BIOQUIMICA = es una forma de estudiar la Biología que persigue dar una interpretación de los procesos vitales
orgánicos en términos de la estructura y dinámica de las moléculas que constituyen un organismo vivo.
¿dondes podemos aplicar la bioquímica?
terapia genica, identificación de individuos, sintesi de biomoléculas, nuevas técnicas de diagnosis, mejora de
técnicas de fertilidad, pruebas de paternidad, estudios de virulencia de patogenos.
Clasificación de la bioquimica
MATERIA
Puede ser:
• SÓLIDO = poca libertad de movimiento entre las moléculas, pero ordenada.
• LÍQUIDO = mayor flexibilidad y permanecen juntas.
• GAS = moléculas separadas con grande distancias.
Clasificación de la materia
BIOELEMENTOS
elementos químicos que constituyen a los seres vivos, son unos 70.
PRIMARIOS: 96,2% del total. F(x): estructural
SECUNDARIOS: menor proporción, también son imprescindibles para la vida. F(x) osmotica.
OLIGOELEMENTOS: porcentaje inferior al 0,1%
- Indispensables: en todos los seres vivos
- Variables: necesarios solo para algunos organismos
F(x)
plásticas/estructurales: C, O, H, N, S, P, Ca
cataliticas: Fe, Zn, I, Co
osmoticas: Na, K, Cl
1. ESTRUCTURA ATÓMICA Y MOLECULAR
2. QUÍMICA DEL CARBONO
átomos + átomos = moléculas
núcleos (protones + neutrones) + electrones
En los enlaces solo nos interesan los electrones más externos (de valencia).
MOLÉCULAS = agrupaciones de átomos. La razón de la formación de moléculas es
energética: cuando dos o más átomos interaccionan entre sí para formar una molécula, esta se
forma porque es más estable que los átomos por separado.
ELECTRONEGATIVIDAD (EN)
• mide la tendencia que tiene un átomo de atraer los electrones cuando está
enlazado con un átomo de otro elemento.
• La EN nos permite clasificar los elementos en metales y no metales. Los metales
poseen EN bajas. Mientras que lo no metales presentan EN elevadas.
• los metales no atraen con mucha fuerza a los electrones de valencia y tienden a
formar iones positivos.
• Los no metales atraen fuertemente a los electrones externos, formando iones
negativos.
tipos de enlaces
• IONICO (intramolecular): tipo electrostático. Entre un elemento metálico (poco EN)
y un elemento no metálico (muy EN), por lo que el elemento metálico cede sus
electrones al elemento no metálico.
• COVALENTE (intramolecular): compartición de electrones. Están formados por
átomos unidos covalentemente a sus más inmediatos vecinos mediante
compartición de pares de electrones. Los electrones compartidos se consideran
“propiedad” de ambos átomos. Pueden ser:
- sencillo: los átomos enlazados comparten un par de electrones
- múltiple (doble o triple): se comparten más de un par de electrones
• METÁLICO (intramolecular): gran movilidad de los electrones
• ENLACE DE HIDRÓGENO (intermolecular): unión entre moléculas de algunas
sustancias hidrogenadas (ej. H2O)
• FUERZA DE VAN DER WAALS (intermolecular): unión entre moléculas saturadas
FUERZA INTERMOLECULAR
Los compuestos moleculares están constituidos por una red cristalina de moléculas
independientes que mantienen su identidad dentro de la estructura. Las propiedades químicas
de un sólido molecular son, en buena medida, las de sus moléculas constituyentes. Tipos de
fuerzas intermoleculares: interacciones por puente de hidrógeno y interacciones de Van der
Waals.
