RESUMEN BIOQUÍMICA

Klgo. Cristian Vargas Gyllen

Los Prefijos comunes son:

Tabla 1

Múltiplo Prefijo Abreviatura Submultiplo Prefijo Abreviatura

10 deca da 10-1 deci d

102 hecto h 10

-2 centi c

103 kilo k 10

-3 mili m

106 mega M 10

-6 micro

109 giga G 10

-9 nano n

1012 tera T 10

-12 pico p

10-15 femto f

– Masa: 1 kg = 103 g = 104 dg = 105 cg = 106 mg = 1012 ng

Ejemplo: ¿cuántos mg son 1 g?

– Longitud: 1 km = 1000 m ;1 m = 100 cm ; 1 mm = 10-3 m

– Tiempo: 1 hr = 60 min; 1 min = 60 s

– Temperatura: Las temperaturas se mencionan en las escalas

Celsius (ºC), Fahrenheit (ºF) y Kelvin (K) que es la escala

científica más conocida:

las relaciones entre ellas son las siguientes:

– Cantidad de Sustancia:

1 mol = 1000 mmol (milimoles) ; 1 mol = 106 mol (micromoles)

•En todas las unidades básicas hay múltiplos y submultiplos. Para

entender mejor esto, consideremos los siguientes ejemplos

59

273T32tf273;tcT;

95

32tftc

103g 106mg

1g X ;X=103mg

• Notación Científica

En Química, muchas veces hay números demasiado

grandes o extremadamente pequeños. Como el manejo

de estos números es muy engorroso se usa la llamada

“notación científica” en donde todos los números se

pueden expresar de la forma Nx10n en que N es un

número mayor que 1 y menor que 10 y n es un

exponente positivo o negativo. Así siempre habrá un

dígito (1 al 9) hacia la izquierda de los decimales.

Consideremos los siguientes ejemplos:

• Ejemplo 1: Expresar los siguientes números en

notación científica correcta.

(a) 150

(b) 0,00486

(c) 56x109

(d) 29,8x10-7

(e)679,873

= 1,5x102

= 4,86x10-3

= 5,6x1010

= 2,98x10-6

= 6,79873x102

• En las sumas o restas usando la notación científica primero

se escribe cada una de las cantidades con el mismo

exponente n. Entonces se suman o restan los valores N.

Consideremos el ejemplo 2:

• (a) (5,42x105)+(4,1x104)= (5,42x105)+(0,41x105)=5,83x105

• (b) (3,33x10-3)-(5,2x10-4)= (3,33x10-3)-(0,52x10-3)=2,81x10-3

• En el caso de las multiplicaciones y divisiones usando la

notación científica se multiplican los números N y los

exponentes n se suman. Para la división los números N

se dividen y los exponentes n se restan, todo de acuerdo

con el álgebra de potencias estudiada en la educación

media.

Ejemplo 3

• (a) (4,0x10-5)x(7,0x103) = (4,0x7,0)x(10-5+3) =

= 28x10-2 = 2,8x10-1

• (b)

583

8

3

101,9104,0

7,5

104,0

107,5

• La Química estudia las transformaciones profundas que sufre la

Materia

• Materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. Las sustancias son

una determinada clase de materia.

• Masa es una medida de la cantidad de materia. La masa es constante

y físicamente corresponde a M = V x d donde

M = Masa (g); V = Volumen (mL); d = densidad o M = F/a donde

F = Fuerza (dina); a = aceleración (cm/seg2)

• Peso es la fuerza con que la aceleración de gravedad de la Tierra

atrae a una masa determinada.

El Peso es variable y físicamente corresponde a P = m • a donde

m es masa y a es aceleración de gravedad

Introducción a la Química

• Estequiometría: se denomina así al estudio de las relaciones cuantitativas

que existen entre las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.

Las sustancias están constituidas por átomos.

• Atomo: es la menor cantidad de materia que puede reaccionar con otras

partículas de materia. Está constituido por un núcleo central (donde se

encuentran varias partículas subatómicas) y una envoltura de electrones.

