarburo un hidrógeno por un hidroxilo
–OH.
50

NOMENCLATURA
Toman el nombre del hidrocarburo, terminado en “OL”.
ALDEHÍDOS Y CETONAS
51

Los aldehídos y las cetonas son dos clases de derivados hidrocarbonados que
contienen un GRUPO CARBONILO. Este grupo está formado por un átomo de
carbono unido a un oxígeno por una doble ligadura (C = O)
ALDEHÍDOS.
Resultan de sustituir dos hidrógenos de un mismo carbón primario por un oxígeno
Tienen el grupo carbonilo en el carbono primario o terminal.
En la fórmula de un aldehído, hay por lo menos un átomo de hidrógeno enlazado
al grupo carbonilo. El segundo grupo enlazado al grupo carbonilo puede ser un
grupo alquilo (R) o un arilo (Ar) o un segundo átomo de hidrógeno.
FÓRMULA GENERAL DE LOS ALDEHIDOS
El nombre de aldehído deriva de “alcohol deshidrogenado”, ya que el compuesto
se forma cuando un alcohol pierde un hidrógeno, es decir, se oxida o
deshidrogena.
NOMENCLATURA
La “o” final del nombre del alcano se sustituye por el sufijo “AL”, el cual designa el
grupo funcional de los aldehídos.
Por ejemplo del etano surge el etanal , del metano el metanal, etc.
CETONAS.
Resultan de sustituir dos hidrógenos de un mismo carbón secundario por un
oxígeno.
El grupo carbonilo nunca es un carbono primario o terminal, ya que aquel debe
estar enlazado a otros dos átomos de carbono, es decir es un carbón
secundario .Estos átomos de carbono pueden ser grupos alquilo o arilo.
FÓRMULA GENERAL DE LAS CETONAS
52

NOMENLATURA
Se elimina la “o” terminal del alcano precursor y se cambia por “ONA”. Por
ejemplo: propano, propanona (acetona), butano, butanona, etc...
ÁCIDOS
Resulta de sustituir en un carbón primario de un hidrocarburo, dos hidrógenos por
un oxígeno y el tercer hidrógeno por un hidroxilo (OH).
El carbono primario se convierte en radical CARBOXILO (COOH).
NOMENLATURA
Al nombre del hidrocarburo se añade la terminación “OICO”.
53

SALES ORGÁNICAS
Son compuestos que resultan de sustituir uno o más hidrógenos de un ácido
por un metal.
NOMENCLATURA
Se sustituye la terminación –ICO del ácido por “ATO”

ÉSTERES
Se forman cuando reacciona un ácido con un alcohol, liberando una molécula de
agua.
Ácido + Alcohol = Éster + Agua.
NOMENCLATURA
Se sustituye la terminación ICO del ácido por “ATO”, indicando el nombre
específico del radical alquilo.
55

BENCENO (C6 H6)
DERIVADOS DEL BENCENO
56

AMINAS
Compuestos orgánicos derivados del amoníaco, NH3, formados por la sustitución
de uno, dos, o tres hidrógenos, por grupos alquilos.
Se clasifican en primarias, secundarias y terciarias de acuerdo con el número de
hidrógenos que se hayan sustituido.
NOMENCLATURA
Se nombra el grupo alquilo anido al átomo de nitrógeno y se agrega el sufijo
“AMINA”.
NOMENCLATURA DE ALGUNOS DE LOS
COMPUESTOS ALIFÁTICOS MÁS COMUNES
57

AGUA
TEMA 06
59

A G U A
El agua es, con mucho, el mayor componente del cuerpo, constituyendo
aproximadamente el 70% del peso total del mismo, (llegando a 90% en los niños).
En el organismo se mantiene una relación constante de 70% de agua, 20% de
proteínas y poco menos de 10% de lípidos.
Una pérdida del 10% del contenido total de agua en el hombre ocasiona
enfermedad y del 20% muerte.
El agua está distribuida en dos grandes compartimentos:
INTRACELULAR 50%
EXTRACELULAR 20%, (15% intersticial y 5% intravascular)
A estos compartimientos biológicos hay que agregar el volumen de los líquidos
TRANSCELULARES, que comprende el líquido cefaloraquídeo, el líquido sinovial,
el humor acuoso, etc. Son, por lo general, productos de secreción celular y pueden
considerarse una extensión del extracelular, aunque su velocidad de intercambio
con el exterior es mucho más lenta.
El agua contiene solutos como son: proteínas, iones, etc. Más del 95% del sodio
corporal es extracelular y es el principal soluto del líquido extracelular.
DISTRIBUCION DEL AGUA CORPORAL DE UN ADULTO DE 70 kg
Agua Intracelular Extracelular Intravascular IntersticialBioquímica y Biología Molecular
60

total
% del peso 60 40 20 5 15
Litros 42 28 14 3,5 10,5
Equilibrio del agua
El contenido del agua del organismo permanece constante por regulación
homeostática debida a las interacciones entre una hormona llamada
antidiurética (ADH) y el aparato digestivo, riñones y cerebro. En condiciones
normales la cantidad de agua que se ingiere a diario es prácticamente la
misma que se elimina.
FUENTES Y REQUERIMIENTOS DE AGUA
INGRESOS NORMALES:
• AGUA DE BEBIDAS 1600 ml
• AGUA DE ALIMENTOS SÓLIDOS 700 ml
• AGUA DE OXIDACIÓN CELULAR DE ALIMENTOS 200 ml
• TOTAL 2500 ml
PÉRDIDAS NORMALES:
• PÉRDIDAS INSENSIBLES (piel y pulmones) 800 ml
• VIA RENAL (orina) 1500 ml
• VÍA DIGESTIVA (heces) 200 ml
• TOTAL 2500 ml
61

ENTRADA Y SALIDA DE LÍQUIDOS DEL ORGANISMO EN
CONDICIONES NORMALES
62

ESTRUCTURA DEL AGUA
La molécula de agua está formada por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno
unidos mediante enlaces covalentes.
El oxigeno está en su forma híbrida sp3.
El oxígeno ocupa el centro de un tetraedro, los átomos de hidrógeno ocupan dos
de los vértices, en tanto que los electrones no compartidos ocupan los dos vértices
restantes. El ángulo entre los átomos de hidrógeno es de 104.5.
63

El átomo de oxígeno atrae fuertemente los electrones, en tanto que los dos
núcleos de los átomos de hidrógeno los atraen débilmente, lo que favorece que la
molécula de agua se comporte como un dipolo, eléctrico, teniendo carga negativa
(delta negativa o δ-
) del lado del oxígeno y carga positiva (delta positiva o δ+
) del
lado de los hidrógenos.
ORBITALES HÍBRIDOS
Los electrones que deberían estar distribuidos en un orbital “s” y tres orbitales “p”,
con las características espaciales que ya conocemos (un orbital esféricos y tres
bilobulados), se distribuyen en cuatro orbitales nuevos idénticos entre sí, y que se
llaman HÍBRIDOS, por haber sido engendrados por dos tipos de orbitales
diferentes, y porque participan de las características de sus progenitores.
64

PUENTES DE HIDRÓGENO
El comportamiento del agua como un DIPOLO hace que la parte δ+
de uno de los
hidrógenos de la molécula se acerque al oxigeno (δ-
) de otra molécula de agua
vecina. Cuando dos moléculas de agua se sitúan a una distancia de 2.7 a 3.0 A,
se forma un PUENTE DE HIDRÓGENO.
Una molécula de agua puede interaccionar hasta con cuatro moléculas vecinas.
Los puentes de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes .La
energía necesaria para romper un puente de hidrógeno es de 4.5 Kcal/mol , en
cambio para romper un enlace covalente C-H se requiere de 100 Kcal/mol
65
104.5

En el agua en estado líquido existen moléculas de agua “libres” y “racimos o
redes” de moléculas de agua unidas mediante puentes de hidrógeno parecidas a
las del hielo.
Al aumentar la temperatura se rompen los puentes de hidrógeno dejando libres la
mayoría de las moléculas de agua.
En cambio, al disminuir la temperatura se forma hielo debido a que el ángulo entre
los átomos de hidrógeno de una molécula de agua aumenta a 108º y los puentes
de hidrógeno forman redes tridimensionales con gran cantidad de “espacios
vacíos” lo que explica la menor densidad del hielo con respecto al agua líquida.
(a) y (b) Agua sólida o hielo
(c) Agua líquida o en
racimos parpadeantes
ESTRUCTURA DEL AGUA LÍQUIDA
66

