Este documento resume los conceptos básicos de la bioquímica. Explica que la bioquímica estudia la estructura, propiedades y transformaciones de los componentes químicos de los seres vivos, especialmente glúcidos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos. También describe que la biología molecular describe las reacciones químicas que ocurren en el metabolismo celular. A continuación, presenta los elementos y conceptos fundamentales requeridos para comprender un curso de bioquímica, incluyendo átomos, enl

1. ES LA RAMA DE LA QUÍMICA QUE ESTUDIA LA ESTRUCTURA,
PROPIEDADES Y TRANSFORMACIONES QUE EXPERIMENTAN
LOS COMPONENTES QUÍMICOS DE LOS SERES VIVOS, Y
ESPECIALMENTE LOS GLÚCIDOS, LÍPIDOS, PROTEÍNAS Y
ÁCIDOS NUCLEICOS.
LA BIOLOGÍA MOLECULAR DESCRIBE LAS REACCIONES
QUÍMICAS QUE SE DAN DENTRO DEL METABOLISMO
CELULAR.

2. UNIDAD I
CONOCIMIENTOS Y REQUISITOS PARA EL CURSO DE
BIOQUÍMICA

3. 1.ELEMENTOS QUÍMICOS.
 Un elemento químico es una sustancia que por ningún procedimiento, ni físico ni
químico, puede separarse o descomponerse en otras sustancias más sencillas .

4. 1.ELEMENTOS QUÍMICOS.
 1.1. Símbolos.
 Sígnos abreviados que se utilizan para identificar los elementos y
compuestos químicos.

5. ÁTOMO.
 En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del
griego άτομος, indivisible) es la unidad más pequeña de
un elemento químico que mantiene su identidad o sus
propiedades y que no es posible dividir mediante
procesos químicos.

6. NÚCLEO ATÓMICO
 Protones: Partícula de carga eléctrica
positiva igual a una carga elemental, y
1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837
veces mayor que la del electrón
 Neutrones: Partículas carentes de
carga eléctrica y una masa un poco
mayor que la del protón (1,67493 ×
10–27 kg)
 La cantidad de protones contenidas en
el núcleo del átomo se conoce como
número atómico, (z) parte izquierda
del símbolo químico. Es el que
distingue a un elemento químico de
otro. Hidrógeno es 1 (1H), y el del
helio, 2 (2He).

7.  La cantidad total de
nucleones que contiene un
átomo se conoce como
número másico (A) parte
superior del símbolo
químico. Para los ejemplos
dados anteriormente, el
número másico del
hidrógeno es 1(1H), y el
del helio, 4(4He).

8. TEORÍA ATÓMICA: MODELO DE DALTON, THOMPSON, RUTHERFORD, BOHR
Y SCHRÖEDINGER.
 DALTON. Bola de Billar.
 Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos,
que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.
 -Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra
propiedad física o química.
 -En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución.
 -Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales
entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un
mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

 Destacamos:Destacamos:
 Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.
 Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales.Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales.
 Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinadosUn Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados
en proporciones fijas.en proporciones fijas.

9.  Thompson. Modelo. Pudin de pasas. Joseph John Thomson
1897. Propuesto en 1904
 Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

10.  Rutherford. Modelo. Nube electrónica o corteza electrónica.
 Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía,
sino que están vacíos con un diminuto núcleo.

11.  Niels Bohr . Modelo. Sistema planetario solar.
Patrones de emisión de los espectros atómicos.
Existencia del núcleo – e giran alrededor.
Cuantización de la órbita – e gira en órbita.
Estabilidad de la órbita – e no irradia energía, es
constante.
Radiación electromagnética – e sólo irradia energía si
cambia de órbita

12.  Ecuación de onda de Schrodinger .
 A partir de la función de onda se puede saber la probabilidad de hallar un electrón en un punto de una
región determinada del espacio. Gracias a la ecuación de onda.
 n: 1...
 l: 0...n-1
 m: -l, 0, +l
 El electrón no describe una órbita de radio definido. Al volumen del espacio en el que es más probable
hallar al electrón se le llama orbital electrónico y matemáticamente se define por las soluciones a la
ecuación de onda. Cada combinación n, l, m representa un orbital.
 Significado de los números cuánticos:
 n representa el nivel energético así como el volumen en el espacio.
 l define la forma geométrica del orbital.
 m define la orientación del orbital en el espacio.
 s o número cuántico de spin que se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético
que este giro produce.

14. CONFIGURACIÒN
ELECTRÒNICA
 La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están
ordenados en un átomo. Ubicación de los electrones en los distintos
niveles (7) número cuántico n. subniveles (l) y orbitales (m).
 Subniveles : Recordemos que el número máximo de electrones en los
subniveles es:
 s: 2 electrones
 p: 6 electrones
 d: 10 electrones
 f: 14 electrones

18. ENLACES QUÍMICOS
 Responsable de las interacciones atractivas entre
átomos y moléculas, que le confiere estabilidad a
los compuestos químicos.
 Son fuerzas intra e inter moleculares, que
mantienen a los átomos unidos en las moléculas.

