Unidad 2: BIOLOGÍA CELULAR I

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1 CARRERA: INGENIERÍA BIOMÉDICA ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA BIOLOGÍA Unidad 2: BIOLOGÍA CELULAR I CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA INORGÁNICA Y ORGÁNICA (tomados de: Introducción a la Química Biológica del ciclo de Nivelación de Medicina ) ELECTRONEGATIVIDAD: capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones más externos de otros átomos menos electronegativo que él. Los elementos poco electronegativos pueden ceder o regalar sus electrones a otros átomos fuertemente electronegativos.. ENLACE COVALENTE: es aquél en el que se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos de semejante electronegatividad o de semejante avidez por los electrones. Como la diferencia de electronegatividad es cero, el enlace es no polar. En el ejemplo, el enlace covalente se establece entre átomos iguales, de idéntica electronegatividad. Se trata de un enlace COVALENTE PURO, o COVALENTE APOLAR. Cuando el enlace se establece entre dos átomos diferentes, el carácter covalente del enlace será mayor cuanto menor sea la diferencia entre los valores de electronegatividad. En el enlace C-H, tanto el hidrógeno como el carbono tienen semejante electronegatividad, por lo cual juntos forman enlaces de tipo covalente en el que los dos átomos comparten un par de electrones, enlace que predomina en todos los compuestos orgánicos. Cuando dos átomos llegan a compartir varios pares de electrones (2 o 3), se tiene enlace covalente múltiple. Si el enlace se realiza entre dos átomos distintos cuyas electronegatividades son diferentes pero no lo suficiente como para establecer una unión de tipo iónico, se produce una unión covalente de características especiales, ya que los electrones no son igualmente compartidos por los dos átomos. El par de electrones es más atraído hacia el núcleo del elemento de mayor electronegatividad. Este tipo de enlace se denomina COVALENTE POLAR o ELECTROCOVALENTE. ENLACE IÓNICO: se debe a interacciones electrostáticas entre iones, los cuales resultan por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro con mayor electronegatividad. El enlace es iónico. Ejemplo: El átomo de Na y el átomo de Cl tienen mucha diferencia de electronegatividad (el Cl es muyo más electronegativo que el Na). Es por ello que en un enlace el cloro toma un electrón del Na adquiriendo una configuración de electrones muy estable; resulta cargado con una carga eléctrica negativa, razón por la cual deja de ser un átomo neutro para convertirse en un ión negativo, con carga eléctrica -1 (también llamado ANIÓN, porque por su carga negativa es atraído por el ánodo o polo positivo) 1

2 Por su lado el sodio, cede el único electrón de su último nivel, perdiendo así su neutralidad eléctrica y se convierte en un ION POSITIVO, con carga +1 (también llamado CATIÓN porque por su carga es atraído o migra hacia el cátodo o polo negativo). ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO: ocurre cuando un hidrógeno, en enlace covalente con un átomo muy electronegativo (oxígeno en la molécula del agua), es atraído por otro de igual electronegatividad (el oxígeno de otra molécula de agua vecina). El hidrógeno forma una especie de puente entre los dos átomos que lo atraen. Esto ocurre porque cuando un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor se une con el hidrógeno, si bien forman un enlace covalente, es muy polar y el par electrónico que se comparte en el enlace, es fuertemente atraído por el elemento más electonegativo, y el hidrógeno resulta así prácticamente desposeído de su electrón y puede sufrir la influencia de otro átomo electronegativo en la vecindad. Las moléculas de agua, al estado líquido, están asociadas por este tipo de unión: La línea punteada entre un átomo de oxígeno de una molécula y un hidrógeno de otra, representa la UNIÓN O PUENTE DE HIDRÓGENO. Polaridad de las moléculas: en las uniones polares en las cuales se unen átomos de distinta electronegatividad, determina un desplazamiento del par de electrones compartido hacia el elemento de mayor electronegatividad. Se produce una separación de los centros de gravedad de las cargas positivas y negativas, y se genera así un DIPOLO. En el agua, el oxígeno y el hidrógeno están unidos por enlaces covalente polar. En la molécula se forman cargas que en razón de que las moléculas del agua se disponen en ángulo de 104,5º y no en ángulo de 180º, los centros de gravedad de las cargas negativas y positivas no coinciden y se genera un dipolo: la molécula de agua resulta una molécula POLAR, hecho que tiene consecuencias importantes en el comportamiento del agua como solvente. Sustancias ácidas: es una molécula o ión que tienen H en su molécula y que en solución acuosa lo ceden como H + (catión hidrógeno) Sustancia base: es una molécula o ion que tiene oxhidrilo (OH - ) en su molécula, y en solución acuosa cede OH - al medio. Ionización del agua: el agua pura es un electrolito que se disocia muy ligeramente en catión hidrógeno (H + ) y anión hidróxido (OH - ). El ion H + en solución acuosa se asocia a moléculas de agua formando la especie H 3 O + llamada ion hidronio, que es químicamente estable y es la verdadera forma del ion H + en el agua. Concepto de ph: como es frecuente que en la práctica se manejen valores muy pequeños de [H 3 O + ] y de [HO - ], resulta más conveniente tratar esos valores en términos logarítmicos. Es por ello que surge el concepto de ph. Se denomina ph al logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones, ó lo que es lo mismos, al logaritmo de la inversa de la concentración de hidrogeniones. 2