• Partículas subatómicas:

Valores Relativos Valores Absolutos

Símbolos Masa Carga Masa uma

Protón 1 +1 1,672510-24

g =1,0075

Neutrón 1 0 1,674910-24

g =1,0090

Electrón Mp/1840 -1 9,109510-28

g =5,487610-4

Η,p,1

1

n,n, 1

0

e ,,e0

1

– Número Atómico (Z): corresponde al n° de protones que tiene un

átomo, que es igual al N° de e-. El átomo es neutro: Z = p = e-

– Número Másico (A): corresponde a la suma de protones más

neutrones que tiene un átomo:

A = p + n o A = Z + n

(Su valor corresponde al N° entero más cercano a Masa Atómica.)

XA

Z

A

Z X*Atomos se designan o

– Masa Atómica o Peso Atómico (PA): es la masa promedio

ponderada de los Isótopos de un elemento, respecto a la masa del

isótopo 12C. (escogido como estándar)

– Unidad de masa atómica (uma): Al isótopo 12C se le asignó una

masa de 12 uma y por medio de un espectrómetro de masas se

determinó la masa del átomo de 12C.

Entonces:

espectrómetro masas

12C = 12 uma 1,99 10-23 g

1 uma X X = 1 uma = 1,66 10-24 g

1 g = 6,02 1023 uma

NA

– Mol: es la cantidad de sustancia que contiene el Número de Avogadro

(NA) de cualquier partícula. (átomos, moléculas, electrones, etc. ...)

• NA = 6,02 1023 = Número de Avogadro o Constante de Avogadro

• También podemos decir que:

“1 mol corresponde a la Masa Atómica (PA) expresada en g

“o a la Masa Molecular (PM) expresada en g”

Ejs: PA (O) = 16 ............... 1 mol de átomos de O = 16 g

PM (H2O) = 18 ............... 1 mol de moléculas H2O = 18 g

• También: 1 mol de átomos = se puede decir 1 at-g = 6,02 1023 átomos

– Masa Molar: “ es la masa en g de 1 mol de átomos” o

“la masa en g de 1 mol de moléculas”

• Hay 2 relaciones útiles:

n = n° moles (de átomos o moléculas)

m = masa en g

o MMat = Masa Molar de 1 mol de átomos

MMmolec = Masa Molar de 1 mol de

moléculas

– Reacción Química: es un proceso en el que, por una redistribución de los

átomos, los elementos o compuestos iniciales producen otros distintos. Se

llaman Reaccionantes (o Reactantes) las sustancias iniciales que total o

parcialmente desaparecen en la reacción y Productos a las sustancias

nuevas que aparecen.

Las reacciones químicas se representan gráficamente mediante las

Ecuaciones Químicas las cuales son igualdades algebraicas en cuyo primer

miembro se escriben los símbolos o fórmulas de los Reaccionantes y en el 2°

miembro se escriben los símbolos o fórmulas de los Productos.

MMatmn

MMmolecmn

LEY CONSERVACION DE LAS MASAS (Lavoisier, 1785):

“La suma de las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la suma

de las masas de las sustancias que se obtienen”

mR = masa Reactantes

mR = mP

mP = masa Productos

Ej.: CuO + 2HCl CuCl2 + H2O Si se conocen PA:

79,5 g + 2(36,45) g = 134,3 g + 18 g

152,3 g = 152,3 g

• Ver Balance de Ecuaciones (Ej. Balance Algebraico)

R P

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (JL Proust 1808):

“Cuando 2 sustancias se combinan para formar un compuesto, las masas

de cada una de ellas que interviene lo hace en una proporción fija y

determinada. Si hay exceso de una de las sustancias, ésta no

reacciona”.

PA: H = 1 ; O = 16

Ej.: H2 + ½ O2 H2O relación sobran

H : O

Datos de ecuación: 2 g 16 g 18 g 1 : 8 -

4 g 32 g 36 g 1 : 8 -

2 g 32 g 18 g 1 : 8 16 g O

2 g 8 g 9 g 1 : 8 1 g H

Hacer problema: 3 g 9 g ? 1 : 8 ?