PROPIEDADES DEL AGUA.
DISOLVENTE UNIVERSAL
La estructura y polaridad del agua hacen que sea un disolvente capaz de reducir
las fuerzas de atracción entre partículas con cargas opuestas o de hacer menor la
fuerza de repulsión entre partículas de cargas semejantes.
Los COMPUESTOS IÓNICOS como el cloruro de sodio (NaCl), se disuelve
fácilmente en el agua, ya que las moléculas de agua rodean tanto al Na+
como al
Cl-
. La parte positiva de la molécula de agua se pone en contacto con el Cl-
mientras que la negativa con el Na+
.
El agua posee una Constante Dieléctrica muy elevada, que es la tendencia del
disolvente a oponerse a la atracción electrostática entre los iones negativos y
positivos. La CONSTANTE DIELÉCTRICA DEL AGUA es de 78.5.
El agua también disuelve COMPUESTOS NO IÓNICOS PERO DE CARÁCTER
POLAR . Esta propiedad se debe a la capacidad del agua para establecer puentes
de hidrógeno con grupos funcionales polares (OH-, SH-, NH2-) de otras moléculas.
Los COMPUESTOS APOLARES O
HIDROFÓBICOS no interaccionan con el agua,
sino que se reúnen entre sí no porque tengan
gran afinidad entre ellos, sino porque las
moléculas de agua forman una especie de
envoltura alrededor de ellos. La tendencia de las
moléculas hidrofóbicas a unirse entre sí en
presencia de agua se denomina unión o
interacción hidrofóbica.
El agua también solubiliza MOLÉCULAS ANFIPÁTICAS, compuestos que tienen
dentro de la misma molécula grupos polares y grupos no polares. La porción polar
interacciona con el agua mientras que la porción no polar o hidrofóbica queda
encerrada en el centro .Estos compuestos anfipáticos forman MICELAS cuando se
encuentra disueltas en agua. Los compuestos con estas características son los
fosfolípidos, las proteínas y los ácidos nucleicos.
68

TENSIÓN SUPERFICIAL.
Cuando la superficie del agua está en contacto con el aire se comporta como si su
superficie fuera una membrana elástica, ya que las moléculas de esta zona no
están sujetas fuerzas de atracción semejantes en todas direcciones y tienden a
aglutinarse más en esta parte que en otras zonas del líquido. La tensión superficial
del agua es la más alta después del mercurio. Las proteínas disueltas en agua
disminuyen la tensión superficial del agua en los capilares y células, facilitando
con ello los intercambios entre los tejidos, ya que al disminuir la tensión superficial
junto a la membrana, disminuye la resistencia a la ósmosis intercelular.
ELECTROLITO DÉBIL.
EL agua es un electrolito débil porque tiende a disociarse parcialmente. Origina
el mismo catión que los ácidos ( H+
) y el mismo anión (OH-
) que las bases, por lo
que es una sustancia ANFÓTERA o ANFOLITO, es decir, se puede comportar
como ácido o como base.
CALOR ESPECÍFICO.
Es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1 g de agua,
de 14.5ºC a 15.5ºC.
El valor del calor específico del agua es de 4.184 J/g ° C ó de 1 cal/ g por 1º C y
es muy alto en relación a otras sustancias como el etanol que es de 2.46 J/g ºC.
Por lo tanto, el valor 4.184 J/g° C implica que se necesita una gran cantidad de
calor para calentar 1 g de agua o se desprende mucho calor cuando ésta se
enfría.
El calor específico corresponde a la energía absorbida para romper los puentes de
hidrógeno que unen las moléculas de agua.
69

El agua, absorbe más calor que otros líquidos, para elevar la temperatura. Esta
propiedad es básica para estabilizar la temperatura del cuerpo y funciona como un
amortiguador que evita o disminuye la elevación de la temperatura corporal.
La capacidad del agua para almacenar energía calorífica tiene consecuencias
ambientales muy importantes, una de estas es el clima. Así las áreas geográficas
cercanas a los grandes lagos, mares u océanos experimentan fluctuaciones más
pequeñas de temperatura, no sólo entre invierno y verano sino que también entre
el día y la noche, que aquellas áreas situadas en el interior de los continentes.
El agua de estos cuerpos acuíferos puede absorber gran cantidad de calor en
verano, mientras que su temperatura sólo aumenta ligeramente. En invierno los
cuerpos desprenden calor con lo que la temperatura del agua baja levemente y en
el ambiente hay menos frío.
CALOR LATENTE DE VAPORIZACIÓN.
Es la cantidad de energía necesaria para que un mol de agua se convierta en
vapor.
Por lo tanto, es la cantidad de energía necesaria para superar las fuerzas de
atracción entre las moléculas de agua, de modo que las moléculas individuales
puedan separarse unas de otras y pasar al estado gaseoso.
Una de las ventajas del elevado calor de vaporización del agua es que permite al
hombre disminuir su temperatura corporal.
Esta refrigeración es debida a que, para evaporarse, el agua de la piel (por
ejemplo, el sudor) absorbe el calor del cuerpo, lo que hace disminuir la
temperatura superficial y mantiene la temperatura corporal más baja que la del
ambiente.
PUNTO DE FUSIÓN.
Es la temperatura en la que al agua pasa del estado sólido al líquido y es de 0ºC.
PUNTO DE EBULLICIÓN.
Es la temperatura en la que al agua líquida se convierte en vapor y es de l00ºC.
Tanto el punto de fusión como el de ebullición se alteran cuando se agregan
solutos al agua. El punto de ebullición aumenta y el de fusión disminuye.
70

PRESIÓN OSMÓTICA
En una solución en la que hay agua y solutos, las moléculas de soluto ejercen una
presión sobre las paredes del recipiente que las contiene, que es medible y se
llama presión osmótica.
OSMOSIS: Difusión del agua de la zona de menor concentración de solutos
a la de mayor concentración.
La concentración de una solución depende de la cantidad de partículas de soluto
que existen en ella y no de su tamaño. Por ejemplo una molécula de albúmina que
tiene un peso molecular de 70,000 tiene el mismo efecto osmótico que una
molécula de glucosa con peso de 180.
El número total de partículas de una solución se mide en OSMOLES.
PRESIÓN OSMÓTICA
OSMOL (Osm)
Es igual a un MOL de partículas del soluto.
Así una solución que tiene un mol de glucosa/L, tiene una concentración de un
osmol/L de glucosa.
71

Si la molécula se disocia en dos iones (dos partículas) como el NaCl, (iones de Cl-
y Na+
), entonces la solución que contiene un Osm/l, tiene una concentración
osmótica de 2 Osm/l.
“El término osmol se refiere al NÚMERO de partículas osmóticamente activas.”
Miliosmol = 1/1000 osmoles.
OSMOLARIDAD: PLASMA INTERSTICIO INTRACELULAR
281 mOsm/l 282 mOsm/l 281 mOsm/l
PRESION OSMÓTICA.
Es la presión necesaria que se necesita aplicar para evitar el movimiento
neto del agua desde una solución a otra, cuando ambas soluciones están
separadas por una membrana permeable solo al agua.
Cuanto mayor es la presión osmótica de una solución, menor es la
concentración de agua, pero mayor es la concentración de solutos de esa
solución.
La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de
partículas osmóticamente activas que existen en la solución
(independientemente de su tamaño).
La presión osmótica solo es ejercida por las partículas (partículas osmóticamente
activas) que no pasan a través de una membrana semipermeable.
La OSMOLARIDAD DEL LÍQUIDO EXTRACELULAR se debe a la concentración
de SODIO.
La OSMOLARIDAD DEL LIQUIDO INTRAVASCULAR o PLASMA se debe a las
PROTEINAS
La pequeña diferencia que hay entre la osmolaridad del plasma y el líquido
intersticial se debe a las proteínas del plasma, lo que hace que haya unos 20
mmHg más de presión en los capilares que en el intersticio.
PRESIÓN COLOIDOSMÓTICA U ONCÓTICA
Es la presión osmótica del plasma producida por la concentración de proteínas.
La concentración de proteínas plasmáticas es de 7.5 g/%.
La concentración de proteínas del intersticio es de 2 g/%
72

