Introducción a la bioquímica

1. BIENVENIDOS A BIOQUÍMICA
DE LA NUTRICIÓN AÑO 2020
Prof. Dr. Marcelo Osvaldo Lucentini

2. ORGANIZACIÓN DE LA MATERIA:
 CLASES TEÓRICAS OPTATIVAS:
 Se cursa todos los miércoles de 18 a 21
horas, desde el 18 de marzo hasta el 7
de octubre;
 CLASES PRÁCTICAS OBLIGATORIAS
 Las vacaciones de invierno serán del
20/7 al 31/7 INCLUSIVE;
 Problemas administrativos: dirigirse a la
Secretaría de la Escuela de Nutrición;

3.  E-mail :
 www.sites.google.com/site/bioquimic
aescuela

4. ORGANIZACIÓN DE LA MATERIA:
 BIBLIOGRAFÍA OBLIGATORIA:
 Bioquímica Humana: un enfoque
interactivo básico-clínico; 2019,
Marcelo O. Lucentini
Editorial Dunken: Ayacucho 357;
Librería FAMS: Córdoba 2208.
 Guías de T.P. y Apuntes de la Cátedra;
 Química Biológica: Blanco, A. Décima
Edición; Editorial “El Ateneo”.
Buenos Aires, 2015.

5. ORGANIZACIÓN DE LA MATERIA:
 Parciales (2):
 Cada uno consiste en 50
(cincuenta) preguntas de opción
múltiple; cuatro opciones, una sola
correcta.
 Fechas:
 Primero: 3/6; Rec: 17/6 o
noviembre
 Segundo: 7/10; Rec: 21/10 o
noviembre

6. La regularidad de la materia se
obtiene con la asistencia al 80%
de los trabajos prácticos y la
aprobación de los dos parciales.

7. ORGANIZACIÓN DE LA MATERIA:
 Finales:
 Cada uno consiste en 50 (treinta)
preguntas de opción múltiple; cuatro
opciones, una sola correcta.

8. A
estudiar!!!

9. OBJETIVOS DOCENTES:
 Conocer las distintas formas de relación
de la Bioquímica con la Nutrición;
 Definir los conceptos de materia,
divisibilidad, uniones y funciones químicas;
 Definir isomería y
conocer sus distintos tipos;
 Analizar la importancia del agua como
componente celular; relacionar su estructura
química con sus propiedades solventes.

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

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

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

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

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

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

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

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

18.  REPASO NOCIONES ELEMENTALES DE
QUÍMICA

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

31. UNIÓN COVALENTE PURA:
 Ej.: Unión carbono-carbono (C Z=6):
C C

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

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

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

35. FUNCIONES QUÍMICAS:
 FUNCIONES NO OXIGENADAS:
O
 NH2 AMINA C NH2 AMIDA

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

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

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

39. EL ESTUDIO DE LAS BIOMOLÉCULAS:

40. BIOQUÍMICA DEL AGUA:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

73. OSMOSIS:
A B
Medio hipertónico Medio hipotónico

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

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

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

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

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

79. MUCHAS GRACIAS!!!
Trevelín, Chubut,
Argentina