1) La bioquímica estudia las transformaciones de la materia a nivel molecular, incluyendo átomos, moléculas, reacciones químicas y termodinámica. 2) La termodinámica evalúa la espontaneidad de las reacciones químicas y el equilibrio entre reaccionantes y productos utilizando conceptos como la energía libre de Gibbs. 3) Las reacciones químicas ocurren espontáneamente cuando hay una disminución en la energía libre, llevando al sistema hacia un estado de equilib

1. RESUMEN BIOQUÍMICA
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
La química estudia las transformaciones profundas que sufre la materia. La materia se
clasifica en sustancias puras y mezclas. Las mezclas pueden ser homogéneas o
heterogéneas (soluciones o disoluciones). Las sustancias puras se dividen en compuestos
o elementos. Los compuestos están formados por átomos distintos, mientras que los
elementos están formados por átomos iguales.
La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas que existen entre las
sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
El átomo es la menor cantidad de materia que puede reaccionar con otras partículas
de materia. Se encuentra constituido por un núcleo central y una envoltura de electrones.
Número atómico (Z): Número de protones que tiene un átomo, que es igual al
número de electrones
Número másico (A): Suma de protones más neutrones que tiene un átomo.
Isótopos: Son átomos que tienen el mismo Z y distinto A. Los elementos son mezclas
de isótopos.
Mol: Cantidad de sustancia que contiene el Número de Avogadro (NA) de cualquier
partícula. 1 mol corresponde a la masa atómica expresada en gramos o a la masa molecular
expresada en gramos.
Masa molar: Masa, en gramos, de 1 mol de átomos o la masa en gramos de 1 mol de
moléculas.
Reacción química: Proceso en el que por redistribución de los átomos, los elementos
o compuestos iniciales producen otros distintos. Las sustancias iniciales que desaparecen
total o parcialmente en la reacción química se conocen como reaccionantes. Las nuevas
sustancias que se originan en la reacción química se conocen como productos. Las
reacciones químicas se representan gráficamente a través de ecuaciones químicas.
Ley de conservación de las masas (Lavoisier, 1785): Esta ley indica que: " la suma
de las masas de las substancias que reaccionan es igual a la suma de las sustancias que se
obtienen".
Reacciones redox o de oxidación - reducción: Reacciones químicas en las cuales se
produce transferencia de electrones, siendo la oxidación y la reducción fenómenos
simultáneos. Se pueden distinguir 2 semireacciones: La semireacción de oxidación
(perdida de electrones) y la semireacción de reducción (ganancia de electrones).
Oxidación: reductor 1 - ne - oxidante 1
Reducción: oxidante 2 + ne+ reductor 2
Al elemento reductor se le conoce también como sustancia oxidada, es decir, se
oxida (pierde electrones), mientras que al elemento oxidante se le conoce también como
sustancia reducida, es decir, se reduce (gana electrones).
Soluciones o disoluciones: Son mezclas homogéneas monofásicas formadas por 2 o
más componentes y de composición variable.
Soluto: Componente que se encuentra en menor proporción relativa