EFECTO DE LA OSMOLARIDAD DEL LÍQUIDO EXTRACELULAR SOBRE LAS
CÉLULAS
SOLUCIONES ISOTÓNICAS:
Solución Glucosada al 5%.
Solución Salina al 0.9%.
Solución Hartmann.
OSMOLARIDAD PLASMÁTICA
Existen varias fórmulas para calcularla. Una es a partir de las concentraciones
plasmáticas de Sodio, Glucosa y Nitrógeno ureico:
2[Na] + [Glucosa] / 18 + [BUN]
2,8
También puede tomarse en cuenta el Potasio como en la siguiente fórmula:
Cálculo de OSMOLARIDAD:
2(Na+
.) + 2(K+
.) + (Urea) + (Glucosa)
2.8 18
La Osmolaridad Plasmática normal se encuentra entre 275 y 290 mOsm/L
73

CONTROL DEL METABOLISMO DEL AGUA
La ingestión de agua está controlada por la S E D.
Cuando aumenta la osmolaridad del plasma , se activa el centro de la SED en el
HIPOTÁLAMO y se produce un péptido llamado HORMONA ANTIDIURÉTICA
(HAD) O VASOPRESINA que se acumula en la hipófisis posterior de donde es
secretada a la sangre.
La HAD aumenta la permeabilidad del túbulo contorneado distal de la nefrona,
reabsorbiéndose pasivamente agua, lo que diluye el plasma y disminuye la
osmolaridad.
Cambios de la osmolaridad plasmática de 2% o más, son detectados por los
osmorreceptores hipotalámicos (muy sensibles a la concentración de glucosa y
sodio plasmáticos). La liberación de vasopresina se ve estimulada por una
disminución del volumen circulante de más del 10%.
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTROLITOS EN EL ORGANISMO
74

LÍQUIDO EXTRACELULAR: Catión más abundante: Na+
; Anión más abundante
Cl-
.
LÍQUIDO INTRACELULAR; Catión más abundante: K+
; Aniones más abundante:
proteínas y fosfatos (HPO4
2-
)
FORMULARIO DE AGUA Y ELECTROLITOS.
ELEMEN
TO
PESO
ATOMICO
VALENCI
A.
Cl-
35.4 1
K+
39.0 1
Na+
23.0 1
Ca++
40.0 2
Mg++
24.3 2
S 32.0 2
SO4 96.0 2
Conversión de mg a mEq
AGUA CORPORAL TOTAL (ACT)
DEFICIT DE SODIO
75
miligramos X valencia
PESO ATÓMICO
= mEq

(sodio ideal – sodio real) X agua corporal total (ACT)
DEFICIT DE POTASIO
(valor mínimo de potasio normal – potasio del paciente) X 70
CONCENTRACIÓN DE IONES EN LOS LÍQUIDOS CORPORALES
76

MICROCIRCULACION - INTERCAMBIO TRANSCAPILAR
El cloruro de sodio y el bicarbonato de sodio son los principales responsables de
la presión osmótica en el plasma.
En el LEC encontramos:
K+
= 4-5 mEq/L
Na+
= 144
Cl -
= 103
En el LIC la osmolaridad está dada por potasio, proteinatos y fosfatos.
Dentro y fuera hay 300 mEq/L o miliosmoles.
En el LEC, 247 mEq corresponden al cloruro de sodio, (el suero fisiológico
es fundamentalmente cloruro de sodio).
Efecto osmótico solo ejercen los elementos impermeables a la membrana,
porque hacen que cambien los flujos de agua; si es permeable, no ejerce efecto
osmótico porque se equilibra adentro y afuera de la célula.
INTERCAMBIO A TRAVÉS DEL CAPILAR
El capilar es el único lugar donde se produce intercambio con las células. Un
capilar tiene una sola capa de células endoteliales; son capaces de contener una
enorme presión, porque tienen un lumen muy pequeño. Los glóbulos rojos deben
pasar de a uno y deformándose, por lo tanto la velocidad de flujo (1 ml/s) es baja,
para permitir el intercambio.
La resistencia es baja, si un capilar está tapado, hay miles de otros paralelos por
donde puede pasar la sangre. El área capilar es muy grande.
El capilar no tiene tono, no tiene músculo liso ni está inervado, por lo que el
intercambio depende de lo que ocurra a nivel de las arteriolas y de las vénulas.
Los vasos arteriolares tienen músculo liso en abundancia, lo que les da un tono y
son de alta resistencia.
Las vénulas son más anchas, no tienen tejido elástico y son vasos de
capacitancia, solamente contienen sangre.
Si aumenta la presión arteriolar, no sale más líquido intersticial porque las
arteriolas disminuyen su lumen. Si aumenta la presión venosa (insuficiencia
cardíaca) se va a producir un edema porque el intersticio comienza a aumentar su
volumen.
La resistencia arteriolar es a la resistencia venosa como 4 es a 1.
77

FUERZAS QUE PARTICIPAN EN EL INTERCAMBIO ENTRE
LA SANGRE Y EL LÍQUIDO INTERSTICIAL
La única sustancia que no atraviesa la membrana capilar y que, por tanto, ejercen
presión osmótica, son las proteínas, lo que se conoce como presión
coloidosmótica u oncótica.
La presión hidrostática capilar (PHC) es la presión que ejerce la sangre sobre el
capilar y que produce filtración de la sangre al LIS.
La presión oncótica plasmática (POP) produce reabsorción de líquido hacia el
interior del capilar.
Hay una presión hidrostática intersticial (PHI), que es cero en lo normal, (si fuera
positiva, haría presión hacia adentro del capilar); y una presión oncótica intersticial
(POI), que prácticamente es de 0, porque las proteínas no pasan, y si pasan las
capta el sistema linfático, al igual que el exceso de líquido.
La presión hidrostática capilar es mayor en el lado arteriolar y menor en el venoso
(35 y 16). La presión oncótica es la misma a lo largo del capilar (26 mmHg).
La presión efectiva de filtración (PEF) a nivel del capilar está dada por:
PEFA = (PHC + POI) - (POP+PHI).
PEFA = (35 + 1) – (26 + 0)
PEFA = 10 mmHg
PEFV = (16 + 1) – (26 + 0)
PEFV = - 9 mmHg
Los 10 mmHg significa que se filtran 20 litros de plasma al día, pero no se
reabsorbe todo, existe una diferencia de 3 litros al día, que es captada por el
sistema linfático.
Si un niño tiene déficit de proteínas, se ve con el abdomen abultado; como las
proteínas en el plasma son bajas, la presión oncótica disminuye haciendo
aumentar la filtración. El hígado produce proteínas, por lo que cirrosis hepática
también puede llevar a edema. Entre las proteínas importantes cabe señalar la
albúmina.
CAUSAS DE EDEMA
 Aumento de la presión hidrostática capilar, la que puede ser producto de:
 Aumento de la presión arterial
 Aumento de la resistencia venosa
 Disminución de la resistencia arterioral
78

 Aumento de la presión venosa.
El simpático inerva las arteriolas, por adrenalina, produciendo vasocontricción.
Si se activa el simpático, disminuye la filtración. Normalmente los vasos están
semicontraídos (tono). Es más grave un aumento de la presión venosa, menos
grave es el aumento de la presión arterial
 Disminución de la presión oncótica plasmática por un déficit en la ingesta,
disminución de la síntesis o aumento de excreción de proteínas por el riñón
 Bloqueo linfático: cuando hay que sacarlos por cáncer o en la destrucción de
linfáticos por microorganismos
 Aumento permeabilidad capilar: tóxicos de arañas, quemaduras extensas
En la deshidratación, se concentran las proteínas y disminuye la presión de
filtración, por lo que la reabsorción aumenta.
EQUILIBRIO ACIDO-BASE
TEMA 07
79

EQUILIBRIO ÁCIDO-BÁSICO
DEFINICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES
PROTÓN HIDRATADO
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
CONSTANTE DE EQUILIBRIO DEL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA O KW
DISOLUCIÓN NEUTRA, ÁCIDA Y BÁSICA
EL PH – UNA MEDIDA DE LA ACIDEZ
ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES
CONSTANTE DE IONIZACIÓN DE LOS ÁCIDOS DÉBILES
DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA O BUFFER
EQUILIBRIO ÁCIDO BÁSICO EN EL ORGANISMO
CÁLCULO DE PH MEDIANTE UNA CALCULADORA
ORÍGENES DEL IÓN HIDRÓGENO EN EL CUERPO
VALORES DE PH EN LÍQUIDOS Y SECRECIONES DEL ORGANISMO HUMANO
DEFENSA DEL ORGANISMO A LOS CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN DE H+
AMORTIGUADORES O BUFFERS:
• BICARBONATO/AC.CARBÓNICO
• HEMOGLOBINA COMO AMORTIGUADOR
REGULACIÓN PULMONAR DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BÁSICO
REGULACIÓN RENAL DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BÁSICO:
• SECRECIÓN TUBULAR DE H+
• REABSORCIÓN DE BICARBONATO
ALTERACIONES DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BÁSICO:
• ACIDOSIS METABÓLICA Y RESPIRATORIA
• ALCALOSIS METABÓLICA Y RESPIRATORIA
80

ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS.- Definidos por Bronsted (1923) como sustancias capaces de donar un
protón, mientras que Arrhenius (1884) consideraba que un ácido es unas
sustancias que aumenta la concentración de ion hidrógeno (H+
) cuando se
disuelve en agua.
BASES.- Según Bronsted son sustancias capaces de aceptar un protón. Arrhenius
definía a las bases como sustancias que aumentan la concentración de ion
hidróxido (OH-
) cuando se disuelven en agua.
Obsérvese que en la definición de Bronsted no se necesita agua. En la definición
de Arrhenius, los ácidos y bases no podrían existir sin agua.
Todo ÁCIDO de Bronsted tiene una BASE CONJUGADA. Después de que un
ácido ha donado un protón (H+
), el anión resultante se convierte en una base ya
que puede aceptar un protón para volver a formar un ácido. La base que se
produce se denomina BASE CONJUGADA del ácido. Cuando una base acepta un
protón se forma un ÁCIDO CONJUGADO de esa base.
Los subíndices 1 y 2 identifican los dos pares conjugados ácido-base. Así el ion
acetato (CH3COO-
) es la base conjugada del ácido acético (CH3COOH).
La definición de Bronsted también permite clasificar al amoniaco (NH3) como base
por su capacidad de aceptar un protón. Y el NH4 o ion amonio es el ácido
conjugado de la base NH3, mientras que él OH-
es la base conjugada del ácido
H2O.
81

El protón hidratado.
Los iones hidrógeno (H+
) en disoluciones se encuentran hidratados, por lo que se
representan como H3O+
, el cual se llama ion hidronio. Durante el curso se usará
tanto H+
como H3O+
para representar el protón hidratado; la notación H+
es por
conveniencia y la notación H3O+
es más cercana a la realidad .Téngase presente
que ambos representan la misma especie en solución acuosa.
AUTOINONIZACIÓN DEL AGUA
El agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es su
capacidad para actuar como ácido o como base. Como se vio en los ejemplos
anteriores, el agua funciona como base cuando reacciona con ácidos (HCl o
CH3COOH) y funciona como ácido cuando reacciona con bases como el amoniaco
(NH3).
Además el agua es un electrolito débil, por lo que se ioniza en un grado muy
pequeño.
H2O H+
+ OH-
En una muestra de agua pura encontraremos que tanto el H+
y el OH-
se
encuentran en pequeñísimas concentraciones o sea 1 X 10-7
M cada una. Cuando
la concentración de H+
y OH-
son iguales a 1 X 10-7
(cada una), el agua es neutra,
es decir ni ácida ni básica.
82

El principio de Le Chatelier se utiliza para predecir el efecto de la adición de H+
u
OH-
al agua, cuando se encuentra en equilibrio. Si la concentración de H+
o [H+
] se
aumenta, el equilibrio se desplaza para absorber el H+
agregado; es decir el
equilibrio del agua se desplaza hacia la izquierda. Cuando se restablece el
equilibrio, la [OH-
] disminuye. Si la [OH-
] aumenta, el equilibrio también se
desplaza hacia la izquierda y disminuye la [H+
].
El equilibrio entre el agua y sus iones se describe en la siguiente ecuación:
[H+
] [OH-
]
K= ---------------
[H2O]
83

Puesto que sólo una fracción muy pequeña de moléculas de agua está ionizada, la
concentración de agua permanece prácticamente constante. Por lo tanto la nueva
constante de equilibrio es la siguiente:
Kw = [H+
] [OH-
] = 1 X 10-14.
.
Donde Kw. es la “Constante de equilibrio del producto iónico del agua” y [H+
] y
[OH-
] son las concentraciones molares de H+
y OH-
, respectivamente.
Kw= (1.0 X 10-7
) (1 X 10-7
) = 1.0 X 10-14
.
Obsérvese que ya sea en agua pura o con una disolución de especies disueltas, la
siguiente relación siempre se cumple a 25ºC.
Kw = [H+
] [OH-
] = 1 x 10-14.
Siempre que [H+
] sea igual que [OH-
], se dice que la disolución acuosa es neutra.
En una disolución ácida la [H+
] es > que [OH-
]
En una disolución básica la [OH-
] es > que [H+
]
84

El pH - una medida de la acidez
Dado que la concentración de iones hidrógeno (H+
) e hidróxido (OH-
) son a
menudo números muy pequeños y por lo tanto inconvenientes para trabajar con
ellos, Sorensen propuso en 1909 una medida más práctica llamada pH. El pH de
una disolución se define como:
pH = - log [H+
]
Se ve entonces que el pH de una disolución está dado por el logaritmo
negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/l). Hay que recordar
que la ecuación es simplemente una definición establecida para darnos números
convenientes para trabajar con ellos.
Cuando se calcula el pH de una solución se utilizan los logaritmos. Por ejemplo,
¿cuál es el pH del agua pura? El agua pura contiene una concentración de H+
de 1
x 10-7
M; por lo tanto para hallar el pH del agua pura, necesitamos calcular el log.
De 1 x 10-7
y luego multiplicarlo por –1(cambio de signo).
pH = -log [H+
]
= -log (1 X 10-7
M)
= - (-7.0)
= 7.0
El pH del agua pura es de 7.0. Nótese que el pH es exactamente el exponente
negativo de 10 para la [H+
]
Disoluciones ácidas: [H+
] mayor de 1 x 10-7
M, pH < 7.00
Disoluciones básicas: [H+
] menor de 1 x 10-7
M, pH > 7.00
Disoluciones neutras: [H+
] = 1 x 10-7
M, pH = 7.00
85

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Cuando un ácido se disuelve en agua, algunas moléculas, o todas, pueden
disociarse dependiendo de la naturaleza del ácido. La FUERZA DE UN ÁCIDO
puede medirse por la fracción de moléculas que se ionizan. Esta fuerza puede
expresarse cuantitativamente como “porcentaje de ionización”.
Los ÁCIDOS FUERTES son aquellos que se ionizan al 100% en agua. Tales
como el ácido clorhídrico (HCl), nítrico (HNO3), sulfhídrico (H2SO4) etc.
Los ÁCIDOS DÉBILES son aquellos que se ionizan solo parcialmente.
Si un ácido es fuerte, su base conjugada no tiene fuerza medible (es débil).
En los ácidos débiles, mientras más fuerte sea el ácido más débil será su base
conjugada y viceversa. Por ejemplo: el HNO2 (ac.nitroso) es un ácido más fuerte
que el CH3COOH (ác. Acético); por lo tanto, el NO2
–
(nitrito) es una base más débil
que el CH3COO-
(acetato).
86

ÁCIDOS DÉBILES Y CONSTANTES DE IONIZACIÓN
Como se ha mencionado, los ácidos débiles al disolverse en agua se ionizan
parcialmente:
HA (ácido) H+
+ A-
(anión)
El equilibrio para esta ionización del ácido débil, se llama CONSTANTE DE
IONIZACIÓN ÁCIDA O “ Ka “, y se refiere a la concentración molar del ácido, su
base conjugada e H+
en estado de equilibrio.
La fuerza del ácido (HA) pueden medirse cuantitativamente mediante la magnitud
de la Ka; Mientras más grande sea la Ka, el ácido será más fuerte – esto es, mayor
será la concentración de iones H+
producidos en el equilibrio. Como la ionización
de los ácidos débiles nunca es total, siempre existirán el HA (ácido no ionizado),
los iones de H+
y los aniones A-
en estado de equilibrio.
Ácido base conjugada + H+
DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA O BUFFER
Una disolución amortiguadora es una disolución de: 1) un ácido débil o una base
débil y 2) su sal (cuyo nombre termina en URO o ATO, por ejemplo acetato o
cloruro.); ambos componentes deben estar presentes. La disolución tiene la
capacidad de resistir los cambios de pH en la adición de pequeñas cantidades
tanto de ácidos como de bases. Esto se debe a que la disolución amortiguadora
debe contener un ácido para reaccionar con iones OH-
que se agreguen , y
también debe contener una base para reaccionar con los iones H+
que se puedan
agregar. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben
consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos
se satisfacen por un par conjugado ácido-base (un ácido débil y su base
conjugada, o una base débil y su ácido conjugado).
EQUILIBRIO ÁCIDO BÁSICO EN EL ORGANISMO
El equilibrio ácido-base en el organismo humano es el conjunto de mecanismos
que regulan la concentración de hidrogeniones (H+
) en el plasma.
En forma permanente se producen H+
(sinónimo de ácido) como productos del
metabolismo final, por lo que el organismo tiene que utilizar tres sistemas
integrados: los sistemas buffer, el pulmón y el riñón, para mantener dentro de
límites normales la concentración de H+
, porque si no se causaría la muerte.
87