Puente de hidrógeno
El puente de hidrógeno es una interacción intermolecular que se produce cuando un átomo de
hidrógeno está unido covalentemente a un átomo muy electronegativo, como el oxígeno, el
nitrógeno o el flúor, y es atraído por otro átomo electronegativo cercano que posee al menos
un par de electrones libres. Cuando el hidrógeno se une a uno de estos átomos, el elemento
electronegativo atrae con mayor fuerza los electrones compartidos, generando una distribución
desigual de la carga: el hidrógeno adquiere una carga parcial positiva (δ+) y el átomo
electronegativo una carga parcial negativa (δ−). Esta separación de cargas crea un dipolo.
El puente de hidrógeno se forma por la atracción electrostática entre el hidrógeno δ+ de una
molécula (átomo donante) y el átomo electronegativo δ− de otra molécula (átomo aceptor).
Es una interacción más débil que un enlace covalente, pero más fuerte que otras fuerzas
intermoleculares, y tiene gran importancia estructural.
Este tipo de interacción es típico en moléculas como el agua (H₂O), el amoníaco (NH₃) y el
fluoruro de hidrógeno (HF). En el caso del agua, cada molécula puede formar varios puentes
de hidrógeno, creando una red extensa de interacciones.
Los puentes de hidrógeno explican las propiedades anómalas del agua, como su elevado
punto de ebullición y de fusión, y el hecho de que el hielo tenga menor densidad que el agua
líquida. Además, son fundamentales en biología, ya que estabilizan la estructura del ADN y de
las proteínas.
En resumen, el puente de hidrógeno es una interacción basada en la atracción entre un
hidrógeno con carga parcial positiva y un átomo muy electronegativo con carga parcial
negativa, esencial para numerosos procesos químicos y biológicos.
Fuerza de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas débiles de atracción que se establecen entre
moléculas neutras, tanto apolares (como gases nobles y halógenos) como polares (por
ejemplo, HCl). Se originan por asimetrías eléctricas momentáneas en la distribución de los
electrones dentro de una molécula, lo que puede generar dipolos temporales. Estos dipolos
pueden inducir dipolos en moléculas vecinas, produciendo una atracción entre ellas. Son
interacciones débiles, pero cuando actúan en gran número resultan importantes en sistemas
biológicos.
—> enlace entre dipolos, dipolos inducidos
Efecto hidrofobico
El efecto hidrofóbico es una manifestación de las propiedades del agua. Las moléculas
apolares no participan en puentes de hidrógeno ni en interacciones iónicas, por lo que no
interactúan favorablemente con el agua. Cuando están en medio acuoso, las moléculas de
agua se organizan formando estructuras ordenadas alrededor de ellas. Para minimizar esta
situación energéticamente desfavorable, las moléculas apolares tienden a agregarse entre sí,
reduciendo el contacto con el agua. Este fenómeno explica, por ejemplo, que el aceite no se
disuelva en agua.
—> entre mol. a polares, son fuerzas de repulsión
+ e − si attraggono.
Quella attrazione si
chiama: ponte a idrogeno
interazione dipolo-dipolo
Carica negativa → ha effettivamente più elettroni (ione negativo).
Elettronegativo → tende ad attirare elettroni nei legami.
Una molecola polare è una molecola in
cui le cariche elettriche sono distribuite in
modo asimmetrico, creando un polo
parzialmente positivo (δ+) e un polo
parzialmente negativo (δ−). Questo
avviene quando esiste una differenza di
elettronegatività tra gli atomi e la
geometria della molecola non permette
alle cariche di annullarsi.
Una molecola apolare è una molecola in
cui la distribuzione delle cariche è
uniforme e non si formano poli positivi o
negativi netti. Ciò accade quando gli
atomi hanno elettronegatività simile
oppure quando la struttura della molecola
è simmetrica e le eventuali polarità dei
legami si compensano.
Le molecole polari si sciolgono in acqua.
Le molecole apolari no (olio).
Perché l’acqua è polare e le sostanze
simili si sciolgono tra loro.