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Solvente: Componente que se encuentra en mayor proporción relativa o bien el
componente cuyo estado físico coincide con el de la solución obtenida.
Concentración: Cantidad de soluto contenida en una determinada cantidad de
solvente o solución.
Expresiones de concentración: Las que emplean unidades físicas son:
a) % p/p : gramos de soluto en 100 gramos de solución
b) % p/v : gramos de soluto en 100 mL de solución
c) % v/v: mL de soluto en 100 mL de solución
d) g/L : gramos de soluto en 1 litro de solución
e) ppm: partes de soluto en 106 partes de solución
Las expresiones de concentración que emplean unidades químicas:
a) Molaridad: moles soluto en 1 litro de solución
b) Normalidad: equivalentes gramo de soluto en 1 litro de solución
c) Molalidad: moles de soluto en 1 kilo de solvente
d) Fracción molar: X soluto = moles soluto / moles totales
X solvente = moles solvente / moles totales
X soluto + X solvente = 1
TERMODINÁMICA
Los objetivos de la termodinámica son los siguientes:
a) Evaluar la capacidad de una determinada reacción química para transformar un
reaccionante en producto. Es decir, evalúa la espontaneidad de una reacción química
b) Evaluar la medida en que los reaccionantes se transforman en productos , es decir,
calcular la constante de equilibrio
Por lo tanto, se define la termodinámica como un método de análisis de los sistemas físico
químicos, en base a la consideración de los intercambios energéticos entre un sistema y su
medio ambiente con el objeto de llegar a predecir y manejar la direccionalidad de los
cambios químicos.
Sistema: Porción del universo separada del resto por límites físicos o imaginarios con el
objeto de someterla a estudio. Existen diferentes tipos de sistemas, a saber:
a) Cerrado: Solo intercambia energía con el medio ambiente. Ej.: un calefactor
b) Abierto: Intercambia energía y materia con su medio ambiente. Ej.: la célula
c) Aislado: No intercambia materia ni energía con el medio ambiente. Ej.: un termo
d) En equilibrio: Sus propiedades permanecen constantes a través del tiempo
Medio ambiente: Porción del universo que queda fuera de los límites del sistema
Proceso termodinámico: Modo como se realiza el cambio termodinámico, desde un estado
inicial a un estado final
Funciones de estado: Propiedades macroscópicas del sistema termodinámico, que
permiten definir una condición particular de este. Sus valores son independientes del
proceso, es decir, dependen solo de los estados inicial y final del proceso termodinámico.
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3. 3
Ejemplos: Temperatura, volumen, presión, H, S, G, E, cantidad de reaccionantes y
productos en la reacción química.
Los procesos termodinámicos se pueden clasificar de acuerdo al modo como se
realiza el cambio, a saber:
a) Proceso isotérmico: Se realiza a temperatura constante
b) Proceso isobárico: Se realiza a presión constante
c) Proceso adiabático: Se produce sin intercambio de calor entre el sistema y el medio
ambiente
La energía de un sistema es la capacidad que este posee para realizar un trabajo, por
lo cual es una propiedad del sistema, es decir, una función de estado. Existen dos formas
de intercambiar energía: el calor y el trabajo.
El calor se define como la energía transferida entre un sistema y su medio ambiente a
causa de la existencia de una diferencia de una función de estado.
El trabajo es otra manera de intercambiar energía entre el sistema y su medio
ambiente, la cual es transferida en virtud de la existencia de un vínculo mecánico, químico
o eléctrico.
Ninguna de estas dos formas de intercambiar energía son funciones de estados.
La energía interna corresponde a la energía que está asociada con la estructura interna
del sistema. Es igual a la suma de muchas energías, como la energía de vibración de los
átomos, la energía asociada a los enlaces químicos, etc. De esta energía interna solo se
puede conocer su cambio (∆E).
El calor y el trabajo pueden expresarse en las mismas unidades, ya que representan
formas de energía. Estas unidades son:
a) Caloría: La energía calórica necesaria para elevar en 1oC la masa de un gramo de agua,
desde 14,5 oC a 15,5 oC.
b) Joule: Corresponde al trabajo que hay que realizar para mover un cuerpo en un metro,
si este cuerpo ejerce una resistencia de un newton.
1 caloría = 4,18 Joule
El primer principio de la termodinámica establece que la energía del Universo no se
puede crear ni destruir, sólo es posible que existan transformaciones de un tipo de energúia
en otro.
La totalidad de la energía que posee un sistema se puede identificar con su energía
interna. De acuerdo a esto
∆E = q - w
donde q: calor intercambiado
w: trabajo intercambiado
La energía interna de un sistema puede aumentar o disminuir a causa de una
interacción con el medio ambiente, intercambiando calor y/o trabajo.
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La energía interna de un sistema resume toda la energía que posee el sistema, siendo
una función de estado.
Como los valores absolutos de E no pueden ser calculados, lo que se evalúa es la
variación que estos experimentan a causa del proceso, es decir
∆E = E final - E inicial
Las reacciones químicas pueden trabajarse en condiciones de presión constante o en
otros casos, que son los menos, a volumen constante. En el caso de una reacción a volumen
constante el ∆E es igual al trabajo (q) realizado por ese sistema. En el caso de reacciones
que se desarrollan a presión constante el trabajo realizado por el sistema equivale al ∆H
(entalpía). La entalpía (H) se define como E + PV, donde E es la energía total del sistema,
P es la presión y V el volumen. En palabras, la entalpía es un cambio de calor de una
reacción a presión constante y permite medir el calor absorbido o liberado por un sistema.
Los cambios físicos o químicos realizados a presión constante, que liberan calor a su
medio ambiente se denominan exotérmicos, y el signo de ∆H es negativo. Aquellos que
absorven calor se denominan endotérmicos y el signo del ∆H es positivo.
Ley de Hess: Establece que el cambio de energía calórica que acompaña a una
reacción química a volumen constante o a presión constante es independiente del número y
de la naturaleza de los estados intermedios. El valor del trabajo a presión o temperatura
constante depende del estado final e inicial del proceso químico.
Si una reacción procede en varias etapas, el calor de reacción (∆H) es igual a la suma
algebraica de los contenidos calóricos de cada etapa.
Existen distintos tipos de entalpía, entre ellos tenemos:
a) Entalpía estándar (Ho): Entalpía de una substancia a condiciones estandar de presión,
temperatura, estado físico y concentración.
b) Entalpía estandar de formación (∆Hof) Variación de la entalpía estandar que
acompaña a la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos.
c) Entalpía estándar de formación (∆Hor): Valor de ∆Ho que posee una reacción
cualquiera.
d) Entalpía estándar de combustión
Tanto en los fenómenos físicos como químicos , existen dos tendencias básicas que
comandan el sentido en que un determinado sistema evoluciona, para lograr su estabilidad o
equilibrio.
Estas son lograr condiciones de mínima energía y lograr condiciones de máxima
probabilidad o máximo desorden.
El análisis de los sistemas químicos (reacciones químicas), en condiciones de presión
y temperatura constantes, ha permitido concluir que estas dos tendencias tienen sus
equivalentes en la termodinámica química, y ellas son:
a) La entalpía (H): Representa la energía total del sistema
b) La entropía (S): Representa el grado de desorden molecular
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Los procesos naturales que son espontáneos se producen debido a que la sumatoria de
las dos tendencias (∆H y ∆S), es favorable. Asimismo, un sistema se encuentra en
equilibrio, cuando las dos tendencias se cancelan entre sí.
Por lo tanto, es factible utilizar como criterio de espontaneidad el valor de las
