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1 QUIMICA DE LA VIDA: naturaleza molecular de los procesos de la vida.
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QUIMICA DE LA VIDA: naturaleza molecular de
los procesos de la vida.
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Química Biológica
• Estudia la química de los seres vivos a nivel molecular y
general:
• Estudia los componentes químicos de los organismos vivos
y las vías metabólicas o reacciones químicas para obtener
energía del entorno.
• Un organismo tiene vida cuando es capaz de obtener
energía del entorno, autorreplicarse y transmitir información
genética.
• Todos los seres vivos usan los mismos tipos de
biomoléculas y consumen energía
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• Usa la energía para realizar trabajo:
• Biosíntesis
• Osmótico
• Mecánico
• Activación
E. Potencial resultado de su estado o posición:
- En los enlaces químicos, en gradiente de
concentración, en un potencial eléctrico.
E. Cinética movimiento, capacidad de cambio puede existir en forma de calor, luz, etc.
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Todos los procesos de la vida requieren energía
• El sol es la principal fuente de energía de todos los seres vivos.
• Las plantas captan esa energía lumínica mediante fotosíntesis y la emplean para transformar el CO2 en sacarosa, que es el almacenamiento potencial de energía química.
• Un atleta puede consumir la sacarosa y liberar la energía potencial que contiene, transformándola en forma de movimiento muscular: energía cinética.
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Las diferentes formas de energía setransforman unas en otras:
•Energía mecánica
•Energía química
•Energía osmótica
•Energía eléctrica
•Energía lumínica
Oxidación:
• Liberan energía
• Ganancia de oxígeno
• Pérdida de hidrógeno
• Pérdida de electrones
Reducción:
• Necesitan energía
• Pérdida de oxígeno
• Ganancia de hidrógeno
• Ganancia de electrones
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Metabolismo : Anabolismo + Catabolismo
Es la suma total de procesos químicos en un organismo
Reacciones anabólicas: reacciones de síntesis.
Ej: formación de polímeros a partir de sus monómeros.
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• Reacciones catabólicas:
• Degradación y oxidación de las biomoléculas.
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Cada célula desarrolla miles de reacciones
químicas
Exergónicas: con liberación de energía
Endergónicas: con consumo de energía
En su conjunto constituyen el METABOLISMO
CELULAR
Las células regulan las reacciones químicas por
medio de catalizadores biológicos: ENZIMAS
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Estructura del ATPes un nucleótido compuesto por la adenina (base nitrogenada)
un azúcar (ribosa) y tres grupos fosfato.
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Clasificación de los organismos según fuente de energía
y fuente de carbono
Tipo
organismo
Proced.
carbono
Proced.
Energía
Dador de
electrón y/o
hidrógeno
Ejemplos
FOTOTROFOS FOTOLITO
TROFOS
CO2 LUZ Compuestos
inorgánicos
H2O, H2S, S
Cel.verdes de
plantas super.
Algas azul-verd
FOTO
ORGANO
TROFOS
Compuestos
orgánicos
LUZ Compuestos
Orgánicos
Bacterias
purpureas no
sulfuradas
QUIMIOTROFOS QUIMIOLITO
TROFOS
CO2 Reacciones
REDOX
Compuestos
.inorgánicos
H2O, H2S, S,
Fe NH3
Bacterias
desnitrificantes
QUIMIO
ORGANO
TROFOS
Compuestos
orgánicos
Reacciones
REDOX
Compuestos
Orgánicos
(glucosa)
Todos los
animales super.
Mayoria de MO
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Cómo se originaron los
seres vivos??
Todos los tipos celulares
tienen tantas
características celulares
en común que es
razonable decir que todas
tuvieron el mismo origen.
Tanto las moléculas y las
células deben haber
surgido de moléculas muy
simples: H2O, CH4, CO2,
NH3, N2 e H2.
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• Puede un químico sintetizar en el laboratorio las
moléculas de la vida?