Para hacer estos problemas se debe determinar el Reactivo Limitante

(sustancia en menor proporción) en base al cual se hacen los cálculos.

La determinación del R.L. se hace con el cálculo de q:

q = ; El valor más pequeño de q corresponde al R.L.

a.ecuacióndatos.de.l

Problemadatos.del.

Prob:

El Reactivo Limitante (RL) es el O2

0,56q1,5;q16g

9g

O2g

3g

H 22

– Reacciones Redox o de Oxidación-Reducción: Son procesos en que hay

transferencia de e-. La Oxidación y la Reducción son fenómenos simultáneos.

En estas reacciones “redox” los átomos en los Reactantes sufren un cambio en

el N° Oxidación al formar los Productos.

n+m-

Ej.: A°red + B°ox AmBn ; Hay 2 semireacciones:

A°red - ne- •/m Semireacción Oxidación

Reductor

B°ox + me- •/n Semireacción Reducción

Oxidante

mA°red + nB°ox m + n Reacción Redox

En otras palabras:

Oxidación: reductor 1 – ne- oxidante 1

Reducción: oxidante 2 + ne- reductor 2

Luego

Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 + reductor2

n

oxΑ

m

redB

n

oxΑ

m

redB

Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 + reductor2

o 2+ o 2+

Ej. Detallado: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4

o

Oxidación Fe - 2e- Fe2+; también: Fe° Fe2+ + 2e-

reductor

Reducción: Cu2+ + 2e- Cu°

Oxidante

Fe° + Cu2+ Fe2+ + Cu°

Nota: Al reductor se le llama también sustancia oxidada.

Al oxidante se le llama también sustancia reducida.

– Métodos para balancear ecuaciones redox:

A. Método del Cambio en N° de Oxidación

1° Se determinan los N°OX de todos los elementos de la ecuación.

2° Se observa cuales son los elementos en que cambia su N°OX. (de

Reactantes a Productos).

3° Se escriben las semireacciones con los elementos que cambian su

N°OX., colocando los e- que se ganan y los que se pierden.

4° Se igualan los e- en las 2 semireacciones multiplicando por un

factor.

5° Se suman las 2 semireacciones y se colocan los coeficientes

obtenidos en ecuación original.

+1 +5 -2 +1 -2 +1 -2 +2 -2 o

Ej. (1) HNO3 + H2S H2O + NO + S

N+5 + 3e- N+2 x 2

S-2 - 2e- S° x 3

2 N+5 + 3S-2 2N+2 + 3S°

2HNO3 + 3H2S 4H2O + 2NO + 3S (el H2O se

arregla por

diferencia)

SOLUCIONES O DISOLUCIONES

• “Mezclas homogéneas monofásicas formadas por 2 o más componentes y

de composición variable”

Solución=Soluto+Solvente

• Soluto: Componente que se encuentra en menor proporcion relativa (es

el “medio disperso”)

• Solvente: Componente que se encuentra en mayor proporción relativa

(es el “medio dispersante”)

No es totalmente cierto....¡caso del azúcar!

Ej: azúcar(s)+H2O(l) solución(l) 1g 0,5g El azúcar seria solvente

Por eso también se define al solvente como el componente cuyo

estado fisico coincide con el de la solución obtenida, el agua

es el solvente...... H2O(l)......... solución(l)

• Concentración: Cantidad de soluto contenida en una determinada

cantidad de solvente o solución.

Se expresa como: soluto/solvente o soluto/solución

Expresiones de Concentración

1.- Expresiones que emplean unidades físicas:

– %p/p: g de soluto que hay en 100g solución

– %p/v: g de soluto que hay en 100mL solución

– %v/v: mL de soluto que hay en 100mL solución

– g/L: g de soluto que hay en 1L solución

2.- Expresiones que emplean unidades químicas:

– Molaridad (M): Moles de soluto que hay en 1L

solución

– Normalidad (N): Eq-g de soluto que hay en 1L

solución

– Molalidad (m): Moles de soluto que hay en 1kg.