3 La misma notación puede ser usada para expresar la concentración de [OH - ]. En el caso del agua pura a 25º C, la [H 3 O + ] = [HO - ]=1.10-7, por lo tanto ph=poh=7 En las soluciones ácidas, el ph tiene un valor menor de 7 hasta 0; en las soluciones alcalinas, los valores son superiores a 7, hasta 14 que corresponde a una [H 3 O + ] de Las soluciones básiscas tienen valores de poh menores de 7. En la práctica se usa más la referencia al ph tanto para indicar la acidez como la alcalinidad de una solución acuosa. Debe notarse que como ph = log 1/[H 3 O + ], el ph disminuye cuando la [H 3 O + ] aumenta y viceversa. ph de ácidos y bases fuertes: al disolverse un ácido o una base fuerte en el agua, el ph de la solución se puede calcular directamente de la concentración inicial del electrolito ya que se disocia completamente. ph de ácidos y bases débiles: dado que son electrólitos que se disocian parcialmente, la concentración de los iones no se puede calcular directamente de la concentración inicial. Es necesario tener en cuenta además, la constante de disociación. ph de soluciones salinas complejas: cuando se tienen mezclas de sales disueltas en agua o soluciones electrolíticas de composición complejas, como podrían ser líquidos biológicos, sólo se puede llegar a conocer el ph mediante su determinación experimental con métodos colorimétricos y electrométricos. Estos últimos son más exactos y se usan electrodos especiales que miden con alta sensibilidad la concentración de H 3 O + en la solución Soluciones amortiguadoras o buffers: Se llama así a las soluciones que resisten cambios bruscos de ph cuando se les agrega pequeñas cantidades de electrólito ácido o básico. Es decir que frenan las desviaciones bruscas del ph que el agregado de un ácido o una base producirían en el medio. En general está constituido por una mezcla de un electrólito débil (ya sea ácido o básico) y una sal del mismo que actúa como electrólito relativamente fuerte, o más fuerte que el agua. Por ejemplo: Ácido carbónico-bicarbonato de sodio H 2 CO 3 /NaHC O 3 Ácido acético-acetato de sodio CH 3 -COOH/ CH 3 -COONa Fosfato monosódico-fosfato disódico NaH 2 PO 4 /Na 2 HPO 4 3

4 QUIMICA ORGÁNICA Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en una molécula son los enlaces químicos. La capacidad del carbono para formar enlaces covalentes con otros átomos de carbono en largas cadenas y ciclos, distingue al carbono de los demás elementos. Esta propiedad del carbono, y el hecho de que pueda formar hasta cuatro enlaces con otros átomos, explica el gran número de compuestos conocidos. Otra propiedad del Carbono, que contribuye a multiplicar las combinaciones posibles, es su capacidad para unirse covalentemente con muchos otros átomos formando estructuras denominadas: grupos funcionales. Enlace simple C-C: cuando una sola valencia del Carbono se satura con el otro Carbono en el enlace. Doble enlace C=C: dos valencias comprometidas en la unión con el mismo carbono vecino. Triple enlace: tres valencia o electrones comprometidos en la unión con el mismo carbono vecino. Isomería: de denominan isómeros a los compuestos diferentes que tienen la misma fórmula molecular. Contienen igual número de la misma clase de átomos pero éstos pueden estar unidos entre sí de manera distinta o bien presentan diferente disposición en el espacio. Por lo tanto, los isómeros podrían diferenciarse por su fórmula estructural y su conformación espacial. Determinan las siguientes isomerías a) Isomería plana o de estructura. Hay diferencias en la fórmula estructural u ordenamiento de los átomos en la molécula. Se denomina también isomería plana porque puede explicarse gracias al empleo de las fórmulas ordinarias de estructura desarrolladas en un plano. Los isómeros estructurales tienen fórmulas moleculares idénticas pero difieren en el orden en el cual están enlazados los átomos en las moléculas b) Isomería óptica: se refiere al cambio de conformación que está dado por rotación en torno al enlace simple que ocurre en un carbono asimétrico, es decir aquél unido a cuatro elementos o grupos atómicos distintos. Las moléculas que poseen carbonos asimétricos existen en dos formas isómeras que se diferencian únicamente en el comportamiento frente a la luz polarizada. Ya que tienen la propiedad de influir sobre la luz polarizada cuando los rayos atraviesan el compuesto. Los dos isómeros ópticos de la alanina pueden representarse como si uno fuese la imagen especular del otro c) Isomería geométrica: Se da en moléculas que presentan doble enlace carbono-carbono en compuestos de cadenas abiertas, y en compuestos cíclicos Cis trans 4