• Existió la creencia de la existencia de fuerzas vitales hasta
que en 1828 se sintetizó urea a partir de cianato de
amonio
• En la actualidad cualquier compuesto de un organismo
vivo puede ser sintetizado en el laboratorio.
Fundamentos químicos de la
bioquímica
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La vida se basa en el carbono
Al analizar químicamente cualquier organismo: animal, planta
o microorganismo se observa que hay muy pocos elementos
de la tabla periódica presentes en los seres vivos.
Carbono, hidrógeno,nitrógeno y oxígeno: 95% de los seres
vivos
Si se agrega el fósforo y azufre: 98% de los seres vivos
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Los comienzos de la biología: el
origen de la vida
• Teoría cosmológica del origen del
Universo: big-bang explosión cataclísmica
• Gases en la tierra primitiva:
NH3,H2S,CO,CO2,N2,H2 y H2O.
• Cómo se formaron las biomoléculas?
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Los elementos simples se combinan de muchas
maneras diferentes y complejas a nivel molecular
formando pocos tipos de compuestos:
Agua 70%
Glúcidos 3%
Lípidos 2%
AA y proteínas 15%
PoliNucleótidos:
RNA 6%
DNA 1%
Moléculas orgánicas pequeños 2%
Iones inorgánicos 1%
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Biomoléculas:
Son las moléculas de tamaño grande o pequeño que se encuentran en los seres vivos y son fabricadas por la célula.
BioPolímeros:
Unión de cientos o miles de unidades monómeros para formar una molécula de gran tamaño en las células.
Homopolímeros: se repite el mismo monómero.
Heteropolímeros: constituido por distintos monómeros.
Ejemplos bioquímicos
Monómero Polímero
Aminoácidos Proteínas
Monosacáridos Polisacáridos
Nucleótidos Polinucleótidos
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Organización biológica: estructural y molecular
Todos los seres vivos están formados por células
Todas las células derivan de otras células
Todas las reacciones metabólicas de los seres vivos se llevan a
cabo en el interior de las células.
Células: diferentes en tamaño y forma
Todas presentan organelas, rodeadas de membranas biológicas.
Las membranas que rodean los compartimientos no son paredes
inertes.
Funciones membranas biológicas :
Permeabilidad selectiva
Participación en la producción de energía
Separar a la célula del medio que las rodea
Mantener un equilibrio dentro y fuera de la célula
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• El único tipo de macromoléculas biológicas que no
tienen naturaleza polimérica, son los lípidos.
• Los lípidos los encontramos asociados al concepto
membrana.
• Las membranas están constituidas por uniones físicas
de fosfolípidos con proteínas intercaladas.
• No son estructuras fuertes desde el punto de vista
mecánico, con uniones químicas, en contraste con la
pared celular de células vegetales o bacterias.
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Enlaces químicos
Enlaces covalentes
Enlace fuerte presente en la mayoría de los compuestos
orgánicos.
Los átomos comparten electrones y es alta la energía
requerida para romper el enlace.
Enlaces no covalentes
Enlaces y fuerzas distintas del enlace covalente.
Algunas muy fuertes como la atracción iónica y otras muy
débiles, como las fuerzas de Van der Waals, dipolo-dipolo
inducido o las fuerzas de dispersión de London.
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Enlaces No covalentes
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EL AGUA: la vida existe en medio acuoso
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El H2O en la vida
• El agua es vital para la vida, no solo por su participaciónporcentual en la química celular, sino que además, es en elmedio acuoso donde se realizan las reacciones delmetabolismo, tanto para obtener energía como parautilizarla en los procesos de biosíntesis.
• Las propiedades del agua solo se interpretan, siconsideramos la estructura espacial molecular y el grado deasociación intermolecular, mediante puentes de hidrógeno,para constituir un verdadero polímero físico, conpropiedades eléctricas, punto de ebullición elevado,capacidad calorífica, efecto buffer, etc.
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Los elementos simples se combinan de muchas maneras
diferentes y complejas a nivel molecular formando pocos
tipos de compuestos:
Composición Porcentual en Célula bacteriana.