19.  VALENCIA – Capacidad que tiene un átomo de los
elementos para combinarse con otros.
La valencia depende de la
electronegatividad (poder de atracción de
un átomo)
+
electronegativo
-

20. Enlaces fuertes o interatómicos químicos (primarios)
Covalente
Iónico
Metales
Enlaces débiles o intermoleculares físicos (secundarios)
Puentes de H
Uniones hidrofóbicas
Fuervas de Van der Walls

21. ENLACE COVALENTE
Se produce cuando estos
buscan un octeto estable
compartiendo electrones en
su último nivel.
Se da entre elementos no
gaseosos o no metales.
Polar – dos polos (polariza)
No polar – Distribución igual
Cl 2 – O2

22. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
Unión de átomos que resulta de la presencia de atracción
electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno
fuertemente electropositivo y otro electronegativo. Uno capta
electrones del otro estabilizándose.
Metal dona – ion positivo (catión)
No metal recibe – ion negativo (anión)

23. ENLACES DE HIDRÓGENO
(PUENTES)
Tipo de enlace intermolecular
que se presenta cuando un
elemento electronegativo atrae
a un H.
H es electropositivo
e interactúa con
otras moléculas
electronegativas

24. FUERZAS DE VAN DER
WAALS
 Es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas
distintas a aquellas, debidas al enlace covalente
o a la interacción electrostática de iones con
otras moléculas neutras.

25. SOLUCIONES
 O disolución es una mezcla homogénea a nivel
molecular o iónico de dos o más sustancias, que
no reaccionan entre sí.
 La sustancia disuelta se llama soluto.
 Solvente – Sustancia donde se disuelve el soluto.

27. NÚMERO DE AVOGADRO
Mol – Unidad con que se mide la cantidad de sustancia que
contiene entidades elementales del tipo considerado, como
átomos hay en 12 gr de carbono. Refiriéndose al número de
unidades elementales.
UE – átomos, moléculas, iones, etc existentes en un mol de
sustancia, es una constante (No. Avogadro)

28. MOLARIDAD
 Peso molecular expresado en un litro de solución es 1 Molar.
Peso seco en materia, es hablar de mol, vaciada en una
solución el término cambia:

29. ¿CÓMO CALCULAR?
CALCULE LOS GRAMOS NECESARIOS PARA PREPARAR 1 LT DE
UNA SOLUCIÓN A 3M DE NAOH
1. Calcular peso molecular (ejemplo)
 NaOH
Na = 23
O =16
H – 1
PM = 40
2. Regla de 3 X= 120gr
40 gr – 1 M
X - 3M
Cuando yo coloco 120 gr de NaOH lo aforo a un litro, tengo 3M de NaOH

30. M = m/(PM* Lt)

31. Expresa concentración, que equivale al número de
equivalentes de una sustancia disuelta en un litro de
disolvente. Forma de expresión de una concentración.
Normalidad = Equivalentes de soluto/ litros de soluciónNormalidad = Equivalentes de soluto/ litros de solución
E – Es la unidad de masa que representa a la mínima unidad que puede
reaccionar
Masa / peso equivalente
PE – Peso molecular de la sustancia dividido entre el número de protones
(ácidos), hidroxilos (básicos), ligandos (complejos) etc..
http://quimicaparatodos.blogcindario.com/2009/07/00022-como-
hallar-la-normalidad-de-una-solucion.html

32. GRUPOS FUNCIONALES

33.  Serie homóloga – Conjunto de compuestos que
comparten el mismo grupo funcional.
 Alcoholes
Grupo hidroxilo (OH) en un carbono terminal o primario
Alcanos – Sin grupo funcional, sólo carbones e hidrógenos
(hidrocarburos saturados)

34. Funciones fosfatadas, hidrogenadas o
sulfatadas
Funciones oxigenadas
Enlaces carbono- oxígeno
Sencillo C-O o doble C=O
Carbonilo
Carboxilo
Éster
Funciones nitrogenadas
Enlaces C-N C=N
Amina
Amida
Nitrilo

52. MECANISMO DE REACCIONES
Fases que contribuyen a una reacción química
Reactivos (estado inicial) – Productos (final)
R. Elementales
Combinación A + B = AB
Descomposición AB = A + B
Desplazamiento AB + C = AC + B
R. Complejas
2 o más etapas más un intermediario

53. REACCIONES ORGÁNICAS
 Las relaciones de transformación entre dos compuestos orgánicos.
 No se limitan a un solo proceso o camino

54.  Una reacción de adición, es una reacción
donde una o más especies químicas se suman
a otra, que posee al menos un enlace múltiple
formando un único producto e implicando
nuevos enlaces.
 Adiciones electrofílicas
 Adiciones nucleofílicas
 Adiciones radicalarias

56. REACCIONES POR
ELIMINACIÓN
Reacciones en las que se separan grupos de
átomos de una molécula – transformandose.
En la mayoría de los casos una molécula se
transforma con pérdida intramolecular y se
forma un enlace múltiple.
Opuestas a las de adición

57. REACCIONES DE SUSTITUCIÓN
 Reacciones en las que un átomo o grupo atómico se separa
de la molécula reaccionante, siendo sustituido por otro
átomo o grupo atómico que procede del reactivo atacante.

58. REACCIONES DE
REORDENACIÓN
 O de transposición, es el cambio desde una
posición a otra en una misma molécula.
 Tautometría – migración de un protón de un
lugar a otro en una molécula dando 2 isómeros
(tautómeros)

59. ISOMERIZACIÓN
Proceso químico mediante el cual una molécula es
transformada en otra que posee los mismos átomos,
pero dispuestos en forma distinta.
La primera molécula es un isómero de la otra.

60. OXIDO-REDUCCIÓN
Las reducciones orgánicas, las oxidaciones orgánicas y las
reacciones redox, son en las que intervienen compuestos orgánicos
como reactivos.
Oxidaciones se eliminan electrones (elimina atomos de H)
Reducciones la densidad de electrones aumenta. (agrega atomos de H)
Alcano alqueno