El puente de hidrógeno es una atracción
relativamente fuerte entre un hidrógeno
con carga parcial positiva (δ+), unido a un
átomo muy electronegativo como
oxígeno, nitrógeno o flúor, y otro átomo
electronegativo con carga parcial negativa
(δ−); es una interacción dipolo-dipolo y
explica propiedades importantes del
agua, del ADN y de las proteínas.
Las fuerzas de Van der Waals son
interacciones débiles y temporales entre
moléculas, originadas por dipolos
momentáneos o inducidos, y pueden
aparecer incluso en moléculas apolares.
El efecto hidrofóbico es la tendencia de
las moléculas apolares a agruparse en
medio acuoso para reducir su contacto
con el agua; no es un enlace, sino una
consecuencia del comportamiento del
agua frente a sustancias que no pueden
formar puentes de hidrógeno.
Química Orgánica: química del carbono y sus compuestos, denominadas moléculas
orgánicas. Son los mayores componentes de la vida y de sustancias con las que entramos en
contacto cotidianamente.
Los compuestos orgánicos están compuestos por C, casi siempre H, muy frecuentemente O y
N, y en menor proporción Cl, Br, I, S, P e incluso algunos metales. Prácticamente toda la
química orgánica se basa en las características del enlace covalente.
Se pueden clasificar en:
• Hidrocarburos: Compuestos por C y H.
• Compuestos Orgánicos con grupos funcionales (con otros átomos además de C y
H, que se denominan heteroátomos, y pueden ser O, N, S, P…).
En los compuestos orgánicos, el átomo de C siempre está rodeado de 4 pares de electrones:
3. BIOMOLECULAS
INORGANICAS = agua, CO2, sales minerales.
ORGÁNICAS = glúcidos, lípido, proteínas, ácidos nucleicos.
Según función:
• Energéticas: son las moléculas a partir de las cuales, por un proceso de
oxidación, se puede obtener energía. Muchas veces este proceso requiere
O2 y lo llamamos respiración.
• De reserva o almacén: en la célula para obtener energía en otro momento.
• Estructurales: forman determinadas piezas en los seres vivos
•Reguladoras: son las moléculas que intervienen en determinadas
actividades celulares (favorecer la absorción de una molécula, facilitar una
reacción química, etc.).
4. REACCIONES QUÍMICAS
Es un proceso en el que una sustancia (o sustancias) se transforma en una o más sustancias nuevas:
A + B → C + D.
Reactivos → Productos
Comprendes cambios que involucran las posiciones de los electrones en la formación y ruptura de enlaces químicos entre átomos.
Es importante tener en cuenta dos principios:
•La ley de la conservación de la masa: en una reacción química la masa permanece contante, es decir la masa de los reactivos
es igual a la masa de los productos.
•La ley de conservación de carga: no hay producción ni destrucción de neta de carga eléctrica. La carga total de un sistema
aislado se conserva.
REACCIONES OXIDACIÓN-REDUCIÓN
Son reacciones de transferencia de electrones y implica sus pérdida. Las reacciones redox explican la incomodidad en los relleno dentales.
Si un empaste entra en contacto con una incrustación de oro cercana, puede producirse corrosión. Esto libera iones Sn (II) en la boca,
generando un sabor metálico desagradable y, con el tiempo, puede requerir el reemplazo del empaste.
CARIES
Proceso patológico, localizado, de origen externo, que determina un reblandecimiento del tejido duro del diente, evolucionando
hacia la formación de una cavidad. La destrucción del diente ocurre en dos fases:
1. La materia inorgánica formada principalmente por calcio y fosfato en forma de hidroxiapatita, sufre un proceso de descalcificación
por la acción de los ácidos orgánicos resultantes del metabolismo bacteriano de los hidratos de carbono de la dieta.
2. Se destruye la matriz orgánica por medios enzimáticos o mecánicos.
¿Para qué sirve el Flúor? Incorporación al esmalte, transformando la hidroxiapatita en fluorapatita, más resistente a la descalcificación.