variaciones de entalpía y entropía y de este modo predecir la dirección e n que ha de
evolucionar un sistema en busca de su posición de equilibrio.
Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a su espontaneidad en:
a) Reacciones espontáneas: Tienen la tendencia a realizarse en el sentido de la
transformación de reaccionantes en productos.
b) Reacciones no espontáneas: Tienen la tendencia a realizarse en el sentido de la
transformación de productos a reaccionantes
c) Reacciones en equilibrio: No tienen tendencia a evolucionar
El segundo principio de la termodinámica puede ser enunciado desde el punto de
vista de la entropía (desorden) del universo, o bien desde el punto de vista de la
espontaneidad de las reacciones químicas.
El primer punto es incomodo debido a que necesita el calculo de la entropía del
sistema y del medio ambiente. Por lo tanto, se prefiere tomar como criterio de
espontaneidad una función termodinámica, que depende sólo del sistema, como es la
energía libre. Esta función de estado, también llamada Energía de Gibbs (G), resume las
dos tendencias naturales que impulsan un cambio termodinámico: la entropía y la entalpía,
de la siguiente manera:
∆G = ∆H - T∆S
El valor de ∆G permite calificar la espontaneidad de una determinada reacción
química, conforme a los siguientes criterios.
a) ∆G = 0 Reacción en equilibrio
b) ∆G < 0 Reacción espontanea
c) ∆G > 0 Reacción no espontanea
d) ∆G < 0 Reacción endergónica
e) ∆G > 0 Reacción exergónica
Por lo tanto, el segundo principio de la termodinámica puede definirse como: "Una
reacción química, que evoluciona espontáneamente, hacia su estado de equilibrio, tiene la
capacidad de realizar un trabajo útil (∆G < 0), el cual se hace igual a cero, en el momento
en que ella logra el equilibrio".
El ∆G se encuentra definido en condiciones estándar de presión y temperatura; si
estas condiciones varían el valor de ∆G se modifica. Por consiguiente es necesario disponer
de tablas con valores de "energía libre de formación estandar" (∆Gof), o de datos para
evaluarlas a partir de:
∆Gof = ∆Hof - T∆Sof
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Las diferentes especies participantes en una reacción química tienen un determinado
potencial químico o tendencia para originar productos o reaccionantes (∆G). Este potencial
químico es dependiente de la:
a) Tendencia de las sustancias a reaccionar (∆Go)
b) Concentración relativa de productos y reaccionantes, que existen en un momento dado
c) Temperatura
En condiciones estándar ∆G = ∆Go. En el equilibrio ∆G es igual a cero. Por lo tanto
∆Go = - RT ln Keq
donde R = 0,00831 KJ/mol oK
T = temperatura (en grados Kelvin)
Keq = Constante de equilibrio de la reacción
Conforme a lo enunciado, es posible impulsar una reacción química en un sentido u
otro al modificar las concentraciones de reaccionantes o productos (Principio de Le
Chatelier).
Un par de reacciones químicas, de las cuales una es no espontánea (componente
endergónico) y la otra es espontánea (componente exergónico) y que poseen intermediarios
comunes a través de los cuales, se realiza el acoplamiento o transferencia de la energía
química, reciben el nombre de reacciones acopladas. Condición necesaria para un
acoplamiento es que la suma algebraica de sus ∆G sea menor que cero.
El tercer principio de la termodinámica establece que la entropía (desorden) de los
cristales perfectos de todos los elementos y compuestos puros es cero a la temperatura del 0
absoluto. (0oK o -273 oC)
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BIOMOLÉCULAS
1. ISOMERÍA
Con frecuencia compuestos de muy distinta naturaleza pueden representarse mediante
la misma fórmula molecular. Estos compuestos denominados isómeros, difieren en el tipo
de unión y la posición relativa de los átomos.
Los isómeros por lo tanto, son sustancias que tienen la misma formula global o
molecular, pero diferente fórmula estructural.
Los isómeros se dividen en 2 grandes grupos: estructurales y estereoisómeros.
a) Isómeros estructurales: llamada también isomeria plana, en que los isómeros se
forman por diferencias en los enlaces.
b) Estereoisómeros: Compuestos que difieren en la posición relativa de los átomos en el
espacio. Dentro de ellos tenemos:
b.1) Estereoisómeros geométricos: Compuestos con igual formula global, igual
función química y diferente distribución espacial de sus sustituyentes debido a que no
existe rotación libre de los átomos debido a la presencia de un enlace doble (isómeros
cis y trans de los ácidos grasos).
b.2) Estereoisómeros ópticos: Se manifiesta por la rotación óptica que ciertas
moléculas le imparten al plano de la luz polarizada. Las moléculas que presentan esta
propiedad se denominan moléculas ópticamente activas y son aquellas cuya forma
geométrica no presenta elementos de simetría. La sustancia ópticamente activa que
desvía el plano de la luz polarizada en un determinado número de grados hacia la
derecha se denomina dextrógira y hacia la izquierda se denomina levógira. La
actividad óptica es una consecuencia de la ausencia de los elementos de simetría y la
presencia de uno o más carbonos asimétricos. El carbono asimétrico es aquel que
está unido a 4 átomos o grupos de átomos diferentes.
b.2.1) Enantiómeros: Un compuesto con un C asimétrico tiene su correspondiente
imagen de espejo, las que difieren en su configuración global y en su actividad
óptica y tienen misma actividad química y física. La mezcla de cantidades iguales
de 2 enantiómeros no presenta actividad óptica. A esta mezcla se le conoce como
mezcla racemica.
b.2.2) Diasteroisómeros: Isómeros ópticos con 2 o más carbonos asimétricos que
no son espejos uno del otro. Presentan diferentes propiedades físicas. Dentro de
esta clase destacan los epímeros, los cuales difieren solo en un carbono
asimétrico, siendo de gran importancia en los hidratos de carbono. Además,
destacan los anómeros los cuales difieren en la configuración del carbono 1. Si el
OH del C-1 está bajo el plano del anillo, el isómero se denomina α, y cuando el
OH está ubicado sobre el plano del anillo se denomina β.
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2. HIDRATOS DE CARBONO
Compuestos orgánicos de origen biológico formados por carbono, hidrógeno y
oxígeno que presentan una formula química global mínima igual a Cx(H20)n.
Corresponden químicamente a polihidroxialdehídos o polihidroxícetonas. Se
forman en las plantas verde como resultado de la reacción de fijación del CO 2 y H2O
mediante la utilización de la energía luminosa aprovechada por las plantas a través del
proceso denominado fotosíntesis. En animales, se ingieren en la dieta o se forman a partir
de compuestos de tres átomos de carbono (ácido láctico y pirúvico).
Se pueden clasificar de diversas formas:
a) El número de unidades elementales que los constituyen (monómeros):
monosacáridos, oligosacáridos y polisacáridos
b) Por el grupo funcional: aldehído o cetona
c) Por el número de átomos de carbono que constituyen el monosacárido: triosas,
tetrosas, pentosas, hexosas y heptosas.
d) Por la configuración relativa de la molécula de gliceraldehído (que sirve de
"estándar"): Hidratos de carbono de la serie D (si el OH se encuentra a la derecha del
C asimétrico) y de la serie L (si el OH se encuentra a la izquierda del C asimétrico).
Configuración relativa con respecto a la molécula de gliceraldehido
Las moléculas de monosacáridos presentan uno o más centros asimétricos (carbonos
asimétricos). Estos centros también se denominan centros quirales.
Proyección de Fischer
Es una representación simplificada en la cual los enlaces C-C y C-OH se representan por
una línea vertical y horizontal respectivamente. Por convención, las líneas horizontales
representan enlaces que salen de la página hacia el lector, y las líneas verticales representan
enlaces que entran en la página y se alejan del lector.
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Proyección de Fischer de la Glucosa

