i. los materiales de la cÉlulamedia.axon.es/pdf/80220.pdf · este primer capítulo reúne aquellas...

I. LOS MatERIaLES dE La CÉLULa

1 Las bases de la bioquímica

2 Hidratos de Carbono

3 Lípidos

4 Aminoácidos y enlace peptídico

5 Proteínas

6 Nucleótidos y ácidos nucleicos

__Libro - Bioquimica. Conceptos esenciales.indb 1 9/2/2010 1:33:05 AM

LaS BaSES dE La BIOqUÍMICa1

COntEnIdOS Introducción Fundamentos químicos El agua como principal disolvente biológico

Las reacciones químicas en la célula

El contexto celular

OBJEtIVOS dEL aPREndIZaJE Identificar los átomos que forman parte de la materia biológica y sus características

Reconocer las características que determinan el orden de los elemen-tos químicos en la tabla periódica

Saber establecer los enlaces entre átomos que forman moléculas Diferenciar las moléculas polares y apolares y su capacidad de interac-cionar en un medio acuoso

Identificar los grupos funcionales que portan las moléculas biológicas y su reactividad

Conocer el papel del pH en la reactividad de los grupos ácido y base Nombrar los tipos de enlaces de condensación que se establecen en-tre las biomoléculas y sus niveles de oxidación-reducción

Este primer capítulo reúne aquellas nociones básicas necesarias para entender una materia como la bioquímica. Posiblemente, todos estos conceptos habrán sido estudiados por cualquier lec-tor que comience un curso de estas características, sin embargo, existe el riesgo de que puedan haber quedado algo olvidados o confusos. Este capítulo pretende aclarar y situar en un contexto biológico aquellos conceptos y fundamentos necesarios para una correcta comprensión de la bioquímica y su aplicación a las ciencias de la salud.A lo largo del libro se volverán a tratar en mayor profundidad muchos de los puntos descritos en este primer capítulo, y en algunos casos, el lector podrá volver a él a modo de consulta o repaso.


4 SECCIÓn I. LOS MatERIaLES dE La CÉLULa

IntROdUCCIÓn

El objetivo de la bioquímica es explicar en términos químicos las estructuras y las funciones de los seres vivos. Comprender la química de las biomoléculas es un paso previo para saber qué estructura tienen, cómo interaccionan, y por lo tanto, cuál es su función biológica.

Este capítulo se limita a describir los conceptos fundamentales de la química orgánica para poder comprender las características de los compuestos bioquími-cos y su reactividad. Habitualmente, se considera la química orgánica como la química del carbono y de sus compuestos, aunque también se tratan algunos compuestos inorgánicos sencillos como los óxidos, los carburos y los carbonatos. Es importante tener en cuenta que la química del carbono constituye la base de la química de los seres vivos. Hay que conocer bien los elementos químicos que componen los seres vivos, comprender todos los parámetros necesarios para que se desarrolle la vida, la necesidad de la presencia del agua y del oxígeno, y las características termodinámicas que definen un sistema biológico.

FUndaMEntOS qUÍMICOS

La materia está constituida por átomosLa unidad fundamental de la materia es el átomo, una partícula de tamaño muy reducido (del orden de 10‑8 cm), a su vez constituida por subpartículas: protón, neutrón y electrón, cuyos valores de carga y masa se muestran en la tabla 1‑1.

tabla 1-1. Características de las partículas atómicas

Partícula Carga (culombios) Masa (gramos)

Electrón 1,6 · 10‑19 negativa 9,1 · 10‑28

Protón 1,6 · 10‑19 positiva 1,67 · 10‑24

Neutrón 0 1,67 · 10‑24

En condiciones normales, los átomos no presentan carga neta: su número de protones y electrones es el mismo. Sin embargo, existen átomos cargados, deno-minados iones, con una diferencia de carga. Si pierden electrones, los átomos presentarán mayor número de protones que de electrones y su carga será positi-va y formarán cationes; y, si los ganan, tendrán mayor número de cargas negati-vas y constituirán aniones.

Los protones y neutrones se localizan en el núcleo del átomo, en el que se concentra casi toda la masa. Los electrones se encuentran alrededor de éste en los orbitales atómicos que se describen más adelante.

Cada elemento químico está formado por un tipo de átomo que se diferen-cia en el número de protones presentes en el núcleo; este número atómico (Z) define a cada elemento (Fig. 1‑1). Sin embargo, un mismo elemento puede va-riar en su número de neutrones, lo que determina la existencia de los isótopos, que son distintas formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su masa.

Los orbitales atómicos quedan definidos por los números cuánticosLos electrones se localizan en orbitales atómicos, que son las zonas que rodean al núcleo donde existe la máxima probabilidad de encontrar estos electrones. Para cada átomo concreto existe un número definido de orbitales que se carac-terizan por poseer una determinada energía potencial. Sin profundizar en los cálculos matemáticos que los determinan, podemos afirmar que cada orbital queda definido por un conjunto de tres números, denominados números cuánticos:

número atómico (Z): número de protones.

número másico (a): masa rela-tiva del átomo respecto a la del hi-drógeno. Es la suma de neutrones y protones. Antiguamente se denomi-naba peso atómico.