Solvente

– Fracción Molar (x):

lesmoles.tota

tomoles.soluXsoluto

lesmoles.tota

entemoles.solvXsolvente

1X so lve n teX so lu to

Estudia los cambios de Energía que

acompañan a los procesos biológicos

BIOENERGÉTICA

Para hacer esto se utilizan los principios de

la Termodinámica, la cual se define como

aquella parte de la Físico-Química que

estudia las relaciones cuantitativas de la

Energía en un sistema o entre sistemas

SISTEMA

Cantidad de materia definida limitada por una

superficie cerrada, real o hipotética donde se

realizan transferencias de Energía y/o Masa.

Ejemplos: células, plantas y animales

Limites

del sistema

ENTORNO

Transferencia

de Energía

y/o Masa

SISTEMA

SISTEMA

UNIVERSO = SISTEMA (s) + ENTORNO

.Aislados: no intercambian Masa ni Energía con

el entorno

Cerrados: intercambian Energía con el entorno

Abiertos: como los seres vivos (ellos

intercambian Masa y Energía con el Entorno)

Energía (E)

Capacidad de un sistema para producir

trabajo

TIPOS DE ENERGÍA

Calórica, luminosa, química, nuclear, eléctrica, etc.).

Calor (q) y Trabajo (W) son formas transitorias de

Energía que se relacionarán en el Primer Principio

de la Termodinámica

Energía transferida entre un sistema y sus alrededores

debido a una diferencia de Temperatura entre ellos.

Tanto el calor como el trabajo usan como unidades el

[ kJ ] o el [ J ] (1 kcal = 4,187 kJ)

Calor (q)

SISTEMA

T1

ENTORNO

T2 E

hay calor T1 T2 Si

Trabajo (W)

Movimiento producido por la aplicación de una fuerza

a través de una distancia:

W = F x d o W = - PV (cuando es gas en

expansión) en que F = fuerza;

d = distancia; P = presión y V = variación de

Volumen. El signo negativo de la última ecuación se

explica por la “convención de signos” en Figura 1

Calor

absorbido

- W

- q

+ W + q

Trabajo realizado

por el sistema

sobre el Entorno

SISTEMA

Trabajo

realizado

por el Entorno

sobre el sistema

Fig. 1

Calor desprendido

ENTORNO

Un sistema se describe por ciertas

propiedades llamadas:

Variables de Estado (P, V, T, n, etc...)

Funciones de Estado (E, H, S, G

etc...)

• Cuando una reacción es endergónica es favorecida la

conversión de Productos a Reactantes

Es interesante hacer notar que en

general:

• Cuando una reacción es exergónica es favorecida la

conversión de Reactantes a Productos

• Cuando una reacción es isoergónica la reacción

puede proceder en cualquier dirección

El metabolismo intermediario se caracteriza por la

interconexión de reacciones exergónicas con

reacciones endergónicas

COMPUESTOS RICOS EN ENERGIA

Para conectar las reacciones endergónicas con las

exergónicas debe haber un intermediario común en

ambas reacciones.

Si por ejemplo tenemos:

Glucosa + Pi G6P + H2O G°’ = + 13,8 kJ/mol

reacción endergónica

ATP + H2O ADP + Pi G°’= - 30,4 kJ/mol

reacción exergónica

hexoquinasa

Glucosa + ATP G6 P + ADP; G°r’ = -16,6 kJ/mol

El intermediario es el Pi y H2O

Este tipo de reacción resultante se llama reacción

acoplada y resulta ser exergónica

Está desplazada hacia los Productos

Los compuestos claves para el acoplamiento de

reacciones endergónicas y exergónicas son los llamados

compuestos ricos en energía los cuales son en general

fosforados

Por otra parte hay compuestos escasos en energía

Los compuestos cuya energía libre estándar de

hidrólisis (G°r’) es

–30,4 kJ/mol y más negativo son ricos en energía y

muestran un potencial alto para transferencia de grupo

Los compuestos cuya energía libre estándar de

hidrólisis (G°r’) es menos negativa que –30,4 kJ/mol

son escasos en energía y muestran un potencial bajo

para transferencia de grupos

Tabla 1: Energía libre Estándar de Hidrólisis de algunos

compuestos

COMPUESTO PRODUCTOS G°’ (kJ/mol)