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Proyección de Fischer
Propiedades químicas
Las propiedades químicas de los hidratos de carbono derivan de los diferentes grupos
funcionales que constituyen la molécula. Las más importantes son:
a) Oxidación
b) Acetilación
c) Reacciones de adición nucleofílica
d) Formación de hemiacetales y acetales: formación de glicosidos, por ejemplo.
e) Esterificación con ácido fosfórico
Estructura cíclica
Las triosas y tetrosas tienen estructura abierta, en cambio las pentosas, hexosas y
los monosacáridos de mayor número de átomos de carbono, son capaces de ciclarse
intramolecularmente, permaneciendo en equilibrio en solución acuosas formas de cadena
abierta y cíclica. La ciclación se produce por reacción hemiacetálica interna entre el grupo
carbonilo (COH) y alguno de los hidroxilos (OH) de la cadena. Los ciclos que forman estos
monosacáridos son de 5 ó 6 vértices, de los cuales un vértice corresponde a un átomo de
oxígeno.
Al realizarse la ciclación aparecen 2 isómeros ópticos llamados anómeros (α y β
dependiendo de la posición del OH del C-1).
La representación de los hidratos de carbono cíclicos se realiza a través de la llamada
Proyección de Harworth. Para dibujar una de estas proyecciones deben seguirse las
siguientes reglas:
a) Las aristas inferiores de la molécula están engrosadas, lo que significa que la posición
real del anillo es perpendicular al plano de la hoja, de modo que los carbonos 2 y 3
quedan sobre el plano de la hoja y el carbono 5 queda detrás del plano de la hoja
b) Los grupos que están a la derecha en la proyección de Fisher (cadena abierta), están
bajo el anillo en la proyección de Harworth, en cambio los que están a la izquierda
están sobre el anillo
c) Las moléculas pertenecientes a la serie D (referente al gliceraldehído), tienen el CH 2OH
sobre el anillo
d) Cuando el monosacárido es de la serie L, el CH2OH va bajo el anillo, y el OH del C-1
invierte su posición.
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El fenómeno de mutarrotación es el fenómeno de interconversión que experimentan,
en solución acuosa, los azucares; entre sus formas de cadena abierta y cíclicas,
estableciéndose un equilibrio químico entre las dichas especies.
Proyecciones de Harworth de la glucosa
Disacáridos
Los hidratos de carbono pueden formar acetales o glicósidos cuando el carbono
anomérico de un azúcar cíclico reacciona con un alcohol. Si el alcohol proviene de otro
azúcar, se forma un disacarido. Los enlaces glicosídicos más comunes son la α o β (1-4) y
(1-6), en que el carbono 1 de una hexosa, se une al alcohol del carbono 4 o 6 de otra
hexosa.
Polisacáridos
Los polisacáridos son polímeros naturales, derivados de los monosacáridos que se
unen mediante enlaces glicosídicos. Los polisacáridos de mayor importancia biológica son
el glucógeno, el almidón y la celulosa. Los dos últimos son sintetizados por las plantas y el
primero por los animales. El glicógeno y el almidón son materiales de reserva energética de
los animales y de las plantas respectivamente, en cambio la celulosa forma parte del tejido
de sostén de los vegetales.
L hidrolísis completa del almidón da un único polisacárido: la α-D-glucosa. Los
almidones están compuestos por dos fracciones principales, las que pueden ser separadas
mediante tratamiento con agua caliente. A saber:
a) Fracción soluble o amilosa, que corresponde al 20%
b) Fracción insoluble o amilopectina, que corresponde al 80%
La amilosa es una estructura de cadenas lineales de α-D-glucopiranosa unidas por
enlaces glicosídicos α(1-4).
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La amilopectina posee una estructura ramificada, y cada 20 a 30 unidades de
glucosa presenta cadenas laterales. Los elementos glicosídicos comprometidos son α (1-4)
en las cadenas lineales y α (1-6) en los puntos de ramificación.
El glicógeno es un polisacárido constituido por unidades de α-D-Glucosa y de
estructura muy similar a la amilopectina, solamente que es más compacta, pues tiene
cadenas laterales que nacen cada 12 a 20 unidades de glucosa de la cadena lineal.
La celulosa es el tipo de polisacárido predominante en el reino vegetal y su función es
estructural. Su unidad monomérica es la β-D-glucosa unida mediante enlaces glucosídicos
β (1-4), es decir, formando cadenas lineales.
El aparato digestivo humano no dispone de las enzimas capaces de hidrolizar enlaces
glicosídicos β (1-4), sin embargo el almidón, que posee enlaces glicosídicos α(1-4), es
digerido pues existen las α-glicosidasas.
Hidratos de carbono complejos
En muchos organismos algunos hidratos de carbono se encuentran formando parte de
moléculas complejas, unidos covalentemente a lípidos (glicolípidos) o a proteínas
(glicoproteínas). Uno de los glicolípidos más simples es el glucocerebrósido en que la
glucosa está unida a esfingosina y a un ácido graso.
Los mucopolisacáridos están formados por polímeros de dos unidades de
monosacáridos modificados asociados a proteínas, ellos forman parte de estructuras de
sostén en el cartílago y otros tejidos denominadas proteoglicanos. Algunos ejemplos de
estas unidades de mucopolisacáridos son el condroitín sulfato, ácido hialurónico y el
keratán sulfato.
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LÍPIDOS
 Amplio y complejo grupo de moléculas orgánicas, de naturaleza aceitosa que se
caracterizan por ser insolubles en agua y solubles en solventes polares. En general están
constituidos por C, H y O; y algunos poseen además N, P y/o S.
 Funciones biológicas:
a) Asociarse a proteínas, formando la estructura básica de las membranas biológicas
b) Principal forma de almacenamiento de energía para el organismo
c) Sistema de transporte de material apolar en fluidos biológicos
d) Poseen actividad biológica (vitaminas, hormonas esteroidales, prostaglandinas)
Clasificación
se ha realizado en base a su estructura y su comportamiento en medio alcalino
 Lípidos complejos o saponificables:
 formados por 2 o más componentes, uno de los cuales corresponde a un ácido
graso.
 Se diferencian entre sí por la cadena principal a la cual está unido el ácido graso.
 Se hidrolizan en medio alcalino para generar jabones (sales de ácidos grasos).
 Ejemplos son os acilglicéridos, fosfolípidos, esfingolípidos y ceras.
 Lípidos simples o no saponificables:
 No poseen ácidos grasos como componentes
 No se hidrolizan en presencia de un medio alcalino.
 Se destacan los esteroides, prostaglandinas y terpenos.
Acidos grasos
 Son ácidos carboxílicos de fórmula general R-COOH
 R corresponde a una cadena hidrocarbonada lineal de 2 a 34 átomos de carbono, la cual
puede estar saturada (ácidos grasos saturados) o no saturada (ácidos grasos insaturados).
 No se encuentran en forma libre en las células, sino que esterificados en distintos tipos
de lípidos
 En el plasma se encuentra una pequeña fracción de ácidos grasos libres.
Acidos grasos saturados
 Poseen sólo enlaces simples
 El punto de fusión aumenta al aumentar el número de átomos de carbono, y a partir de 8
átomos de carbono, son sólidos a temperatura ambiente.
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Acidos grasos no saturados
 Presentan uno o más dobles enlaces en la cadena hidrocarbonada.
 Difieren tanto en el número de átomos de carbono como en el número y posición de los
dobles enlaces.
 El punto de fusión de los ácidos grasos aumenta con el largo de la cadena y disminuye
con la presencia de dobles enlaces.
 Los ácidos grasos insaturados generalmente son líquidos a temperatura ambiente a
diferencia de los saturados que son sólidos.
Isomería ácidos grasos:
 Los ácidos grasos saturados tienen infinitas conformaciones, puesto que cada enlace
simple posee completa libertad de rotación.
 Los ácidos grasos insaturados tienen una rotación restringida por los dobles enlaces y
por ello presentan isomería geométrica (cis-trans).
Propiedades físicas ácidos grasos
 Los ácidos grasos son anfipáticos, es decir una región de su molécula es hidrofóbica y
la otra es hidrofílica.
 Los ácidos grasos son insolubles en agua, mientras que en soluciones diluídas de álcali,
forman sales (jabón) las cuales se dispersan en forma de micelas.
 En la micela, los ácidos grasos orientan la sección hidrofílica hacia la superficie de la
micela, en contacto con el agua, mientras que la sección hidrofóbica se orienta hacia el
interior de la micela.
Propiedades químicas de los ácidos grasos
 Reacciones de adición:
 Se agrega un H2 en presencia de Niquel como catalizador.
 Este procedimiento es usado en la preparación de margarinas
 Otra reacción de adición es la halogenación.
 Oxidación
Lípidos complejos o saponificables
 Se producen por la esterificación entre un ácido graso y un alcohol.
 Acilgliceridos:
 Llamados también acilgliceroles o grasas neutras.
 Pueden estar esterificados con 1,2 o 3 ácidos grasos; por lo que se denominan
mono, di o triacilgliceridos.
 A estos últimos también se les llama trigliceridos.
 El punto de fusión aumenta con el grado de saturación de los ácidos grasos.
 Todos los triglicéridos son insolubles en agua.
 Los mono y diacilgliceridos son relativamente solubles en agua al formar
estructuras micelares.
 Los trigliceridos tienen menos densidad que el agua, por lo tanto flotan.
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Propiedades químicas acilgliceridos
 Hidrólisis:
 Puede ocurrir en medio acido, básico o por enzimas.
 La hidrólisis en medio alcalino se conoce como saponificación, siendo el proceso
por el cual se fabrican los jabones.
 Reacciones de adición:
 Estas son hidrogenación, halogenación y oxidación.
 La hidrogenación permite que un aceite líquido se pueda transformar en una
sustancia semisólida (fabricación margarina)
 La oxidación es la causante del olor rancio de las grasas.
Fosfolípidos
 Constituidos por una molécula de glicerol.
 Los grupos alcohól de los carbonos 1 y 2 del glicerol están unidos a diferentes ácidos
grasos y el OH del carbono 3 está unido a un ácido fosfórico.
 Los fosfolípidos se agrupan preferentemente en forma de bicapa lipídica
 Las colas hidrofóbicas interaccionan y las cabezas hidrofílicas se orientan hacia el
medio acuoso.
 La bicapa se encuentra en las membranas celulares
 A mayor cantidad de doble enlaces mayor fluidez de la membrana
Esfingolípidos
 Lipidos complejos presentes en las membranas celulares.
 Glicolípidos: Lípidos que poseen azúcares en su estructura.
 Estos glicolípidos pueden ser cerebrósidos o gangliósidos.
Ceras
 Esteres sólidos de ácidos grasos de cadena larga
 Pueden ser saturados como insaturados (14 a 36 carbonos).
Lípidos simples o no saponificables
 Compuesto por los terpenos, esteroides y prostaglandinas
Terpenos
 Derivan de una estructura básica de 5 átomos de carbono, el isopreno.
 Pueden ser lineales o cíclicos.
Esteroides
 Su precursor es una molécula llamada escualeno la que al ciclarse forma el colesterol.
 La estructura básica es el ciclopentanoperhidrofenantreno.
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 Entre los esteroides más importantes se encuentran los ácidos biliares, hormonas
esteroidales, hormonas adrenocorticales, vitamina D2, etc.
 El precursor de todos estos compuestos es el colesterol.
 En el organismo, el colesterol cumple una serie de funciones importantes:
 Es el intermediario en la biosíntesis de las hormonas esteroidales
 Se encuentra formando parte de la membrana celular y es transportado en el
plasma sanguíneo unido a proteínas formando las llamadas lipoproteínas.
 Es el precursor de las sales biliares
Prostaglandinas
 Compuestos que abarcan ácidos de 20 átomos de C
 La estructura básica es el ácido prostanoico
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AMINOACIDOS Y PROTEINAS
Proteínas
 Macromoléculas orgánicas
 Constituidas por C, H, N, O y S
 Polímeros
 Unidad básica: aminoácidos
Aminoácidos
 Compuestos orgánicos
 Poseen un grupo amino (NH2) y un grupo carboxílico (COOH)
 Además poseen un C asimétrico, un hidrogeno y un radical
 Aminoácidos se unen por el enlace peptídico
 Cadena polipeptídica: cientos de aminoácidos unidos en secuencia lineal
 Proteínas: cadenas polipeptídicas solas o unidas
 La proteína presenta siempre un grupo amino terminal y un carboxilo terminal
Propiedades físico - químicas de los aminoácidos
 Los aminoácidos tienen actividad óptica
 También se pueden clasificar usando de molde el gliceraldehído
 Tienen configuración L
 Bajo pH 2, los aminoácidos están protonados (catión)
 Entre pH 3 a 9 el aminoácido está en forma de zwitterión o ión dipolar
 El zwitterión tiene carga neta 0
 Sobre pH 9 los aminoácidos están desprotonados (anión)
 Punto isoeléctrico: pH en el que un ión dipolar no migra en un campo eléctrico
Reacciones químicas aminoácidos
 Existen reacciones químicas del grupo amino, del grupo carboxilo y reacciones
biológicas
 Reacciones grupo amino: usadas principalmente para cuantificar e identificar
aminoácidos NH2 terminales. Ej.: Reactivo de Sanger, Ninhidrina
 Reacciones grupo carboxilo: Son muy pocas. Sirven para identificar aminoácidos C
terminales
 Reacciones biológicas: Usan enzimas llamadas transaminasas o aminotransferasas
Proteínas
a) Estructura
 Compuestas por uno o más polímeros lineales de aminoácidos, llamados polipéptidos
 Las proteínas se clasifican en simples o conjugadas (composición)
 También pueden clasificarse como fibrosas y globulares
16