Agua 70%
Glúcidos 3%
Lípidos 2%
Aa y proteínas 15%
Nucleótidos,
RNA y DNA 7%
Moléculas orgánica 2%
Iones inorgánicos 1%
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Consta de dos H entrelazados en forma covalente a un átomo de
Oxígeno electronegativo.
La molécula de agua es polar.
Entre sus moléculas se forma una red de puentes hidrógeno,
comportándose como un polímero físico, no químico, lo que explica sus
especiales propiedades.
Disolvente de moléculas polares con las que forma puente H: compuestos
con grupos -CO2,-NH2,-NH3,-OH.
Las moléculas no polares son insolubles ya que interrumpen la estructura
de puentes hidrógeno del agua sin formar interacciones favorables con la
misma.
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Molécula de agua
Los orbitales sp3 del
Oxígeno están ordenados
de manera tetrahédrica.
Puente de hidrógeno en el agua
La fuerza de la interacción es máxima
cuando el enlace covalente O-H de la
molécula apunta directamente hacia la
nube de electrones del par libre de la
otra.
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El agua como solvente
Compuestos iónicos
Las sustancias iónicas son solubles en agua.
Los cristales de compuestos como Na+ Cl- tienen una red altamenteordenada, pero cuando se ponen en contacto con agua, los iones sevan rodeando con moléculas de agua y terminan por separarse ydispersarse en el solvente.
Los cationes Na+, K+, Ca++, Mg++ (inorgánicos) y amonios C–NH3+
(orgánicos) atraen la zona de carga parcial negativa de las moléculasde agua.
Los aniones Cl-, HPO4-2, HCO3
- (inorgánicos), grupos carboxilato –COO- (orgánicos), atraen la zona de carga positiva del dipolo agua.
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Compuestos polares no iónicos
Con alcoholes, aldehídos o cetonas el agua puede formar enlaces de hidrógeno con los grupos hidroxilos o carbonilos presentes en esas moléculas facilitando su disolución.
Los compuestos iónico y no iónicos son hidrófilos
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Compuestos apolares
Los hidrocarburos (alcanos y alquenos) son APOLARES e insolubles en agua.
Son sustancias hidrófobas y solubles en solventesorgánicos no polares o poco polares (benceno, Cl4C oCl3CH).
Las moléculas apolares pueden ejercer entre sí,atracciones denominadas hidrofóbicas.
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Compuestos anfipáticos
Son sustancias que poseen grupos hidrófobos e hidrófilos en la misma molécula.
Ejemplo:
Los fosfolípidos de las membranas.
Las sales de los ácidos grasos de cadena larga con metalesmonovalentes (Na+ o K+).
Son sustancias anfifílicas o anfipáticas que, en contacto conagua, se colocan con su parte hidrofílica dirigida hacia lasuperficie del agua, formando micelas.
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El agua como electrolito
Electrolitos son las sustancias que, en solución acuosa, se
disocian en partículas con carga o “iones” con capacidad de
pasar corriente eléctrica.
En base a dicha capacidad, los electrolitos se dividen en
“fuertes” o “débiles”.
Ej: la solución de ácido HCl 1 M es mejor conductora que una
de ácido acético (CH3-COOH) 1 M.
La primera se ha disociado en iones en mayor proporción que
la segunda ya que, al ser un electrolito débil, solo una
pequeña parte del total de moléculas disueltas se separa en
iones.
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En los electrólitos fuertes, prácticamente todas las
moléculas se dividen en iones y la reacción transcurre en un
solo sentido:
HCl H+ + Cl-
Si designamos AB a un electrólito débil que se ioniza
parcialmente en A+y B-, la notación será:
AB A+ + B-
En el estado de equilibrio, las velocidades de reacción para
la ionización es igual a la velocidad de reasociación
V1 = k1 [AB] = k2 [A+ ] [B-] = V2
Para un sistema en equilibrio químico (a una dada
temperatura) existe una relación numérica Keq.