Isótopo: átomo de un mismo elemento con diferente número de neutrones en su núcleo. Todos los isótopos de un mismo elemento tie-nen el mismo Z. Los isótopos pueden ser estables o radiactivos.

Átomo (del latín, atomus, y éste del griego, a’tomoV: indivisible).

A: Número másico: es la suma de neutrones y protones

Z: número atómico = nº de protones

23 11na1

1H

a: número másico

Z: número atómico

Número másico

Número atómico

Figura 1-1. Ejemplo de representación de dos elementos químicos de la tabla pe-riódica.


CaPÍtULO 1. LaS BaSES dE La BIOqUÍMICa 5

1. El primero, conocido como número cuántico principal (representado por la letra n) describe el tamaño y la energía del orbital. A medida que aumenta su tamaño, lo hace su energía y su distancia al núcleo. Así, exis-ten orbitales 1, 2, 3…

2. El segundo (representado con la letra l) se conoce como número cuánti‑co azimutal. Representa un subnivel de energía y define la forma geomé-trica del orbital (esférico, lobulado, etc.). Se representan con las letras s, p, d y f.

3. Un tercer número, denominado número cuántico magnético (ml), defi-ne la orientación en el espacio si se fijan unos ejes de referencia arbitrarios (x, y, z). Por ejemplo, el orbital tipo p, puede ser px, py y pz.

Por tanto, estos tres números definen perfectamente los orbitales atómicos respecto a su energía, tamaño, forma y orientación espacial.

Los electrones se distribuyen en estos orbitales siguiendo varios principios. En primer lugar, los electrones ocupan inicialmente los niveles de energía más bajos. Además, hay que tener en cuenta que cada orbital alberga un máximo de dos electrones. Por último, cuando existen varias posibilidades de localización en subniveles de la misma energía, los electrones ocupan subniveles separados, según el principio de máxima multiplicidad. Por ejemplo, en el caso de los orbi-tales p, si hubiera tres electrones se dispondría uno en cada subnivel: px

1, py1, pz

1.Teniendo en cuenta esta distribución, es necesario un cuarto número que

permita identificar los dos electrones de un mismo orbital: el número de spín, que refleja el movimiento de los electrones respecto a un eje imaginario en un campo magnético.

Debido a la dificultad de dibujar los orbitales atómicos, se utiliza una aproxi-mación simplificada de representar la configuración electrónica a modo de cajas que se irán rellenando de menor a mayor nivel energético según el número de electrones que tenga el elemento (Fig. 1‑2).

¿qué determina el orden de los elementos en la tabla periódica?En la figura 1‑3 se muestra una tabla periódica en la que se señalan solamente los elementos químicos presentes en los seres vivos. La posición de cada elemen-to en la tabla revela sus características.

Cada celda de la tabla periódica contiene un elemento identificado con un símbolo, el número másico y el número atómico. El orden de los elementos en la tabla periódica viene determinado por dos ejes: uno, horizontal (períodos); y otro, vertical (grupos) (Fig. 1‑4). Los elementos se ordenan en un período, de izquierda a derecha, según aumenta su número de protones y, por lo tanto, de electrones si el átomo es neutro. Al terminar el período, se habrá completado la última capa o nivel de energía de ese período, y se comienza a colocar en el si-guiente. El último elemento de cada período tiene completo su último nivel de energía y se denomina gas noble.

Orbitales atómicos: regiones en el espacio donde existe la ma-yor probabilidad de encontrar elec-trones.

niveles de energía: los electro-nes van ocupando los niveles de menor a mayor energía. En cada ni-vel puede haber más de un orbital. En cada orbital, definido por los tres números cuánticos, solo puede ha-ber un máximo de dos electrones.

Los elementos pertenecientes a un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en la última capa (capa de valencia).

Los elementos pertenecientes a un mismo período tienen el mismo nivel de energía (n).

1s 2s 2px 2py 2pz

ë ë ë ëì

Nivel de energía 2

ëì Nivel de energía 1

nitrógeno, n 1s2 2p2 2p3

ëì ë ë ëì

Nivel de energía 2

ëì Nivel de energía 1

Oxígeno, O 1s2 2p2 2p4

Figura 1-2. Configuración electrónica de los átomos de nitrógeno y oxígeno. Se muestra la forma de los orbitales y la repre-sentación a modo de cajas, así como los ni-veles de energía que ocupan los electrones.

Figura 1-3. tabla periódica donde se indi-can los elementos químicos presentes principalmente en los seres vivos.



Los elementos se combinan y forman moléculasUn elemento es más estable cuanto más se aproxima a una configuración

electrónica en que sus orbitales estén completos. Salvo casos excepcionales, los átomos tienden a asociarse formando moléculas o agregados atómicos. La unión entre los átomos se establece a través de enlaces químicos, y estos nuevos agre-gados poliatómicos (moléculas) se comportan como unidades elementales de nuevas sustancias. A veces se asocian dos átomos iguales (como en la molécula de oxígeno, O2). Las moléculas que están constituidas por átomos de diferentes elementos se denominan compuestos (como, por ejemplo, la molécula de agua, formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno: H2O).