17. 17
a.1) Estructura primaria
 Secuencia de aminoácidos en una cadena polipeptídica
a.2) Estructura secundaria
 La cadena polipeptídica se enrolla formando una espiral : α-hélice.
 La espiral se mantiene por uniones puente de hidrógeno
 Es rígida estructuralmente
 Otra estructura secundaria: β o estructura de hojas plegadas
a.3) Estructura terciaria
 Corresponde a la organización espacial de las cadenas proteicas
 Uniones entre los grupos R laterales: Dan estabilidad
 Los tipos de uniones son de una amplia diversidad
a.4) Estructura cuaternaria
 Proteínas oligoméricas: Constituidas por 2 o más cadenas polipeptídicas o protómeros
 Las uniones son debiles
 La estructura cuaternaria consiste en la asociación de protómeros por enlaces
b) Desnaturalización de las proteínas
 Ocurre por agentes físicos o químicos
 Puede ser reversible o irreversible
 Se produce con respecto a la conformación tridimensional
 Algunos agentes desnaturalizantes: calor, pH, urea
 Hidrólisis: Se rompen los enlaces peptídicos que unen aminoácidos
17

18. 18
ACIDOS NUCLEICOS
 Macromoléculas
 Formadas por C, N, O, P e H
 Son el ácido desoxirribonucleico (ADN) y ribonucleico (ARN)
 Función: almacenar y transmitir la información genética
Estructura ácidos nucleicos
 Se encuentran formados por nucleótidos
 Estas poseen bases nitrogenadas, azúcar y fosfato
 Bases nitrogenadas: Pueden ser puricas o pirimidinicas
 Bases puricas: Adenina (A) y guanina (G)
 Bases pirimidinicas: Citosina (C), timina (T) y uracilo (U)
 ADN: A,G,C,T
 ARN: A,G,C,U
 Azúcar: ADN: 2-desoxi-ribosa
ARN: D-ribosa
 Nucleósidos: Base nitrogenada + azúcar
 Nucleótidos: Nucleósido + fosfato
 Existen nucleótidos mono, di y trifosfato
 El ATP es un nucleótido: Adenosín-5'-trifosfato
ADN y ARN
 Polímeros
 Su unidad básica es el nucleótido
 Unión de nucleótidos: Enlace fosfodiéster
ADN
 Reglas de Chargaff: Establecen que
A G
=1 y =1
T C
 Esto es lo mismo que:
A+G =1
C+T
 Watson y Crick propusieron un modelo de ADN
 El ADN posee 2 cadenas helicoidales enrolladas en torno a un eje común
 Las cadenas son antiparalelas
18