Keq. = [A+] [B-] / [AB]
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Para un sistema en equilibrio químico (a una temperatura
dada) existe una relación numérica Keq.
Keq = k2/k1
Keq = [A+] [B-] / [AB]
En los sistemas biológicos se puede considerar fuerte a un
electrólito cuando su Keq es mayor a 10-4 o sea 0,0001.
Cuando el valor de Keq es menor de 10-14, se considera que
la sustancia no es un electrólito.
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Equilibrio de ionización del agua
El agua se ioniza muy débilmente generando iones protones
e hidroxilo, según la reacción:
H2O H+ + OH-
Dado el estado asociado del agua con puentes de hidrógeno,
debería representarse al protón como H3O+ (catión hidronio).
La Keq para el agua se expresa por la ecuación:
Keq = [H+] [OH-] / [H2O]
Varía con la temperatura entre 1,8 x 10-18 (25°C) y 4,3 x 10-18
(a 37ºC) y no debería considerarse un electrólito..
Sin embargo, aún este pequeño valor tiene importantes efectos en los sistemas biológicos.
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Dado que un mol de agua pesa 18 g, en 1000 g de agua hay
55,5 moles, de los cuales solo 0,0000001 se encuentran
ionizados.
Si reordenamos la ecuación anterior nos queda:
Keq. [H2O] = [H+] [OH-]
que llamamos Kw o producto iónico del agua, cuyo valor a 25 °C es:
Kw = 1.10-7 x 1.10-7 = 1.10-14
Todo aumento en la [H+] o de [OH-], inmediatamente hará disminuir la concentración del otro, para mantener el valor del equilibrio.
En el equilibrio, la solución es Neutra.
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Ácidos y bases
Una solución es Ácida cuando la concentración dehidrogeniones es mayor que la de los iones hidroxilo.
Es Básica o Alcalina cuando la concentración dehidrogeniones es menor que la de los iones hidroxilo.
Según definió Arrenhius:
Ácido: es una sustancia que tiene en su molécula H y ensolución acuosa cede iones H+ (protones)
Base: sustancia que produce disminución de hidrogeniones, al ser disueltos en soluciones acuosas. sustancia que tiene OH y en agua, produce iones OH- .
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Según Brônsted y Lowry (B-L)
Ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder
protones H+ (hidrogeniones) al medio
Bases son los que pueden aceptar protones del medio.
Así la definición se ha extendido a iones, por ej. HSO4- o
NH4+, que pueden ceder un H+en solución.
Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de
B-L), se forma un “ácido conjugado”.
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Base Protón Acido conjugado
OH- + H+ H2O
NH3 + H+ NH4
+
CO3-2 + H+
CO3H-
Ácido Protón Base conjugada
HCl H+ + Cl-
H2SO4 H+ + SO4H-
HNO3-
H+ + NO3-
Según Lewis (L)
Ácidos son todos los compuestos o iones capaces de aceptar un par de electrones
Básicos son los compuestos que pueden ceder un par de electrones.
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Fuerza de ácidos y bases
La fuerza de un ácido o de una base esta determinada por su
tendencia a perder o ganar protones.
Los ácidos pueden dividirse en:
Fuertes (H2SO4, HCl, HNO3)
Débiles (H2PO4-, CH3-COOH, H2CO3).
La capacidad de un ácido para perder protones, se expresa
por su constancia de disociación (Ka)
Ka = [H+] [A-] / (HA)
Los ácidos fuertes están totalmente disociados
Los débiles, por el contrario, muy poco.
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Concepto de pH
El bioquímico danés Sôrensen propuso en 1909 lanotación pH, para indicar la concentración de ióneshidrógeno.
pH se define como el logaritmo de la inversa de laconcentración de protones [H+] o el logaritmonegativo de concentración de H+.
En el agua pura a 25 ºC [H+] = 10-7
pH = log 1 / [H+] = - log [H+] = 7
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Las sustancias ácidas en solución acuosa producen aumento en la
concentración de iones H+ (protón).