La mayor parte de las reacciones químicas proceden de la formación y ruptu-ra de enlaces químicos, por lo que resulta necesario conocer la naturaleza de es-tos enlaces.

La configuración electrónica de cada elemento es la que va a determinar su reactividad. Los electrones de las últimas capas, que ocupan los niveles de ma-yor energía, son los que van a participar en las reacciones químicas y se conocen como electrones de valencia.

Para entender la formación de los enlaces resulta útil la regla del octeto que se basa en el comportamiento químico de los denominados gases nobles. Estos elementos tienen poca tendencia a reaccionar químicamente debido a que su configuración electrónica se caracteriza por tener completa su última capa (la capa de los electrones de valencia, que posee ocho electrones, a excepción del helio, que posee dos).

Según esta regla del octeto postulada por Lewis, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia. Esto puede represen-tarse de forma sencilla utilizando la notación de Lewis, mediante el símbolo químico de cada elemento rodeado por puntos que representan los electrones de valencia (Recuadro 1‑1).

Antes de estudiar los enlaces hay que definir una propiedad de gran impor-tancia a la hora de explicar su formación y sus posteriores características: la elec‑tronegatividad, que es la tendencia que tienen los átomos de atraer hacia sí el par de electrones compartido.

Cuanto mayor sea el número de electrones, más fácil será completar su últi-ma capa; por lo tanto, los átomos que tengan más electrones en su última capa son más electronegativos. En el caso de los elementos presentes en los seres vi-vos, el oxígeno y el nitrógeno son más electronegativos que el carbono y el hi-drógeno, que poseen una electronegatividad semejante (véase Fig. 1-4).

Cuando los átomos que reaccionan poseen una elevada electronegatividad, el enlace se forma porque ambos elementos comparten sus electrones de valencia hasta completar su última capa: este tipo de enlace, denominado enlace cova‑lente, es el que se da principalmente en las moléculas biológicas. En el enlace covalente no hay una transferencia de electrones completa, como ocurre en el enlace iónico (Fig. 1‑5). De la combinación de los dos orbitales atómicos surge

La valencia de un determinado elemento químico se puede definir como su capacidad de combinación, y es un dígito que indica el número de enlaces con que el elemento in-terviene en el compuesto. Por ejem-plo, la valencia del carbono es cua-tro, y podrá formar cuatro enlaces.

La electronegatividad se puede definir como la tendencia que pre-sentan los átomos a atraer hacia sí el par de electrones compartido.

Figura 1-4. Características que determi-nan el orden de los elementos de un pe-ríodo y de un grupo dentro de la tabla periódica. A lo largo del período, de iz-quierda a derecha, aumenta el número de electrones en la última capa hasta completar un nivel de energía. Al descender en un gru-po, se aumenta un nivel de energía, pero to-dos los elementos que pertenecen a un gru-po tienen el mismo número de electrones en la última capa.



un orbital molecular que determinará las características de la unión. Los orbita-les moleculares pueden tener menor energía que los orbitales atómicos de parti-da, lo que lleva a una estabilización del sistema que favorece su formación. Este tipo de orbital estable se conoce como orbital enlazante. O pueden presentar

Recuadro 1-1. La regla del octeto

El método de Lewis permite explicar de forma simple algunos enlaces; postula que los elementos que se sitúan próximos a los gases nobles tienen tendencia a captar, ceder o compartir electrones hasta completar los ocho electrones que caracterizan a los gases nobles.

Según esta regla del octeto, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia ‑sean pares solitarios o compartidos‑ mediante un enlace covalente. En cada enlace covalente simple, cada átomo de la unión aporta un electrón; por lo tanto, al di-bujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.

Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máxi-mo dos electrones; por eso, solo puede compartir su orbital con un átomo formando un único enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos, a partir del tercer período pueden formar “octetos expandidos”; es decir, pueden contener más de ocho orbitales en su capa de valencia, por lo general, colocando los orbitales extra en subniveles.

Átomonúmero de electrones

no apareados (en rojo)

número de electrones en

la capa externa completa

H 1 2 H + H � H H = H � H dihidrógeno

O 2 8 O + 2 H � O HH

=O � H �

Hagua

N 3 8 N + 3 H � N HH

H=

H N � H

Hamonio

C 4 8 C + 4 H � C HHH

H=

H �

H � C � H � H

Metano

S 2 8 S + 2 H � S HH

= S � H �

HSulfuro de hidrógeno

P 3 8 3 H + P + O4 � POO

O H

H

OH

= O � P � OH

OH �

�

OH

Ácido fosfórico

Figura 1-5. Representación de un enlace covalente, donde los electrones de dos átomos que forman el enlace se compar-ten, y de un enlace iónico, donde un electrón se transfiere de un átomo a otro, formando iones.



mayor energía que los orbitales atómicos de partida, lo que provoca una desesta-bilización. Este tipo de orbitales se denomina orbitales antienlazantes y no fa-vorecen la formación del enlace.