19. 19
 Bases nitrogenadas: Hacia el interior de la doble hélice
 Por cada vuelta de la doble hélice se disponen 10 nucleotidos
 Existen puentes de hidrógenos entre bases complementarias
 A y T se unen por 2 puentes de hidrógeno
 G y C se unen por 3 puentes de hidrógeno
 Las cadenas del ADN son complementarias
 Urea, calor: Desnaturalizan el ADN
ARN
 Existen 3 tipos de ARN
 ARN mensajero
 ARN de transferencia
 ARN ribosomal
 Es una sola hebra de polirribonucleótidos
 Segmentos complementarios pueden formar hebras dobles intracadena
19

20. 20
GLICOLISIS
 Ruta de 10 pasos
 Convierte 1 molécula de glucosa en 2 de piruvato
 Se usan 2 moléculas de ATP
 5 primeras reacciones: Inversión de energía
 La glucosa (6 C) se rompe en 2 moléculas de 3 C
 5 últimas reacciones: Generación de energía
 Las moléculas de 3 C se convierten en compuestos de gran energía
 Se producen 4 moles de ATP
 Rendimiento por mol de glucosa: - 2 moles ATP
- 2 moles piruvato
- 2 NADH
 Es un proceso anaerobio (El O2 no participa directamente)
 Sin embargo, para enseñanza, se divide en glicolisis aeróbica y anaeróbica
GLICOLISIS ANAEROBIA
 Reducción de lactato a piruvato
 Se produce cuando el piruvato se genera a mayor velocidad que su velocidad de
oxidación en el Ciclo de Krebs
GLICOLISIS AEROBICA
 El piruvato se oxida a acetil-CoA
 Este entra al ciclo de Krebs
ENZIMAS IMPORTANTES GLUCOLISIS
 Reacción 1: Glucosa a glucosa-6-P, catalizada por la enzima hexoquinasa, la que
presenta una alta especificidad para los azucares. Se inhibe por su producto: Glucosa-6-
P
 Reacción 2: Pasa de glucosa-6-P a fructosa-6-P por una fosfoglucoisomerasa
 Reacción 3: Fructosa-6-P a fructosa 1,6-bifosfato por la enzima fosfofructoquinasa
 Reacción 10: Paso de fosfoenolpiruvato a piruvato. Lugar de regulación metabólica ya
que la enzima piruvato quinasa se inhibe a concentraciones de ATP elevadas y se activa
a concentraciones altas de fructosa 1,6-bifosfato
DESTINOS DEL PIRUVATO
 Depende del estado de oxidación de la celula
 Depende además de si el NADH formado por la reacción 6 de la glicolisis se puede
reoxidar en las mitocondrias
 Si el NADH no se reoxida en cantidad suficiente se impulsa la reducción del piruvato,
que pasa a lactato
20

21. 21
Glucosa
ATP
ADP
Reacciones 1 a 3:
Glucosa - 6 - P
Activación de glucosa por
fosforilación. Se invierten 2
ATP
Fructosa - 6 - P
ATP
ADP
Fructosa 1,6 - difosfato
Reacciones 4 y 5
Fragmentación de 1
azúcar-P de 6 C en 2
Fosfogliceraldehído Dihidroxiacetona - P azúcares fosfatos de 3
C
* NAD+
NADH Reacción 6
Pi Generación de 2
NADH y 1 compuesto de
1,3 difosfoglicerato energía super elevada
Reacción 7
ADP ATP
Fosforilación a nivel
De sustrato. Se generan 2
3 - fosfoglicerato ATP
Reacciones 8 y 9
Generación de 1
2 - fosfoglicerato compuesto de energía
H2O super elevada ( y
agua):
Fosfoenolpiruvato Fosfoenolpiruvato
ADP ATP Reacción 10
Fosforilación a nivel de
sustrato. Se generan 2
Piruvato ATP
21