Las sustancias básicas producen aumento de iones OH-.
Los ácidos y las bases son sustancias químicas comunes con las que
estamos en contacto habitualmente.
Los equilibrios entre los ácidos, las bases y el agua en todas las células,
son vitales para la supervivencia de los organismos.
Las células del estómago producen ácidos. El pH de trabajo del estómago
es 1 (ácido)
Las células del intestino delgado dan álcalis. pH superior a 8,6 (alcalino)
Cuando probamos jugo de limón o vinagre, sentimos que se trata de una
sustancia ácida. Esto se debe al ácido cítrico y al ácido acético presente.
La orina tiene pH = 6 por lo tanto es ácida.
El pH de la sangre es 7,4 (ligeramente alcalino).
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SOLUCIONES AMORTIGUADORAS DE pH o BUFFERS.
Se llaman soluciones amortiguadoras o “buffers” a aquellas
que resisten cambios bruscos de pH. En otros términos, frenan
las desviaciones bruscas de pH por el agregado de un ácido o
una base en el medio orgánico o biológico.
En la sangre distinguimos 3 efectos buffers:
a) El correspondiente al respiratorio:
C02 + H2O = CO3H2 que se conjuga con el CO3H-
b) El correspondiente al óseo:
PO4H- que se conjuga con el PO4H
-2
c) El correspondiente a la contribución de las proteínas de la
sangre
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Mecanismo de la acción amortiguadora de un buffer
Una solución de ácido carbónico se disocia en iones HCO3-
(bicarbonato) e hidrogenión (H3O+), según la siguiente reacción:
H2CO3 + H2O HCO3- + H3O
+
La constante de disociación de este ácido débil (Ka), viene dada
por la relación:
Ka = [HCO3- ][H+] / [H2CO3 ]
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Si a esta solución se le agrega una sal del mismo ácido, se
constituye un sistema Buffer o amortiguador:
NaHCO3 HCO3- + Na+
Ambas ecuaciones presentan al HCO3- como ión común. Si
se le agrega un ácido fuerte (ClH), aumenta la [H+], se desplaza hacia la formación de moléculas de ácido carbónico:
HCO3- + ClH CO3H2 + Cl-
El aumento en la [H+] en la solución es muy escaso y el pH casi no se modifica.
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pH de las soluciones amortiguadoras
Si, al sistema buffer se le adiciona un base (NaOH), se generan iones OH- que son fijados por los hidrogeniones [H+], dando agua.
Como consecuencia, el pH solo se altera levemente y es posible calcularlo, a partir de la constante de disociación del ácido y de las concentraciones iniciales del ácido y de la sal:
pH = pKa + log (sal) / (ácido)
Si la (sal) / (ácido) = 1, y el log. de 1 = 0, de acuerdo a esta ecuación de Henderson-Hassselbach, el pH es igual al pKa.
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Curva de titulación de ácidos y bases
La titulación ácido-base es un procedimiento que permitedeterminar la concentración o “título” de una solución ácida(o básica).
Por la adición de una cantidad medida y equivalente de unasolución básica (o ácida), llegando al punto de equivalencia.
La marcha de este proceso de neutralización puederepresentarse mediante las llamadas curvas de titulación.
En las cuales se indican los cambios producidos en el pH enfunción del volumen de neutralizante agregado.
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Curva de titulación del acido acético
Curva de titulación de un ácido débil
10 ml de Ácido Acético 0,1 N
mediante el agregado de una
solución de NaOH 0,1 N.
Biológicamente el CH3COOH se
forma como producto de nuestro
proceso de respiración y su
formación llevaría a una Acidosis
Metabólica incompatible con la vida,
que se neutraliza con los grupos
amonios (NH4+), desde el
metabolismo de los aminoácidos (y
llevaría a Alcalosis Metabólica),
originando un buffer que permite
mantener el pH sanguíneo en 7,4.