Inhibición de las reacciones de glucolisis de la placa dental, con lo que disminuye la formación de ácidos.
En el esmalte dental se producen reacciones adicionales que dan lugar a la formación de fluoruro cálcico:
Los iones F- de ciertas pastas dentífricas sustituyen en parte a los iones OH- produciendo un compuesto muy resistente a los
ácidos. La reacción correspondiente seria la siguiente:
5. TERMODINÁMICA
Ciencia que estudia las relaciones entre el calor y la energía o el trabajo mecánico, y la conversión de uno en otro. Se ocupa de la transformación
de la energía. La ley de conservación de energía establece que la energía no puede ser creada ni destruida, que la energía total es constante.
ENERGÍA = propiedad que se debe transferir a un objeto para realizar el trabajo o calentar el objeto.
TRABAJO = es energía transferida de tal manera que esa energía puede usarse para mover un objeto contra una fuerza opuesta.
CALOR = es energía transferida como resultado de una diferencia de temperatura, con la energía que fluye de caliente a fría.
ENERGÍA CINÉTICA = capacidad de hacer trabajo en virtud del movimiento (EK = (1/2) · m · v2)
ENERGÍA POTENCIAL = capacidad de hacer trabajo en virtud de la posición (Ep = m · g · h)
• ENERGIA ELÉCTRICA = energía potencial de los electrones cargados negativamente en presencia de cargas positivas.
• ENERGÍA QUÍMICA = energía potencial de los electrones en las moléculas y la energía cinética de su movimiento a medida que se
mueven dentro de la molécula.
SISTEMA ABIERTO = puede intercambiar masa y energía, generalmente en forma de calor con su entorno
SISTEMA CERRADO = permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa.
SISTEMA AISLADO = no permite la transferencia de masa o energía.
procesos
ESPONTÁNEO = ocurren en la naturaleza (equilibrio)
NO ESPONTÁNEO = requieren de un aporte de energía externo
ENTALPIA (ΔH)
Energía intercambiada en forma de calor. Como la mayoría de las reacciones químicas ocurren a presión constante, el cambio de calor en estos
procesos puede identificarse con el cambio de entalpía. Para una reacción del tipo: Reactivos → Productos , el cambio de entalpía de reacción
(ΔH) se define como la diferencia entre la entalpía de los productos y la entalpía de los reactivos:
Según el signo de ΔH:
• Si ΔH < 0, el proceso es exotérmico: el sistema libera calor al entorno.
• Si ΔH > 0, el proceso es endotérmico: el sistema absorbe calor del entorno.
ENTROPÍA (S)
Una medida del grado de desorden o aleatoriedad de un sistema. Cuanto mayor es el desorden, mayor es la entropía.
Para que un proceso sea espontáneo, la entropía total del sistema más el entorno debe aumentar.
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (ΔG)
Para expresar la espontaneidad de una reacción se utiliza la energía libre de Gibbs (G), definida como: ΔG = ΔH − T·ΔS
Esta ecuación se refiere al sistema y permite evaluar si una reacción puede ocurrir espontáneamente teniendo en cuenta tanto el cambio de
entalpía como el cambio de entropía.
La energía libre representa la energía disponible para realizar trabajo. Por lo tanto:
• Si ΔG < 0, la reacción es espontánea en la dirección directa y se denomina exergónica.
• Si ΔG > 0, la reacción no es espontánea y requiere una entrada de energía libre; se denomina endergónica.
• Si ΔG = 0, la reacción está en equilibrio: no hay cambio neto y las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales,
manteniéndose constantes las concentraciones de reactivos y productos. ΔH = calore
ΔS = disordine
ΔG = decide se la reazione avviene
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La
Chimica
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F
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e
7
=
nella
capa
de
Valencia
manca
solo
un
elettroma
per
arrivare
a
8
e
essere
completo
stoma
+
EN
pur
formare
50L0
in
ENLACE
GRUPOS
FUNCIONAL