La concentración de H+
[H+
] se puede expresar en equivalentes o moles/l o en
unidades pH. Las dificultades del manejo aritmético de concentraciones mínimas
hicieron que se adoptara la nomenclatura propuesta por Sorensen en 1909, de
unidades pH.
pH = -log [H+
]
La concentración de H+
en el plasma es de:
0.0000000398 eq/l (mol/l) o 3.98 X l0-8
(mol/l)
pH = -log [H+
] pH = -log [3.98 X 10-8
]
pH = -log [3.98 – log 10-8
] El logaritmo de 3.98= 0.60 y el de 10-8
=8
pH = -0.60 + 8
pH = 7.4
El pH normal del líquido extracelular oscila entre 7.33 (44 nM) y 7.44 (36 nM) con
una media de 7.4 (40 nM).Los extremos de pH compatibles con la vida son 6.80 y
7.80.
Con la calculadora:
0.0000000398 + log = -7.42
Logaritmo de 3.98 x 10-8
.
3.98 + EXP + +/- + 8 + log= -7.42
El antilogaritmo de –7.42 + shift + log = 0.0000000398
88

ORÍGENES DEL ION HIDRÓGENO
VOLATILES: origen celular con producción de CO2 y eliminación por el pulmón
(12,000 mmoles/día).
FIJOS: 1 mEq/kg. c/24 horas, que provienen del metabolismo incompleto de
precursores de CO2. Catabolismo oxidativo de aminoácidos con azufre. Hidrólisis
de uniones fosfato de proteínas a acido fosfórico.
Los orígenes de los ÁCIDOS son:
1.- OXIDACIÓN de carbohidratos y grasas que forma H2CO3, el cual a través del
sistema pCO2/ HCO3
-
es conducido a los pulmones y convertido en CO2 y agua
que se elimina por la ventilación pulmonar. La mayor parte de H+
lo proporciona
esta vía.
-
+ H+
2.- ÁCIDOS ORGÁNICOS metabolizables como el ácido láctico y cetoácidos que
finalmente se transforman en CO2 y agua.
3.- ÁCIDOS FIJOS O NO VOLÁTILES que llegan al cuerpo por diversas vías, pero
que solo pueden eliminarse por el riñón. Estos ácidos fijos provienen de las
proteínas, con aminoácidos sulfurados (cisteina, metionina y cistina). La
conversión oxidativa de los aminoácidos sulfurados origina ácido sulfúrico, que
representa la fracción más importante en el ingreso de ácidos fijos. Las
fosfoproteínas y las nucleoproteínas se transforman en ácido fosfórico. Además
de que las proteínas forman ácido úrico.
89

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH
Se define el pH de una solución en términos del pKa del ácido débil y el logaritmo
de la relación de las concentraciones de los compuestos disociados (base
conjugada) con el ácido débil no disociado.
Mientras mayor sea el ácido débil menor será el pH y cuanto mayor sea la base
conjugada mayor será el pH. Cuando las concentraciones de ácido débil sean
exactamente igual a su base conjugada, el pH de la solución será igual al pKa (ya
que la relación de concentraciones es igual a 1.0 y el logaritmo de 1 es igual a 0.
90

S A L
Ph = pK + log
A C I D O
91

DEFENSA DEL ORGANISMO A LOS CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN DE
IONES HIDRÓGENO
1.-Amortiguadores, Buffer o Tampones:
• Sistema bicarbonato/ác.carbónico
• Hemoglobina
• Proteínas
• Sistema fosfato disódico/fosfato monosódico
2.- Pulmones:
3.- Riñones:
• Secreción de iones hidrógeno a la luz de los túbulos renales
• Reabsorción de bicarbonato de la luz tubular
• Producción de iones bicarbonato nuevos, mediante el sistema de amonio
“Ninguno de los sistemas amortiguadores ni el pulmón eliminan del cuerpo el ion
hidrógeno, ligándolo solamente con alguna otra molécula (agua, hemoglobina,
etc.). Al ligarlo desplaza de la solución el ion hidrógeno libre; tan solo los
RIÑONES eliminan real y normalmente el ion hidrógeno”
92

SISTEMA AMORTIGUADOR BICARBONATO/ÁC.CARBÓNICO
En términos generales puede decirse que el pH del líquido extracelular depende
de las concentraciones relativas de bicarbonato y de ác. carbónico. Esto se puede
explicar aplicando la ecuación de HENDERSON Y HASSELBALCK al par
bicarbonato-ácido carbónico de la siguiente manera
HCO3
-
(sal)
pH= pK + log. ------------
H2CO3 (ácido)
Como sabemos el “pK” es el log negativo de Ka que es la “constante de
ionización del ácido” o sea el pH en el cual el ácido no ionizado, los iones de H+
y
los aniones A-
están presentes en equilibrio. En el caso del ACIDO CARBÓNICO
es de 6.1.
La relación normal entre bicarbonato y ác. carbónico en el líquido extracelular es
de 20:1(20 partes de bicarbonato por 1 de ác.carbónico). Esto se debe a que el
bicarbonato en el líquido extracelular tiene una concentración normal de 24
mEq/l. El ác. carbónico en la actualidad se sustituye por el de la presión parcial de
CO2 (pCO2) ya que una mínima parte de CO2 se encuentra en el plasma como ác.
carbónico y la mayor parte está físicamente disuelto en el agua. Por otro lado, el
H2CO3 no puede determinarse en forma precisa, en tanto que el pCO2 es medible
y se emplea en clínica (normalmente de 40 mmHg. en sangre arterial). Para
conocer el valor de CO2 libre se multiplica el pCO2 por 0.03 (factor de
solubilidad) dando como resultado 1.2.
El ácido carbónico está en equilibrio con el CO2 disuelto y éste a su vez lo está
con el CO2 gaseoso.
H2CO3 CO2(disuelto) + H2O CO2(disuelto) CO2(gas)
La primera reacción está catalizada por la ANHIDRASA CARBÓNICA que
transforma el ácido carbónico en CO2 y agua. Esta enzima cataliza la reacción en
0.1 seg.
24 mEq/l. de bicarbonato
pH = pK + log ----------------------------------- = 20 (El log 20 es de 1.3)
1.2 (pCO2 x 0.03).
pH = 6.1 + log 20 = 1.3
93

pH = 6.1 + 1.3 = 7.4
Es sistema buffer bicarbonato/ac. carbónico actúa donando un H+
cuando
desciende la concentración de H+
, y aceptando H+
cuando se eleva la
concentración de estos en la sangre.
El sistema buffer bicarbonato/ác. carbónico es directamente proporcional a la
concentración de bicarbonato e inversamente al ác. carbónico, es decir, si la
concentración de bicarbonato aumenta el pH aumenta y si la concentración de ác.
carbónico aumenta el pH disminuye.
Por otro lado cuando aumenta la concentración de ác. carbónico en el plasma, la
anhidrasa carbónica lo transforma en AGUA y CO2, este último será eliminado por
los pulmones.
El sistema buffer bicarbonato/ácido carbónico es el más importante del
líquido extracelular.
94