La distribución específica de los electrones dentro de una molécula se deno-mina configuración electrónica. En condiciones normales, esta distribución se caracteriza por poseer la mínima energía potencial posible y entonces se dice que la molécula está en su estado basal o fundamental. Pero existen otras alter-nativas de mayor energía potencial; en este caso, la molécula posee una mayor energía potencial y se dice que se encuentra en un estado excitado.

Orbitales híbridos. La tetravalencia del carbonoPara los elementos del segundo período de la tabla periódica, entre los que se encuentran el carbono (C), el nitrógeno (N) y el oxígeno (O), los orbitales s y p de la última capa están tan próximos en su nivel de energía que pueden interac-cionar formando orbitales híbridos que combinan caracteres de ambos orbita-les. Estos orbitales híbridos consiguen que el elemento forme el mayor número de enlaces posible, mientras que mantiene la mayor distancia entre ellos para minimizar las fuerzas de repulsión. Los orbitales híbridos formados por el carbo-no son los más estudiados y explican la naturaleza de sus enlaces con otras molé-culas (Fig. 1‑6).

Enlace covalente coordinado o dativoEn los enlaces covalentes estudiados hasta ahora cada electrón del par de electro-nes compartido lo aporta uno de los átomos que participa en el enlace. Sin em-bargo, en algunos casos, el par de electrones compartido procede exclusivamente de uno de los átomos, mientras que el otro aporta un orbital vacío. El resultado es una molécula con carga positiva que procede del átomo que aporta el orbital sin electrones, y, por lo tanto, con mayor número de protones. Para que se for-me este tipo de enlace, un átomo tienen que tener un par de electrones sin enla-ce, es decir un par solitario en su nivel más externo (como ocurre en el oxígeno y el nitrógeno), y el otro debe disponer de un orbital vacío (como en el caso de protón: H+) (Fig. 1‑7).

Polaridad y enlaces polaresCuando dos átomos de electronegatividades muy diferentes forman un enlace covalente, los electrones no son compartidos en igual medida por los dos áto-mos, de forma que serán atraídos con más fuerza por el más electronegativo. En este caso se forma un enlace covalente polar (Fig. 1‑8), en el que el átomo más

La hibridación sp3 permite al carbono establecer cuatro enlaces covalentes.

Un enlace coordinado es un enlace covalente en el que los dos electrones compartidos los aporta el mismo átomo.

Se produce un dipolo cuando un par de cargas eléctricas de la mis-ma magnitud pero opuestas, están separadas por cierta distancia (gene-ralmente pequeña).

Figura 1-6. Hibridación del átomo de car-bono. (a) Estructura tetraédrica de un áto-mo de carbono; (b) forma y ángulos de los orbitales híbridos; y (c) configuración elec-trónica.

ë ë ë ë ëë ë ë

ëì ëë

ëì



electronegativo presenta una mayor densidad de carga negativa (representada como d‑), mientras que el otro adquiere una densidad de carga positiva (repre-sentada como d+) provocada por la ausencia del electrón que neutralizaba la car-ga positiva del núcleo. El resultado es la formación de un dipolo, es decir, dos cargas de signo opuesto separadas por una distancia determinada. Este tipo de enlaces va a ser muy importante a la hora de entender las interacciones no cova-lentes que pueden darse entre diferentes moléculas. La molécula de agua presen-ta enlaces covalentes polares, fundamentales para explicar la solubilidad de las diferentes moléculas biológicas en agua.

Los grupos funcionales determinan las interacciones entre biomoléculasLas múltiples posibilidades que tiene el átomo de carbono para formar molécu-las diferentes viene determinada por la capacidad de formar cuatro enlaces con ángulos muy abiertos, además de ser enlaces covalentes no polares y, por lo tan-to, muy estables. Así, las moléculas biológicas pueden formar largas estructuras lineales, ramificadas e incluso cíclicas, muy firmes. Sin embargo, debido a que la unión entre carbono e hidrógeno es de naturaleza no polar, será necesaria para las moléculas biológicas ‑presentes en un medio polar como el agua‑ la cola-boración de otros átomos que les permitan formar y romper enlaces, haciendo que estas moléculas sean más reactivas. Una “molécula viva” o biomolécula debe estar en constante cambio; y así formarán asociaciones muy importantes, bien entre ellas o con el agua, ya que éste es el medio en el que se van a encontrar principalmente.

Los elementos químicos fundamentales en la reactividad de las biomoléculas van a ser el O y el N, ambos átomos electronegativos, que harán reaccionar en-tre sí a las moléculas que los porten.

En las diferentes biomoléculas de los seres vivos se encuentran, de forma re-currente, una serie de grupos funcionales. La naturaleza de estos grupos es de-terminante en el funcionamiento de la molécula biológica; tanto para el estable-cimiento de enlaces covalentes entre moléculas y la formación de biopolímeros, o macromoléculas, como para la asociación e interacción mediante enlaces débi-les entre ellas y con el medio.