22. 22
GENERALIDADES CICLO DE KREBS
 Ciclo de reacciones
 Tiene como función primordial formar transportadores electrónicos reducidos,
principalmente NADH
 Estos transportadores luego se reoxidan en la cadena respiratoria mitocondrial
 El Ciclo de Krebs puede dividirse en las siguientes etapas
 Etapa 1: Se genera 1 fragmento activado de 2 carbonos, el grupo acetilo de la acetil-
coenzima A o AcetilCoA
 Etapa 2: Oxidación de estos 2 átomos de carbono en el Ciclo de Krebs
 Etapa 3: Transporte electrónico y fosforilación oxidativa
OXIDACIÓN DEL PIRUVATO
 Piruvato Acetil-CoA: Enzima es la piruvato deshidrogenasa
 Grupo carboxilo del piruvato: se pierde como CO2
 Los 2 carbonos restantes forman la porción acetilo de la acetil-CoA
 Se genera un NADH
 Los 2 carbonos restantes se activan
 En esta reacción intervienen 3 enzimas y 5 coenzimas
 Las 3 enzimas ensambladas forman un complejo multienzimático: Complejo piruvato
deshidrogenasa
CICLO DE KREBS
 Consta de 2 fases
 Fase 1:
 Se adhieren 2 C (Acetil-CoA) a un compuesto de 4 C (Oxalacetato)
 Se genera 1 anión orgánico (citrato)
 Se pierden 2 C en forma de CO2
 Fase 2:
 Regeneración del oxalacetato
PASOS CICLO DE KREBS
 Paso 1: Introducción de 2 átomos de carbono en forma de Acetil-CoA
 Paso 2: Isomerización del citrato
 Paso 3: Generación de CO2 y 1 deshidrogenasa ligada al NAD+
 Paso 4: Generación de 1 segundo CO2 por un complejo multienzimático
 Paso 5: Fosforilación a nivel de sustrato
 Paso 6: Deshidrogenación dependiente de flavina
 Paso 7: Hidratación de un doble enlace C-C
 Paso 8: Deshidrogenación que regenera el oxalacetato
 Generación de ATP: 4 moles
 Se generan compuestos como NADH y FADH2
 Estos compuestos son de gran energía
 Estos compuestos viajan a la membrana mitocondrial
 Entran al proceso de fosforilación oxidativa
22

23. 23
 En esta etapa se forman 3 moles de ATP por NADPH y 2 moles de ATP por FADH2
 Esto genera 38 moles de ATP por cada mol de glucosa que entró al proceso desde
glicolisis
 En el caso de tomar el glicógeno para formar ATP, este pasa directamente a glucosa-6-
P, por lo que se pierde 1 ATP menos, generando 39 moles de ATP.
CADENA TRANSPORTADORA DE ELECTRONES
 Sistema multienzimático ligado a membrana
 Transfiere electrones desde moléculas orgánicas al oxígeno
 Comprende dos procesos:
 Los electrones son transportados a lo largo de la membrana, de un complejo de
proteínas transportador ("carrier") a otro.
 Los protones son translocados a través de la membrana, estos significa que son
pasados desde el interior o matriz hacia el espacio intermembrana. Esto
construye un gradiente de protones. El oxígeno es el aceptor terminal del
electrón, combinándose con electrones e iones H+para producir agua.
 Los protones vuelven a entrar en la matriz mitocondrial a través de los canales que
forman el complejo enzimático de la ATP sintetasa.
 La ATP sintetasa es un gran complejo proteico con canales para protones que permiten
la re-entrada de los mismos
23

24. 24
 La síntesis de ATP se produce como resultado de la corriente de protones fluyendo a
través de la membrana: ADP + Pi ---> ATP
Ciclo de krebs, cadena transportadora de electrones y fosforilación oxidativa
24

25. 25
LA ECUACIÓN DE LA RECTA
Muchos de los fenómenos que se tratan en Química y Bioquímica se pueden expresar
como una ecuación de la recta. Incluso relaciones complejas pueden ser transformadas en
funciones lineales por un simple cambio en variables.
La ecuación de la recta se escribe como:
y= mx + b o y = ax + b o y= mx + n
El gráfico para una línea recta es el siguiente:
Y
y2 ∆y
m=
∆x
∆y
y1
b
∆x
X
x1 x2
El valor de m (se conoce como pendiente), se calcula de la siguiente manera:
∆y y2 - y1
m=
=
∆x x2 - x1
El valor de b (se conoce como intercepto) se calcula despejando en la ecuación de la
recta:
b = y - mx
Luego, con los valores de m y b se construye la ecuación.
Si hay varios puntos disponibles, los valores de m y b pueden determinarse
graficando todos los datos y dibujando la "mejor" línea recta a través de los puntos y
25

26. 26
midiendo en el mismo gráfico la pendiente (m) y el intercepto (b). Esto se puede hacer
también usando herramientas estadísticas como el método de los mínimos cuadrados y
empleando los términos "recta de regresión", "coeficiente de regresión"(m) y "coeficiente
de correlación"(r). A veces hay tendencia a extender la recta más allá del rango de
observaciones (se llama extrapolación). Esto es peligroso y no se debe hacer.
Ejemplo
Los siguientes datos fueron obtenidos de un estudio de la relación entre el volumen
(v) y temperatura (t) de un gas a presión constante:
V (mL) : 273,0 277,4 282,7 287,8 293,1 298,1
T (oC) : 0,0 5,0 10,0 15,0 20,0 25,0
Determinar la ecuación de la recta:
Ejemplo
30
25
C)
Temperatura (
o
20
∆t = 15oC
15
10
5 ∆V = 15,4 mL
0
270 280 290 300
Volumen (mL)
y = mx +b
t = mV + b
Se escogen cualquiera de 2 puntos y se hacen los cálculos:
m = ∆y = ∆t = (22,5 - 7,5) = 0,974 oC/mL
∆x ∆V (295,5 - 280,1)
26

27. 27
b = t - mV = 22,5 - [(0,974)*(295,5)] = - 265 oC
Por lo tanto:
t = mV + b
t = 0,974 V - 265
27