SISTEMA AMORTIGUADOR HEMOGLOBINA
El sitio principal de amortiguación del CO2 es el eritrocito, y su principal buffer es la
HEMOGLOBINA (hemoglobina reducida/hemoglobina oxidada).
El CO2 difunde con mucha facilidad al interior del eritrocito, el cual es rico en
anhidrasa carbónica, que hidrata al CO2 y los transforma en H2CO3. El se disocia
en H+
y HCO3
-
. El H+
se combina con la Hb para formar HHb (hemoglobina
reducida). El HCO3
-
sale del eritrocito y se intercambia con Cloruro. El resultado
es que el CO2 retenido es amortiguado y el bicarbonato es liberado a la sangre.
Cuando aumenta la concentración de oxígeno, este se une a la Hb formando
oxihemoglobina (HbO2
-
) ya que cede el H+
aumentado la acidez en el interior del
eritrocito. A la inversa, cuando aumenta la concentración de CO2 y por lo tanto la
concentración de H+
la Hb se une a este y libera O2.
HHb = hemoglobina reducida
HbO2= hemoglobina oxidada u oxihemoglobina
HbO2
-
+ H+
HHb + O2
Tejidos
HbO2
-
+ CO2 + H2O HHb + HCO3 + O2.
Pulmones
EFECTO BOHR.- El aumento en la concentración de H+
en el eritrocito favorecerá
la liberación de oxígeno de la oxihemoglobina (HbO2) y la oxigenación de la
hemoglobina disminuirá el pH del medio.
95

HEMOGLOBINA COMO SISTEMA AMORTIGUADOR O BUFFER
96

Transporte de O2 en la sangre:
1.5% disuelto en el plasma.
98.5% como oxihemoglobina (HbO2).
Transporte del CO2.en la sangre:
70% como bicarbonato (HCO3).
23% como carboxihemoglobina (Hb CO2).
7% disuelto en el plasma.
97

REGULACIÓN PULMONAR EL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
La respiración también participa en el mantenimiento del pH corporal. Un aumento
en la concentración de CO2 en los líquidos corporales aumenta la concentración
de H+
y por consiguiente disminuye el pH (es más ácido). Este proceso se
representa por las siguientes reacciones:
CO2 + H2O H2CO3 H+
+ HCO3
A la inversa, una disminución de la concentración de CO2 en los líquidos
corporales eleva el pH(es más básico).
El pH de los líquidos corporales puede ajustarse, generalmente en uno a tres
minutos, variando la frecuencia y profundidad de la respiración. Si la frecuencia y
profundidad aumentan, se exhala más CO2, la reacción anterior se desvía hacia la
izquierda, la concentración de H+
disminuye y el pH sanguíneo aumenta. Dado que
el ácido carbónico puede eliminarse mediante la exhalación de CO2, se considera
un ácido volátil. Si se reduce la frecuencia respiratoria, se exhala menos CO2 y el
pH sanguíneo desciende.
El pH de los líquidos corporales influye en la frecuencia respiratoria. Por ejemplo,
si la sangre se acidifica, el aumento de H+
es detectado por quimiorreceptores que
estimulan el centro respiratorio localizado en el bulbo raquídeo. Como resultado, el
diafragma y otros músculos de la respiración se contraen con mayor potencia y
frecuencia, es decir, aumenta la frecuencia y la profundidad de la respiración. Este
mismo efecto se consigue si el nivel de CO2 en la sangre se eleva. El aumento de
la frecuencia y profundidad de la respiración elimina más CO2 de la sangre para
reducir la concentración de H+
, y el pH se eleva. Por otro lado, si se produce una
elevación del pH sanguíneo se inhibe el centro respiratorio y disminuye la
frecuencia y profundidad respiratorias. Una disminución de la concentración de
CO2 produce el mismo efecto. La disminución de la frecuencia y profundidad de la
respiración causan una acumulación de CO2 en la sangre, y la concentración de
H+
aumenta.
98

CONTROL RESPIRATORIO DEL EQUILBRIO ÁCIDO BASE
99

REGULACIÓN RENAL DEL EQUILIBRIO ACIDO-BASE
Los riñones tienen la capacidad de efectuar la excreción neta de H+
o de
bicarbonato, según sea necesario, para que el pH de los líquidos corporales
vuelva a 7.4 y se regeneren las reservas buffer. En la regulación de la secreción
de H+
intervienen tres procesos:
• SECRECIÓN TUBULAR DE H+
• REABSORCIÓN DE BICARBONATO
• PRODUCCIÓN DE NUEVOS IONES BICARBONATO
100

SECRECIÓN TUBULAR DE H+
La secreción de H+
tiene lugar en las células epiteliales de los túbulos
contorneados proximales y túbulos colectores.
En el túbulo contorneado proximal, la secreción de H+
se realiza a través de
acarreadores antiport Na+
/H+
y no requiere de energía.
En el túbulo colector la secreción de H+
se efectúa por transporte activo primario,
utilizando energía (ATP), ya que debe mover H+
en contra de un gradiente de
concentración de 1000:1.
Cuando el CO2 de la sangre peritubular entra a las células epiteliales de los
túbulos renales, en presencia de la enzima anhidrasa carbónica (A.C), el CO2 se
combina con agua (H2O) para formar ácido carbónico (H2CO3). Este ácido se
disocia en H+
y iones bicarbonato (HCO3
-
), secretándose el H+
al líquido tubular
(orina en formación).
PRODUCCIÓN DE NUEVOS IONES BICARBONATO
101

El HCO3
-
formado durante la disociación del H2CO3 puede difundir desde las
células epiteliales a la sangre peritubular. Por cada H+
secretado, la sangre
peritubular capta un ión de HCO3
-
.
REABSORCIÓN DE IONES BICARBONATO
En el túbulo contorneado proximal, la mayoría de H+
secretados al líquido tubular
se combinan con el HCO3
-
filtrado para formar H2CO3, que a su vez, se disocia en
CO2 y H2O. El CO2 difunde a las células tubulares donde puede unirse al H2O para
producir H2CO3 que a su vez se disocia en H+
y HCO3. Este último puede pasar a
la sangre. Así, cuando el H+
reacciona con el HCO3
-
filtrado, el resultado global de
la secreción de H+
es la reabsorción de Na+
y HCO3
-
.
En el túbulo colector el H+
secretado es amortiguado principalmente por fosfato
(HPO4
2
) y amoniaco (NH3).
102

SECRECIÓN DE AMONIACO POR LAS CÉLULAS TUBULARES
El amoniaco (NH3) atraviesa con facilidad la luz de la nefrona, donde al unirse con
H+
, se forma ion amonio (NH4
+
). La fuente principal de NH3 para este proceso es la
hidrólisis de la glutamina, catalizada por la enzima glutaminasa.
glutaminasa
H2O + glutamina glutamato + NH3
NH3 + H+
NH4
+
Cuando aumenta la concentración de H+
en el organismo, se activa la
glutaminasa, eliminando H+
, bajo de forma de amonio (NH4
+
).
ALTERACIONES DEL EQUILIBRIO ACIDOBÁSICO
ACIDOSIS METABÓLICA:
pH menor de 7.35
Bicarbonato menor de 25 mEq/l
pCO2 normal
103

Ejemplos: Cetoacidosis diabética. Acidosis láctica. Insuf. renal Intoxicación por
ácidos. Diarrea. Inhibidores de la anhidrasa carbónica, etc.
ACIDOSIS RESPIRATORIA:
pH menor de 7.35
pCO2 mayor de 40 mmHg
Bicarbonato normal
Ejemplos: obstrucción de vías respiratorias, hipoventilación central, restricción
torácica, neumotórax, edema pulmonar grave.
ALCALOSIS METABÓLICA:
pH superior a 7.45
Bicarbonato mayor de 25 mEq/l
PCO2 normal
Ejemplos: vómitos, hiperaldosteronismo primario y secundario, ingestión de
alcalinos.
ALCALOSIS RESPIRATORIA:
pH superior a 7.4
Bicarbonato normal
PCO2 menor de 40 mmHg
Ejemplos: Ansiedad, hiperventilación central, fiebre, mal de las grandes alturas,
septicemia, hipertiroidismo, insuf. hepática.
104

AMINOÁCIDOS Y PROTEÍNAS
TEMA 08
ESTRUCTURA DE LOS AMINOÁCIDOS
Los aminoácidos son moléculas que contienen un grupo AMINO –NH2, y un grupo
carboxilo –COOH, unidos a un carbono α.
El carbono α de los aminoácidos es un carbono asimétrico o carbono QUIRAL
porque está unido a cuatro grupos diferentes:
106