5 FUNCIONES CARBONADAS Hidrocarburos: son las sustancias orgánicas más simples formadas por estructuras carbonadas (átomos de carbono enlazados entre sí), saturando las valencias que quedan libres con átomos de hidrógeno. Se clasifican en: a) acíclicos o alifáticos y b) cíclicos Compuestos acíclicos: estructuras carbonadas de cadena abierta, ya sean lineales o ramificadas. Los carbonos extremos o terminales de la cadena, que sólo intercambian una de sus cuatro valencias con otro átomo de carbono, reciben el nombre de carbonos primarios. Los que se encuentran en el interior de la cadena pueden ser secundarios, terciarios o cuaternarios según que intercambien dos, tres o cuatro de sus valencias con otros tantos carbonos. Pueden ser: alcanos o hidrocarburos saturados (carbonos unidos por enlace covalente simple. alquenos, insaturado (hay por lo menos un enlace covalente doble) alquinos, hidrocarburo insaturado (hay por lo menos un enlace covalente triple entre dos carbonos vecinos) hexano Compuestos cíclicos: constituidos por anillos formados exclusivamente por carbono (homocíclicos) o por carbono y otras clases de átomos (heterocíclicos). A su vez los homocíclicos pueden tener una estructura en anillo donde TODAS las uniones entre los C son simples (alicíclicos). Otro grupo son los homocíclicos AROMÁTICOS, es decir que están formados por 6 átomos de carbono unidos por enlaces simples y dobles alternados. Benceno (aromático) Los héterocíclicos están constituidos por carbono y uno o más átomos de otros elementos. Y pueden tener características aromáticas o no. FUNCIONES OXIGENADAS -Alcoholes derivados de los hidrocarburos por sustitución de un hidrógeno por un oxhidrilo (OH - ). Se clasifican en primarios, secundarios, terciarios según que la sustitución se haga en un carbono primario, secundario o terciario respectivamente. Se pueden introducir dos o más oxhidrilos en diferentes átomos de carbono del mismos hidrocarburo, obteniendo así dialocholes, trialcoholes, polialcoholes. El: glicerol es un trialcohol o triol 5

6 - Aldehídos: se originan por sustitución de dos hidrógenos de carbono primario, por un átomo de oxígeno. Se denominan sustituyendo el nombre de los alcanos correspondientes la terminación o por al. Ej, el etano deriva el etanal. El grupo carbonilo (-C=O) es polar, de manera que su presencia en la molécula le confiere esa propiedad. Además tiene carácter reductor. - Cetonas: surgen por sustitución de dos hidrógenos de un carbono secundario por un átomo de oxígeno. Es una función exclusiva de carbono secundario. Se nombran sustituyendo la terminación de los alcanos por ona. Ej: propanona. - Ácidos carboxílicos: resultan de sustituir en un carbono primario de un hidrocarburo, tres hidrógenos; un hidrógeno se sustituye por un oxhidrilo y dos por un oxígeno. El carboxilo, grupo funcional d los ácidos orgánicos está constituido por un carbonilo y un oxhidrilo. Los ácidos carboxílicos pueden contener uno o más grupos carboxílicos en la molécula. - Ésteres: surgen por reacción entre un ácido y un alcohol, con perdida de una molécula de agua. Con el ácido fosfórico y compuestos orgánicos que poseen en su molécula grupos funcionales alcohole, se forman ésteres de gran interés biológico. Ej: el éster fosfórico del glicerol FUNCIONES NITROGENADAS - Aminas: se consideran derivadas del amoníaco (NH3) por sustitución de uno, dos o los tres hidrógenos por grupos alquilos. También pueden ser primarias, secundarias o terciarias según el número de hidrógenos sustituidos. Las aminas comparten con el amoníaco (NH3), el carácter básico que lo caracteriza, debido a la tendencia a ceder un par de electrones no compartidos (libres) que posee el átomo de nitrógeno. 6

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