En el recuadro 1‑2 se detallan los principales grupos funcionales presentes en las moléculas biológicas; en el siguiente apartado, donde se van a describir las interacciones débiles, se dan las claves para reconocer el papel que juegan estos grupos funcionales dentro de las grandes macromoléculas celulares y así poder entender su comportamiento biológico.

Las interacciones débiles determinan la función de la moléculaTodo proceso biológico se produce gracias a las interacciones débiles estableci-das entre moléculas. Las moléculas deben interaccionar para comenzar una ac-ción, y posteriormente separarse. Tanto la unión y reconocimiento único entre una enzima y un sustrato, o de un receptor y su ligando, como el proceso de replicación y transcripción del DNA, todos ellos son procesos que tienen lugar gracias a una determinada orientación y unión entre las moléculas implicadas. Estas interacciones son débiles, pero la suma de muchas de ellas en la posición

Los grupos funcionales son las diferentes asociaciones entre átomos que proporcionan características funcionales a las moléculas.

Figura 1-7. Enlace covalente coordinado dativo en la formación del ión amonio.

diferencia de electronegatividad

enlace covalente apolar enlace covalente polar enlace iónico

d‑ d+ ‑ +

Figura 1-8. diferencia de polaridad en los enlaces covalentes e iónicos según la electronegatividad. En un extremo de la escala están los átomos que forman el enla-ce apolar con electronegatividades similares; en el otro extremo, el enlace iónico con electronegatividades muy diferentes.



Recuadro 1-2. Grupos funcionales comunes en bioquímica

COMPUEStOS COn HIdRÓGEnO

Grupo funcional Estructura Fórmula naturaleza química

alifático R � C � H

H � � H

R � CH3

No polarAlcano

Metilo

Etilo

R � C � C � H

H � � H

H � � H

R � CH2 � CH3

Alqueno Eteno (Etileno)

R � C � C � H

H �

H � R � CH � CH2 No polar

aromático H

H

H

H

R

HR � O No polar

Fenilo

COMPUEStOS COn OXÍGEnO


Hidroxilo (alcohol) R � O � H R � OH Polar

Carbonilo

Aldehído C primario

R � C

O H

R � C(� O)H Polar

Cetona C secundario

R � C � R’

O � R � C(� O) � R’ Polar

Carboxilo R � C

O OH

R � COOH Polar (ácido)

Éster R � C � O � R’

O � R � COO � R’ No polar

COMPUEStOS COn nItRÓGEnO


Amino

primaria R � N

H H

R � NH2 Polar (base)

secundariaR � N � R’

� H

R � NH � R Polar (base)

Imino

R � C

N � H � �

H

R � CH � NH Polar (base)

Amido R � C � N

H H

O � R � CO � NH2 Polar

COMPUEStOS COn FÓSFORO

Grupo funcional Estructura Fórmula naturaleza

química

Fosforilo

R � O � P � OH

O �

�

OH

R � O � PO3H2 Polar (ácido)

COMPUEStOS COn aZUFRE


Sulfhidrilo (Tiol) R � S � H R � SH Polar

Sulfurilo (Ac. sulfúrico)

R � O � S � O

O �

�

OH

R � O � SO3H Polar (ácido)

EnLaCES nO COVaLEntES dÉBILES En EL aGUa

PUEntE dE HIdRÓGEnO IntERaCCIÓn HIdROFÓBICa

Hidroxilo � OH � � � � O

H H

Alifáticos Aromáticos

O � H

� H

O � H

� H

O � H � H

H � C � C � H

H � � H

H � � H

Carbonilo C � O � � � � H

O H

Carboxilo (Cualquier ácido protonado)

� CO � � � � H O HOH � � � � O � H � H

PUEntE SaLInO

� C

O O‑

H

H N+ � R

R �

Amino H � � � � O

H H

R � N H

Amido

�

O � � � � H � O � � H C � N � H � H � � � � O � H � H



correcta, hará que la unión sea altamente específica y fuerte, además de ser vital para la vida en la célula.

Las interacciones débiles pueden ser de naturaleza electrostática o hidrofóbi-ca. Las primeras incluyen los puentes de hidrógeno, los puentes salinos (enlace iónico) y las fuerzas de van der Waals.

Puente de hidrógenoEste tipo de interacción es de naturaleza relativamente fuerte. Es muy común entre moléculas polares en un medio acuoso, y es la responsable de las múltiples uniones débiles entre las moléculas de agua.

Para que se forme un puente de hidrógeno es necesaria la presencia de un átomo de hidrógeno (H) unido covalentemente a un átomo electronegativo (ha-bitualmente el O y N) que, debido a su carga parcial positiva, será atraído por otro átomo electronegativo presente en una molécula diferente (Fig. 1‑9).

Enlace iónico o puente salinoEn la célula, los iones (por ejemplo, Na+, K+ o Cl‑) van a establecer entre sí, in-teracciones de tipo electrostático (entre cargas opuestas), también denominadas puente salino (Fig. 1‑10).