Fosfoenol piruvato1,3-difosfogliceratoCarbamoil fosfatoFosfato de creatinaATPADPATP

Piruvato + Pi3-Fosfoglicerato + PiCarbamato + PiCreatina + PiAMP + P PiAMP + PiADP + Pi

- 61,9- 54,5- 51,5 Compuestos- 43,1 ricos en- 37,4 energía- 36,3- 35,5

ATP (1 m M de Mg2+) ADP + Pi - 30,4

SacarosaGlucosa – 1- FosfatoGlucosa – 6 – FosfatoAMPGlicerol Fosfato

Glucosa + FructosaGlucosa + PiGlucosa + PiAdemosina + PiGlicerol + Pi

- 29,3- 20,9 Compuestos- 13,8 escasos en- 9,6 energía- 9,2

El ATP (Adenosina-5’-trifosfato) es un ejemplo (y prototipo)

de un compuesto rico en energía.

Esta molécula tiene participación central en el

metabolismo celular. El ATP proporciona la energía

química que puede ser usada para realizar trabajo

químico, osmótico y mecánico

El ATP, como se observa en la Figura 2 tiene 2 enlaces

susceptibles de ser hidrolizados (Se dice que tiene

2 enlaces ricos en energía)

FIGURA 2

ATP + H2O ADP + HPO4 + H+ ; - 30,4 kJmol-1 Pi

ATP + H2O AMP + HP2O7 + H+ ; - 31,7 kJmol-1

PPi

AMP + H2O Adenosina + HPO4 + H+ ; - 9,6 kJmol-1

Pi Lipmann fue quien introdujo el concepto de enlace rico en energía y el uso del

símbolo (~) para denotarlo. Según él, “todas las formas de vida (plantas,

animales y microorganismos) usan ATP como unidad fundamental de energía

bioquímica Esta ley es la base de la BIOENERGETICA

Durante la Contracción Muscular, la hidrólisis del ATP lleva a la formación de una proteína contráctil energizada MIOSINA

Esta molécula energizada participa en la transducción de energía

química para las diferentes reacciones de todo ese proceso

Durante el Proceso global ocurre la hidrólisis del ATP a ADP + Pi o a AMP + PPi

El ATP ha reaccionado para producir una molécula o “proteína energizada” que ahora es capaz de reaccionar

• Si se observa la TABLA 1 tenemos que la

posición del ATP es intermedia, lo cual es muy

importante, porque eso significa que el ATP

puede formarse por reacciones acopladas con

los compuestos ricos en energía

• Y que a su vez el ATP puede formar a los

compuestos escasos en energía

Tabla 1: Energía libre Estándar de Hidrólisis de algunos

compuestos

COMPUESTO PRODUCTOS G°’ (kJ/mol)

Fosfoenol piruvato1,3-difosfogliceratoCarbamoil fosfatoFosfato de creatinaATPADPATP

Piruvato + Pi3-Fosfoglicerato + PiCarbamato + PiCreatina + PiAMP + P PiAMP + PiADP + Pi

- 61,9- 54,5- 51,5 Compuestos- 43,1 ricos en- 37,4 energía- 36,3- 35,5

ATP (1 m M de Mg2+) ADP + Pi - 30,4

SacarosaGlucosa – 1- FosfatoGlucosa – 6 – FosfatoAMPGlicerol Fosfato

Glucosa + FructosaGlucosa + PiGlucosa + PiAdemosina + PiGlicerol + Pi

- 29,3- 20,9 Compuestos- 13,8 escasos en- 9,6 energía- 9,2

Esquematizando tenemos:

ATP

compuestos escasoscompuestos ricos en energíaen energía

ADP + Pi

Ejemplo: Fosforilación de ADP por Fosfato de Creatina

P-Creatina + H2O Creatina + Pi(*) ; G°’ = -43,1 kJ/mol

ADP + Pi ATP + H2O ; G° = +30,4 kJ/mol

P-Creatina + ADP ATP + Creatina ;