1. Grupo amino
2. Grupo carboxilo
3. Hidrógeno
4. Grupo R o cadena lateral
En la mayoría de los seres vivos existen 20 aminoácidos, de los cuales la glicina
es el único aminoácido AQUIRAL, ya que tiene dos hidrógenos y no tiene grupo R.
Los aminoácidos se clasifican en esenciales y No esenciales. Los aminoácidos
esenciales son aquellos que se requieren en la dieta ya que no se pueden
sintetizar. Los ocho aminoácidos esenciales son:
Isoleucina Leucina
Lisina Metionina
Fenilalanina Treonina
Triptófano Valina
Los aminoácidos quirales o con carbono α asimétrico pueden tener dos imágenes
espaciales que no se pueden superponer una a la otra que se llaman
ENANTIÓMEROS.
Los enantiómeros pueden ser D (derecha – dextro del latín dexter) o L (izquierda –
levo del latín laevus) de acuerdo tengan colocado el grupo amino-α a la derecha
(D) o izquierda (L).
Los aminoácidos en los humanos y en la mayoría de los animales y plantas tienen
configuración “L”.
Todos los aminoácidos tienen en común el carbono α unido al grupo amino,
carboxilo, hidrógeno y cadena lateral. La diferencia de los aminoácidos está en la
cadena lateral.
Los aminoácidos a pH de 7.4 que es el normal, se encuentran ionizados; el grupo
carboxilo -COOH pierde un protón y se encuentra como carboxilato -COO-
, en
cambio el grupo amino –NH2 se encuentra con un protón de más –NH3
+
(amino
protonado). Por lo tanto se dice que los aminoácidos a pH neutro se encuentran
en forma iónica o zwitterion.
107

CLASIFICACIÓN DE LOS AMINOÁCIDOS
Los aminoácidos los clasificamos atendiendo a sus propiedades fisicoquímicas de
su cadena lateral R.
Se clasifican en cuatro grupos:
1. HIDROFÍLICOS NEUTROS SIN CARGAS
2. HIDROFÍLICOS CON CARGA POSITIVA O BÁSICOS
3. HIDROFÍLICOS CON CARGA NEGATIVA O ÁCIDOS
4. HIDROFÓBICOS
1.- HIDROFÍLICOS NEUTROS SIN CARGA
• Para identificarlos se buscan radicales con grupo –OH, -SH, -NH2, C=O
• Son: serina, treonina, cisteina, tirosina, asparagina y glutamina
• Establecen puentes de hidrógeno y por eso interaccionan con agua
• Pueden interaccionar no solo con agua, sino con otros radicales hidrofílicos y
con solventes polares.
2.- HIDROFÍLICOS CON CARGA POSITIVA O BÁSICOS
109

• Para identificarlo se deben buscar en el radical a los grupos AMINO
PROTONADOS (NH3
+
)
• Son los siguientes aminoácidos: Lisina, arginina, histidina
• Los radicales con carga positiva (+) rechazan a otros radicales positivos y
atraen radicales con carga negativa; establecen puentes de hidrógeno con el
agua o con cualquier otro radical hidrofílico
• Las cargas de estos radicales varían con el pH del medio
110

3.- HIDROFÍLICOS CON CARGA NEGATIVA O ÁCIDOS
• Para identificar a los aminoácidos ácidos deben existir GRUPOS CARBOXILO
( COO-
)
• Son los siguientes: ácido glutámico y acido aspártico
• Los radicales con carga negativa rechazan a otros radicales negativos y atraen
a radicales positivos; establecen puentes de hidrógeno e interaccionan con el
agua y con otros radicales hidrofílicos
• Las cargas de estos radicales varían con el pH del medio
111

4.- HIDROFÓBICOS
• Para identificarlos debe de asegurarse que en el radical no existan grupos: -OH
-SH, -COOH, -COO-
, -NH2, -NH3
+
• Al no tener grupos polares o cargados, los radicales de los aminoácidos no
establecen puentes de hidrógeno y por esto no interaccionan con el agua ni
con otras sustancias polares
• Son los siguientes: glicina, alanina, valina, leucina, isoleucina, prolina,
metionina, fenilalanina y triptófano
• Un radical hidrofóbico puede interaccionar con otro radical hidrofóbico o con
sustancias no polares como los lípidos y solventes orgánicos
112

CLASIFICACIÓN DE LOS AMINOÁCIDOS A pH de 7.0
113

COMPORTAMIENTO IÓNICO DE LOS AMINOÁCIDOS
El estado iónico de los grupos ÁCIDOS Y BÁSICOS de los aminoácidos depende
del pH. El grupo alfa-amino (α-amino) es una base débil, y el grupo alfa-carboxilo
(α-COOH) es un ácido débil. Como sabemos los ácidos y bases débiles tienen una
constante de ionización, que es una medida de la tendencia a ionizarse.
Un ácido débil en solución acuosa tiende a ionizarse según la reacción:
HA A-
+ H+
El pKa (logaritmo negativo de Ka) es igual al pH cuando un ácido débil se
encuentra un 50% como sal o base conjugada y un 50% como ácido sin disociar.
A-
(sal)
pK = ________________
= 1 (la concentración de HA = A-
), el log de 1 = 0
HA (ácido)
Las propiedades físicas de los aminoácidos están influidas por los estados iónicos
de los grupos alfa-amino, alfa-carboxilo y cualquier grupo ionizable que haya en
las cadenas laterales. Siete aminoácidos tienen cadena lateral ionizable.
El grupo α-COOH de un aminoácido es un ácido débil con valores de pKa en los
aminoácidos libres que van de 1.8 a 2.5.
114

Por ejemplo en un aminoácido cuyo grupo α-COOH tiene un pK de 2.0, la
proporción entre base conjugada o carboxilato (SAL) y ácido débil (ácido
carboxílico) a pH 7.0 se puede calcular con la fórmula de Henderson Hasselbach.
Por consiguiente la proporción entre el anión carboxilato y el ácido carboxílico es
de 100,000:1. Así el tipo predominante del grupo α-carboxilo de los aminoácidos a
pH neutro es el anión carboxilato.
El grupo α-amino de los aminoácidos libres, tiene un pKa de 8.7 a 10.7. Para un
aminoácido cuyo grupo α-amino tenga un pKa de 10.0, la proporción de base
conjugada o amino libre (-NH2) y el ácido o amino protonado (-NH3) a pH de 7.0
sería de 1:1000. Es decir predominaría el grupo NH3. Por eso los aminoácidos
libres casi siempre están como iones dipolo a pH neutro (7.0). Por tanto, es
incorrecto dibujar la estructura de una aminoácido con ambos grupos -COOH y
NH2, ya que no hay ningún valor de pH en el cual el grupo carboxilo esté
protonado mientras que el grupo amino está en forma básica no protonada.
La ionización de las cadenas laterales de los aminoácidos que tienen grupos
ionizables obedecen los mismo principios que las ionizaciones de los grupos α-
amino y α-carboxilo.
Se define PUNTO ISOELÉCTRICO o “pI” de un aminoácido, como el pH en el
cual éste no tiene carga eléctrica neta y no muestra tendencia a emigrar en un
campo eléctrico.
En el caso de la glicina: K1 = 10-2.34
, el K2 = 10-9.60
pI = (2.34 + 9.60) / 2= 5.97
115

Esto quiere decir que si colocamos la glicina en un campo eléctrico a un pH menor
que la pI, llevará una carga neta positiva y por consiguientes migrará hacia el
cátodo. A un pH mayor que el pI, llevará una carga neta negativa y migrará al
ánodo. Pero si el pH es igual al pI no migrará, porque sus cargas positivas y
negativas están equilibradas.
Para calcular el pI de un aminoácido con tres grupos ionizables, se suman los tres
valores de pKa y se dividen entre 3.
Por ejemplo:
El aspartato con pK1 = 1.9, pK2 = 3.7 y pK3 = 9.6 / 3 = 5.97
116

PROTEÍNAS
ENLACE PEPTÍDICO
Una proteína es una cadena de aminoácidos unidos por enlaces peptídicos; cada
aminoácido constituye una “unidad peptídica en una molécula de proteína.
El ENLACE PEPTÍDICO se forma entre el grupo amino de un aminoácido y el
grupo carboxilo de otro aminoácido. La formación de la unión peptídica se lleva a
cabo con la formación de una molécula de agua y el consumo de 4 ATP por cada
enlace.
Aminoácidos (unidades peptídicas) de un dipéptido.
Por convención, el aminoácido con un grupo amonio libre siempre se escribe en el
lado izquierdo y se denomina aminoácido N-terminal. En forma similar, el
aminoácido con el grupo carboxilato libre se escribe en el lado derecho y se
denomina aminoácido C-terminal.
Se denominan Oligopéptidos aquellas moléculas que tienen de 2 a 20
aminoácidos. Son Polipétidos las moléculas formadas por 20 a 50 aminoácidos y
Proteínas las moléculas con más de 50 aminoácidos.
ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS
La estructura de una proteína determina sus propiedades y sus actividades
biológicas. La forma específica tridimensional de una proteína se denomina
CONFORMACIÓN.
120