Además, aquellos grupos funcionales que se comportan como ácidos o bases, es decir, que tengan la capacidad de ceder un protón al medio o de captarlo, van a presentar una carga real (un electrón de más o de menos del que le correspon-de al átomo neutro), lo que les convierte en un ión. Los iones, en solución acuo-sa, pueden atraerse o repelerse según la carga que porten. Este tipo de atracción electrostática se comportaría como un enlace iónico, sin embargo, se considera una interacción débil, ya que al estar el ión en solución acuosa se encuentra sol-vatado (rodeado de moléculas de agua) reduciendo la fuerza del enlace entre los iones de carga opuesta.

Un puente de hidrógeno se es-tablece cuando un átomo de H, uni-do covalentemente a un átomo electronegativo, es atraído por un átomo electronegativo de un grupo vecino a una distancia y en una orientación óptima.

Figura 1-9. Representación del enlace o puente de hidrógeno. (a) Entre dos moléculas de agua, y (b) entre grupos funcionales. Se indica el átomo aceptor y el donador del puente.

Figura 1-10. Enlaces iónicos en el agua: puente salino. Los cristales iónicos del clo-ruro sódico se disuelven en agua, debido a la capa de solvatación de moléculas de agua que rodea cada ión.



Otro tipo de reacción característica que tiene lugar en la célula es aquella en la que se transfiere electrones de un sustrato a otro, son las reacciones denomi-nadas de oxidación‑reducción o rédox. La mayoría de las reacciones que tiene lugar durante el metabolismo celular implican esta transferencia de electrones. Para ello, siempre serán necesario dos reactivos, uno que cede electrones y el otro que los acepta. En las moléculas biológicas, esta transferencia de electrones se realiza habitualmente en forma de átomos de hidrógeno, ya que un átomo de hidrógeno contienen un electrón (H = 1 e‑)

AH2 + B � A + BH2

donde: AH2 = donador de electrones (agente reductor, molécula reducida) B = aceptor de electrones (agente oxidante, molécula oxidada)

En las biomoléculas los procesos rédox de transferencia de electrones tienen lugar en los átomos de carbono. La forma más reducida de un átomo de carbo-

nombre Grupos funcionales Reacción

Éter Hidroxilo + Hidroxilo R1 � OH + OH � R2 � R1 � O � R2

Éster

C Carboxilo + Hidroxilo + sulfhidrilo R1 � C

O

OH + OH � R2

+ SH � R2

��

R1 � C � O � R2

O �

R1 � C � S � R2

O �

tioéster

PÉster fosfórico Fosforilo + Hidroxilo

R1 � O � P � OH + OH � R2

O � �

OH

�

R1 � O � P � O � R2

O � �

OH

S Sulfurilo + Hidroxilo

R1 � O � S � OH + OH � R2

O � � O

�

R1 � O � S � O � R2

O � � O

Anhídridos

C � C Carboxilo + Carboxilo R1 � C � OH

O �

+

OH � C � R2

O �

�

R1 � C � O � C � R2

O �

O �

C � PMixto Carboxilo + Fosforilo

R1 � C � OH

O �

+

OH � P � O � R2

O �

�

OH

�

R1 � C � O � P � O � R2

O �

O �

�

OH

P � PFosfoanhídrido Fosforilo + Fosforilo

R1 � O � P � OH

O �

�

OH

+

OH � P � O � R2

O �

�

OH

�

R1 � P � O � P � O � R2

O �

�

OH

O �

�

OH

Amida Carboxilo + Amina

R1 � C � OH + NH2 � R2

O �

�

R1 � C � N � R2

O �

� H

Glucosídico

O C anomérico + HidroxiloO OH

� C + OH � R2 � H

�

O � O � R2 � C �

H

N C anomérico + AminaO OH

� C + NH2 � R2 � H

�

O

H �

N � R2 � C �

H

Disulfuro Sulfhidrilo + Sulfhidrilo R1 � SH + HS � R2 � R1 � S � S � R2

Figura 1-17. Enlaces covalentes comunes en bioquímica.



no será la que esté saturada con cuatro hidrógenos, como en el metano, mien-tras que la más oxidada será el dióxido de carbono.

Los niveles de oxidación del carbono (Fig. 1‑18) se pueden evaluar fácilmen-te contando el número de enlaces que establece el carbono con el hidrógeno (estado más reducido) o con el oxígeno (estado más oxidado).

El poder energético de las sustancias orgánicas será mayor cuanto mayor sea el poder de oxidación (es decir, cuanto más reducida esté la sustancia) por lo que, durante el proceso de oxidación, se desprenderá gran cantidad de energía. El metabolismo celular se encarga de transformar y almacenar este contenido energético de las moléculas reducidas que la célula usa como fuente de energía. En la sección III dedicada al metabolismo se analizarán detalladamente estos procesos de oxidación-reducción.