G°’ = -12,7 kJ7mol

2- 2-

(*)Pi = HO-PO3 = HPO4

O sea es una reacción exergónica (espontánea) posible

de realizar

Es interesante hacer notar que la fosfocreatina (P-

Creatina) sirve como una forma de almacenamiento de

enlaces ricos en energía en el músculo esquelético, el

músculo cardíaco y el cerebro

El ATP sufre principalmente 4 tipos de reacciones en las

células

• En la más común, el grupo fosforilo (PO-3) del ATP

es transferido a un sustrato aceptor

• En el 2° tipo se transfiere AMP a un aceptor y

se libera pirosfosfato (PPi)

• En el 3er tipo el grupo pirofosforilo es

transferido a un aceptor

• En el 4° tipo se biosintetiza el

5-adenosilmetionina (AdoMet):

Los Reactantes incluyen ATP + Metionina + H2O y

los Productos AdoMet + PPi + Pi El AdoMet es un

importante donador de grupos CH3 en varias

biosíntesis

(Fig. 3)

Figura 3 Cuatro tipos de reacciones de ATP

Los electrones liberados en las reacciones de oxidación

biológica son transferidos enzimáticamente a uno de 2

agentes oxidantes: las coenzimas NAD+ (Nicotinamida

Adenina Dinucleotido) o NADP+ (Nicotinamida Adenina

Dinucleotido Fosfato)

Fosforilación Oxidativa

Las coenzimas reducidas NADH (+H+) y NADPH (+H+)

son similares estructuralmente pero tienen funciones

diferentes

Fosforilación Oxidativa cont..

El NADH producido durante las reacciones de oxidación

catabólica es convertido a NAD+ durante la respiración con

la producción concomitante de ATP a partir de ADP +Pi

El NADPH, generado por las reacciones de oxidación en

vías especializadas (Ej. vía pentosa fosfato) proporciona

aniones hidruro (H-) para los procesos biosintéticos

reductores (Ej. Síntesis ácidos grasos, amino ácidos y

nucleótidos)

El NADH se forma en muchas reacciones metabólicas y actúa

como un conductor para despachar la energía de las reacciones

de oxidación. El último receptor de los e- que provienen del NADH

es el oxígeno y es posible calcular la energía asociada a esto

(G°’)

1) NAD+ + 2H+ + 2e - NADH + H+ º’= - 0.32 [ V ]

2) 1/2 O2 + 2H+ + 2e - H2O º’= + 0.82 [ V ]

Se invierte la más negativa (1) y se suma

NADH + 1/2 O2 + H+ NAD+ + H2O º’= + 1,14 [ V ]

G°’= - n F º’

G°’= - ( 2 ) (23,06) (1,14) = - 52,6 kcal/mol

= - 220,07 kJ/mol

La energía liberada durante la oxidación del

NADH, en condiciones celulares es suficiente

para dirigir la formación de varias moléculas de

ATP

TRANSFERENCIA DEL GRUPO ACILO

Otra clase importante de reacciones comprende la

transferencia de grupos acilo desde una molécula

de acetil coenzima A a una molécula receptora

De manera que el ATP, las coenzimas NADH y NADPH y la

coenzima A son los transportadores principales de los

grupos activados en las reacciones metabólicas

Nutrientes Productores

de energía

Componentes

Celulares

Carbohidratos

Lípidos

Proteínas

NAD+

NADP+

ADP + Pi

AMP + PPi

NADH (H+)

NADPH (H+)

ATP

Polisacáridos Lípidos Proteínas Ácidos nucleicos

CATABOLISMO ANABOLISMO

Monosacáridos

Aminoácidos

Nucleótidos

Moléculas precursoras

CO2 , H2O, NH3

Metabolitos

escasos en energía

METABOLISMO INTERMEDIARIO

Energía

mecánica

(músculo)

NAD+

PIRUVATO

Acetil CoA

GLUCOSA

Ciclo de

Krebs

GTP

Oleato

NADH

ATP

1/2 O2 + H+

NAD+

NAD+

Oxidación

ácidos grasos

NAD+

Fosforilación oxidativa

(cadena respiratoria

NAD+ + H2O

ATP

Glucólisis

aa