La conformación general de una molécula de proteína se divide en cuatro niveles
de organización: Las estructuras primaria, secundaria, terciaria y cuaternaria.
1.- ESTRUCTURA PRIMARIA DE LAS PROTEÍNAS
Se define como la secuencia de aminoácidos en la molécula.
Cada molécula de proteína tiene una secuencia exacta de aminoácidos que
comienza con el aminoácido N-terminal y termina con el aminoácido C-terminal.
Ligeros cambios en la estructura primaria de una proteína tiene un efecto
fundamental en las propiedades de esa proteína.
Por ejemplo: la sustitución de un aminoácido de la cadena beta de la hemoglobina
normal (el ácido glutámico en la posición 6) por otro (valina) la transforman en la
hemoglobina de las células falciformes.
2.- ESTRUCTURA SECUNDARIA DE LAS PROTEÍNAS
Se refiere a la disposición regular de determinadas zonas del esqueleto de la
cadena polipeptídica. Este nivel estructural se encuentra estabilizado por “puentes
de hidrógeno” entre el grupo amida y carbonilo del enlace peptídico.
Las estructuras secundarias más importantes son:
La HELICE ALFA y la LAMINA BETA PLEGADA.
HELICE ALFA.- Es una estructura estrechamente enrollada en forma de espiral
que se asemeja a un sacacorchos. La estructura helicoidal se mantiene
estabilizada por el enlace de hidrógeno entre el grupo carbonilo (C=O) de una
aminoácido, y el grupo amida (NH) que está cuatro aminoácidos adelante en la
cadena. Cada vuelta de la espiral contiene 3.6 aminoácidos. Las cadenas laterales
de los aminoácidos se localizan hacia fuera de la espiral. Esta estructura es la más
abundante de las PROTEÍNAS FIBROSAS (queratina, colágeno, etc.).
121

LAMINA PLEGADA BETA.- Consiste en la asociación de dos o más cadenas
polipeptídicas dispuestas una al lado de la otra, que logran su estabilidad
mediante puentes de hidrógeno entre los grupos amida y carbonilo del enlace
peptídico entre cadenas adyacentes. Las cadenas polipeptídicas paralelas van en
zig-zag. Las láminas beta se llaman paralelas cuando los extremos amino y
carboxilo de cada cadena tienen el mismo sentido. La disposición de las cadenas
puede ser alternante y entonces se denominan láminas beta antiparalelas.
123

3.- ESTRUCTURA TERCIARIA DE LAS PROTEÍNAS
124

La estructura terciaria es la forma como la cadena proteínica se dobla y se
enrosca; los dobleces y torcimientos de la cadena proteínica resultan de las
fuerzas de atracción entre las cadenas laterales de los aminoácidos, que están
ampliamente separados entre sí dentro de la cadena. Estas fuerzas de atracción
se llaman Fuerzas intramoleculares.
125

Las principales FUERZAS INTRAMOLECULARES de las proteínas son:
• INTERACCIONES HIDROFÓBICAS O FUERZAS DE DISPERSIÓN
• ENLACES IÓNICOS
• ENLACES DE HIDRÓGENO
• PUENTES DISULFURO
• INTERACCIONES HIDROFÓBICAS.- Los aminoácidos como la valina,
leucina, isoleucina, y fenilalanina tiene cadenas laterales no polares que
para evitar estar en contacto con el disolvente(moléculas polares de agua)
tienden a colocarse en el interior de la proteína asociándose con otra
cadenas apolares, ocasionando el plegamiento de la cadena polipeptídica
• ENLACES IÓNICOS en las proteínas resultan por la atracción entre un
grupo NH3
+
cargado positivamente de un aminoácido y un grupo COO-
cargado negativamente de otro aminoácido
• ENLACES DE HIDRÓGENO, se encuentra entre las cadenas laterales que
contienen un grupo –OH y el grupo carboxilo (COO-
) de otro aminoácido
• Los PUENTES DISULFURO se forman cuando las cadenas laterales de
dos moléculas de cisteína con grupos SH se oxidan. Son enlaces
covalentes
126

4.- ESTRUCTURA CUATERNARIA DE LAS PROTEÍNAS
Algunas proteínas están constituidas por más de una cadena de aminoácidos. El
arreglo espacial de estas cadenas de aminoácidos llamadas subunidades forma la
estructura cuaternaria.
Una proteína que tiene una estructura cuaternaria es la hemoglobina, ya que está
compuesta por cuatro subunidades, dos alfas y dos betas.
DESNATURALIZACIÓN DE LAS PROTEÍNAS
127

La desorganización de la conformación de la proteína sin cambiar su estructura
primaria se llama desnaturalización.
Esta desorganización afecta su estructura secundaria, terciaria y cuaternaria, pero
respeta la estructura primaria, ya que no rompe los enlaces peptídicos.
Los métodos para desnaturalizar las proteínas son:
CALENTAMIENTO, pH y OTROS AGENTES DESNATURALIZANTES como la
urea, detergentes etc.
128

FUNCIONES BIOLÓGICAS DE LAS PROTEINAS
131

FUNCIONES DE LAS PROTEÍNAS
• Función estructural: forman estructuras capaces de soportar gran tensión
continuada, como un tendón o el armazón proteico de un hueso o un
cartílago. Como la colágena, elastina, etc.
• Movimiento y contracción: la actina y la miosina forman estructuras que
producen movimiento. Mueven los músculos estriados y lisos
• Transporte: algunas proteínas (hemoglobina, seruloplasmina,
lipoproteínas) tienen la capacidad de transportar sustancias, como oxígeno
o lípidos, o cobre
• Reserva energética: producen 4 kcal/mol/g
• Función defensiva: las inmunoglobulinas son proteínas producidas por
linfocitos B, e implicadas en la defensa del organismo
• Función hormonal: algunas proteínas funcionan como mensajeros de
señales hormonales, generando una respuesta en los órganos blanco
• Función enzimática: las enzimas funcionan como biocatalizadores, ya
que controlan las reacciones metabólicas, disminuyendo la energía de
activación de estas reacciones
132

PRINCIPALES PROTEINAS PLASMÁTICAS
ELECTROFORESIS DE PROTEINAS
133

CARBOHIDRATOS
TEMA 09
134

CARBOHIDRATOS
DEFINICIÓN Y FUNCIONES BIOLÓGICAS.
CLASIFICACIÓN.
MONOSACÁRIDOS: ALDOSAS Y CETOSAS.
ESTRUCTURA LINEAL (FISHER) DE LOS MONOSACÁRIDOS (FÓRMULA DE LA GLUCOSA).
CARBONO ASIMÉTRICO.
CONFIGURACIÓN D Y L.
ESTRUCTURA CÍCLICA (HAWORTH) DE LOS MONOSACÁRIDOS (ESTRUCTURA PIRANO Y
FURANO).
ENLACE HEMIACETAL.
FÓRMULA CÍCLICA DE LA GLUCOSA.
ENLACES GLUCOSÍDOS (ALFA Y BETA).
DISACÁRIDOS.
MONOSACÁRIDOS DERIVADOS: GLUCÓSIDOS, POLIALCOHOLES, AZÚCARES
FOSFORILADOS, AMINOAZÚCARES, DESOXIAZÚCARES.
POLISACÁRIDOS, CLASIFICACIÓN.
GLUCÓGENO.
GLUCOSAMINOGLUCANOS, CLASIFICACIÓN Y FUNCIONES.
135

CARBOHIDRATOS
Los GLÚCIDOS, AZÚCARES, CARBOHIDRATOS o SACÁRIDOS, son de origen
endógeno y exógeno.
CARBOHIDRATOS EXÓGENOS
Proceden de la dieta que contiene: cereales, legumbres, tubérculos, frutas, dulces,
leche, productos lácteos etc.
CARBOHIDRATOS ENDÓGENOS
Se forman en el hígado y en la corteza suprarrenal a partir de aminoácidos
glucogénicos y del glicerol de las grasas.
La fórmula general de los carbohidratos es (CH2O)n ≥ 3
DEFINICIÓN
Los carbohidratos son polihidroxialdehidos y polihidroxicetonas, o compuestos
que se pueden hidrolizar para producir los compuestos anteriores.
136

Bioquimica temas completos 21 capitulos

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