EL COntEXtO CELULaR

Los niveles de organización molecular de la célula permiten observar que, en el primer nivel o nivel molecular, los componentes celulares son los monómeros o sillares con los que se va a construir la célula. Estos monómeros se asociarán en polímeros mediante reacciones de condensación, para dar el segundo nivel o ni-vel macromolecular (Fig 1‑19). La asociación entre diferentes macromoléculas formará las estructuras o complejos supramoleculares del tercer nivel, sobre todo mediante interacciones débiles. Y el último nivel en la jerarquía será el nivel ce-lular o los orgánulos celulares que delimitan los espacios donde van a tener lugar las diferentes reacciones.

La célula será, por lo tanto, el continente. En una célula eucariota los com-partimentos celulares están claramente diferenciados y sus funciones bien espe-cializadas, por lo que no todas las reacciones químicas van a transcurrir en cual-quier lugar de la célula. Esta especialización en orgánulos se puede llevar a cabo de forma muy eficiente porque cada orgánulo está delimitado por una membra-na celular cuyas características químicas permiten una disposición en forma de bicapa lipídica, lo que separa dos medios hidrofílicos. En el capítulo 11 se da una visión esquemática de las funciones de cada orgánulo y los procesos que se llevan a cabo.

Por último, un organismo multicelular necesita una observación a un nivel superior al celular, y este nivel proporciona una visión orgánica sobre cómo transcurren las reacciones bioquímicas en el organismo completo. Aunque los procesos bioquímicos que tienen lugar en la célula son, en muchos casos, idénti-cos en células de diferentes especies, y a lo largo del libro se ha tratado de buscar

Figura 1-18. Oxidación y reducción de los grupos funcionales de interés en bioquí-mica. A medida que se oxida el carbono se reduce el número de H unidos. Se indica en azul el número de hidrógenos (electrones) unidos al carbono.

Proteína

Figura 1-19. niveles de organización celular. En este ejemplo el primer nivel está compuesto por los monómeros (aminoácidos y nucleóti-dos) que mediante enlaces de condensación forman proteínas y ácidos nucleicos, que interaccionan para forma el ribosoma, tercer nivel de organización.



aquellos puntos que unifican el metabolismo de las células eucariotas, en deter-minados procesos es necesario prestar atención al sistema u órgano en el que transcurre dicho proceso, pues la especialización orgánica es un punto funda-mental para comprender el funcionamiento metabólico del organismo. Por ejemplo, los procesos de síntesis de lípidos no se van a llevar a cabo en cualquier célula, si no que el hígado será un órgano primordial que tendrá las enzimas necesarias para llevar a cabo la síntesis de gran cantidad de estas biomoléculas. Aunque la especialización de los diferentes órganos trasciende al contenido de este libro, se remarcarán aquellos procesos metabólicos que se produzcan en un determinado lugar.

COnCEPtOS CLaVE

Cada elemento químico está formado por un tipo de átomo que se diferencia en el número de protones presentes en el núcleo.

Los electrones se localizan en orbitales atómicos, que son las zonas que rodean al núcleo donde existe la máxima probabilidad de encontrar estos electrones.

Un elemento es más estable cuanto más se aproxima a una configuración electrónica en que sus orbitales estén completos.

La unión entre los átomos se establece a través de enlaces químicos.

La valencia de un determinado elemento químico se puede definir como su capacidad de combinación, y su núme-ro indica el número de enlaces con que el elemento interviene en el compuesto.

La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos a captar electrones para completar su última capa.

En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren de un átomo con pocos electrones en su última capa (metal) a otro átomo con la última capa casi completa (no metal).

El enlace covalente es el más común en las moléculas biológicas; los electrones de las últimas capas de valencia son compartidos por los átomos que forman el enlace.

Se produce un dipolo cuando un par de cargas eléctricas de la misma magnitud pero opuestas, están separadas por cierta distancia (generalmente pequeña).

Los grupos funcionales son las diferentes asociaciones entre átomos que proporcionan características funcionales a las moléculas.

Todo proceso biológico se produce gracias a las interacciones débiles establecidas entre moléculas.

La naturaleza química de la molécula de agua presenta la característica de comportarse como un dipolo.

Existen sustancias que pueden comportarse como ácidos y como bases, y se denominan sustancias anfóteras.

Los grupos ácidos o básicos van a adoptar una carga negativa o positiva dependiendo del pH de la solución. El pH de una disolución es la medida de la concentración de los protones.

Los tampones son sistemas acuosos que tienden a amortiguar los cambios que se producen en el pH, cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido (H+) o de base (OH‑).

La gran mayoría de las reacciones que tienen lugar en la célula son reacciones reversibles y, por lo tanto, tienden a alcanzar el equilibrio químico.

En el equilibrio, la relación de las concentraciones de productos y reactivos es constante (Keq ). Pero esto no quiere decir que dichas concentraciones sean iguales.

La presencia de grupos funcionales en las biomoléculas proporciona sitios reactivos, donde dichas moléculas van a unirse a otras o a reaccionar y transformarse.

El primer nivel de organización molecular de la célula lo constituyen los monómeros, que se asocian en polímeros en un segundo nivel macromolecular mediante reacciones de condensación.