28. 28
SISTEMA METRICO
UNIDADES DE LONGITUD
x 10 por cada lugar
Km – Hm – Dm – m - dm – cm - mm
: 10 por cada lugar
1 Km = 1.000 m = 103 m
Múltiplos: 1 Hm = 100 m = 102 m
1 Dm = 10 m = 101 m
1 m = 10 dm = 100 cm = 1.000 mm
1
1 dm = m = 0,1 m = 10-1 m = 10 cm
10
1
Submúltiplos: 1 cm = m = 0,01 m = 10-2 m = 10 mm
100
1
1 mm = m = 0,001 m = 10-3 m
1.000
UNIDADES DE SUPERFICIE
x 100 por cada lugar
Km2 – Hm2 – Dm2 – m2 - dm2 – cm2 - mm2
: 100 por cada lugar
1 Km2 = 1.000.000 m2 = 106 m2
Múltiplos: 1 Hm2 = 10.000 m2 = 104 m2
2
1 Dm = 100 m2 = 102 m2
1 m2 = 100 dm2 = 10.000 cm2 = 1.000.000 mm2
1
1 dm2 = m2 = 10-2 m2 = 100 cm2
100
1
Submúltiplos: 1 cm2 = m2 = 10-4 m2 = 100 mm2
10.000
1
1 mm2 = m2 = 10-6 m2
1.000.000
* 1 hectárea = 1há = 10.000 m2 = 1 Hm2 = 2,4709 acre
28

29. 29
UNIDADES DE VOLUMEN
x 1.000 por cada lugar
Km3 – Hm3 – Dm3 – m3 - dm3 – cm3 - mm3
: 1.000 por cada lugar
1 Km3 = 109 m3
Múltiplos: 1 Hm3 = 106 m3
1 Dm3 = 103 m3
1 m3 = 1.000 dm3 = 1.000.000 cm3 = 1.000.000.000 mm3
1
1 dm3 = m3 = 10-3 m3 = 1.000 cm3
1.000
1
Submúltiplos: 1 cm3 = m3 = 10-6 m3 = 1.000 mm3
1.000.000
1 mm3 = 10-9 m3
Además: 1 m3 = 1.000 litros
1 dm3 = 1 litro
1 cm3 = 1 mL
UNIDADES DE CAPACIDAD
x 10 por cada lugar
KL – HL – DL – L - dL – cL - mL
: 10 por cada lugar
1 KL = 1.000 L = 103 L
Múltiplos: 1 HL = 100 L = 102 L
1 DL = 10 L
1 L = 10 dL = 100 cL = 1.000 Ml
1
1 dL = L = 10-1 L
10
1
Submúltiplos: 1 cL = L = 10-2 L
100
1
1 mL = L = 10-3 L
1.000
Además: 1 L = 1 dm3 (= ) 1.000 cm3
1 mL = 1 cm3
29

30. 30
UNIDADES DE MASA (PESO)
x 10 por cada lugar
Kg – Hg – Dg – g - dg – cg - mg
: 10 por cada lugar
1 kg = 1.000 g = 103 g
Múltiplos: 1 Hg = 100 g = 102 g
1 Dg = 10 g
1 g = 10 dg = 100 cg = 1.000 mg
1
1 dg = g = 10-1 g
10
1
Submúltiplos: 1 cg = g = 10-2 g
100
1
1 mg = g = 10-3 g
1.000
Además: 1 kg de agua ocupa 1 dm3 o 1 litro
1 gramo de agua ocupa 1 cm3 o 1 mL
30

31. 31
CONSTANTES FISICAS
1 Joule = 107 erg = 0,102 kpm = 0,239 cal ( = ) 0,24 cal
1 Newton = 1 Dina-grande = 1 estenio = 0,2248 libra-peso = 7,233 poundal = 102 pond =
0,102 kp
1 Kilopond = 1 kp = 9,8 Newton = 9,8 · 105 dinas = 2,205 libra-peso = 70,93 poundal =
1000 pond
1 kg-peso = 9,8 Newton
1 Kilopóndmetro = 1 kpm = 9,8 J = 9,8 · 107erg = 2,34 cal
1 cal = 4,18 J = 0,427 kpm = 1/252 BTU
1 BTU = 252 cal = 1055 J = 778 libra-pie
1 Kwh = 3600000 J = 860000 cal = 3413 BTU
1 utm (unidad técnica de masa) = 1 hyl = 1 geokilo = 9,81 kg
1 slug = 32,2 libras = 14,6 kg
1 kg = 2,21 libras = 0,102 utm = 0,0685 slug
1 libra = 453,6 g = 0,0311 slug
1 uma (unidad masa atómica) = 1,66 · 10-27 kg
1 atm = 76 cm Hg = 29,9 pulg Hg = 760 torr = 1,013 · 105 pascal = 14,7 libra/pulg.2
1 baria = 1 dina / cm2
1 eV (electrón volt) = 1,6 · 10-19 Joule = 1,6 · 10-12 erg
1 H.P. (Horse Power) = 76,04 kpm/seg = 550 libra-pie/seg = 746 watt = 178,2 cal/seg =
2545 BTU/hor
1 C.V. (Caballo de vapor) = 75 kpm/seg = 736 watt
g = aceleración de gravedad normal = 9,81 m/seg2 = 32,2 pie/seg2
Constante de los gases = R
R = 0,0821 L · atm / K · mol = 8,32 Joule / K · mol = 1,98 cal/K mol
litros
Volumen molar = 22,415
mol
Nº Avogadro . Loschmidt = 6,023 · 1023 partículas / mol
coulomb
F = constante de Faraday =96.500
mol
31

32. 32
newton ⋅ m 2 dinas ⋅ cm2
G (Constante gravitación Universal) = 6,67 · 10 -11
= 6,67 ⋅10−8
kg 2 g2
N ⋅ m2 dina ⋅ cm2
C = constante de Coulomb (=) 9 · 109 =1
C2 stc 2
h (constante de Plank) = 6,63 · 10-34 Joule · seg
0 K (cero absoluto) = -273,15ºC
masa del electrón (en reposo) = 9,1 · 10-31 kg = 5,488 · 10-4uma
masa del protón = 1,67 · 10-27 kg = 1836,12 veces la masa del e- = 1,00759 uma
masa del átomo de H = 1,00814 uma
masa partícula alfa = 6,68 · 10-27 kg
carga del electrón = 1,6 · 10-19 C
carga partícula alfa = +32, · 10-19 C = + 2 e
stc
carga específica del electrón = e/m = 1,76 · 1011 C/kg = 5,27 · 107
g
Helio (peso molecular) = 4,003
Argón (peso molecular) = 39,944
Aire (peso molecular asignado) = 28,8
32