La asociación entre diferentes macromoléculas formará las estructuras o complejos supramoleculares del tercer nivel, sobre todo mediante interacciones débiles, y el último nivel en la jerarquía será el nivel celular o los orgánu-los celulares que delimitan los espacios donde van a tener lugar las diferentes reacciones.



EJERCICIOS

1-1 A partir de la siguiente molécula, indique: a) Los grupos funcionales. b) La naturaleza química. c) Si existe algún enlace covalente de condensación. d) El tipo de interacción débil que puede formar. e) Un producto de oxidación y otro de reducción del carbono 1.

H � C � C � C � C � C � C � O � P � O‑

� O

1

H �

�

OH

2

OH �

�

H

H �

�

OH

H �

�

OH

H � � H

O � � O

‑

SOLUCIÓn

a)

H � C � C � C � C � C � C � O � P � O‑

� O

1

H �

�

OH

2

OH �

�

H

H �

�

OH

H �

�

OH

H � � H

O � � O

‑

aldehído hidroxilos fosforilo

b) Todos los grupos indicados son polares. El grupo fosforilo, además, presenta carga negativa a pH fisiológico, por su carácter ácido.

c) Enlace de condensación el enlace éster fosfórico:

H � C � C � C � C � C � C � O � P � O‑ � R � CH2OH + HO � P � O‑

� O

1

H �

�

OH

2

OH �

�

H

H �

�

OH

H �

�

OH

H � � H

O � � O

‑ O � � O

‑

d) Puente de hidrógeno con los grupos OH y CO y puente salino con las cargas negativas del grupo fosforilo

e) Oxidación: R � COOH Reducción: R � CH2OH

1-2 ¿Qué tienen en común los elementos de un mismo grupo y de un mismo período?

1-3 ¿Qué partícula atómica determina que un elemento pueda reac-cionar con otro?

1-4 ¿Qué grupos funcionales de los que están presentes en las bio-moléculas se comportan como ácido o como base?

1-5 Una las siguientes moléculas mediante un enlace covalente tipo amida

NH2 � CH2 � COOH + CH3 � CH2 � COOH

1-6 A partir de la molécula que ha construido en la pregunta ante-rior, indique el tipo de interacción débil que puede establecer con el agua a pH fisiológico.

1-1 ¿Cuál de los siguientes grupos funcionales están ordenados de más oxidados a más reducidos?

a) Hidroxilo-carbonilo-metilo- carboxilo.b) Carboxilo-carbonilo-hidroxilo-metilo.C) Carbonilo-carboxilo-hidroxilo-metilo.d) Metilo-hidroxilo-carbonilo-carboxilo.

1-2 Cuando una reacción química alcanza el equilibrio:a) La velocidad de formación de productos es mayor que la

de reactivos.b) La concentración de productos y reactivos es siempre la

misma.c) La relación entre las concentraciones de productos y reac-

tivos es constante.d) a y c son ciertas.

1-3 Una reacción exergónica:a) Es siempre espontánea.b) Se hace a una gran velocidad.

c) Es siempre exotérmica.d) Todas son correctas.

1-4 Una reacción de condensación entre un grupo carboxilo y un hidroxilo es un enlace:

a) Amina.b) Amida.c) Fosfoéster.d) Éster.

1-5 Entre un grupo carboxilo y un catión en disolución acuosa se establece:

a) Interacciones hidrofóbicas.b) Puente salino.c) Puente de hidrógeno.d) Enlaces éster.

1-6 Indique cuál de las siguientes interacciones no se considera una interacción no covalente:

PREGUntaS dE aUtOEVaLUaCIÓn



a) Puentes de hidrógeno.b) Interacciones hidrofóbicas.c) Interacciones iónicas.d) Enlaces carbono-carbono.

1-7 Indique cuál de los siguientes elementos no se encuentra entre los cuatro más abundantes en los organismos vivos:

a) Carbono.b) Hidrógeno.c) Nitrógeno.d) Fósforo.

1-8 Un ión hidronio:a) Su estructura es H3O+.b) Es la forma habitual de uno de los productos de disocia-

ción del agua en disolución.c) Es un ión de hidrógeno hidratado.d) Todas las anteriores son ciertas.

1-9 Indique cuál de las siguientes afirmaciones sobre los tampones es cierta:

a) Un tampón formado por un ácido débil con un pKa = 5 es más fuerte a pH 4,0 que a pH 6,0.

b) El pH de una disolución tamponada permanece constante con independencia de la cantidad de ácido o base que se añada a dicha disolución.

c) Cuando el pH = pKa, las concentraciones del ácido débil y de su base conjugada en el tampón son iguales.

d) Para un valor de pH por debajo del pKa, la concentración de la base conjugada es mayor que la del ácido débil.

1-10 ¿Qué pareja de grupos funcionales pueden establecer puentes de hidrógeno entre sí?

a) Amina-hidroxilo.b) Metilo-etilo.c) Carboxilo-Metilo.d) Hidroxilo-fenilo.


i. los materiales de la cÉlulamedia.axon.es/pdf/80220.pdf · este primer capítulo reúne aquellas...

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