TEMAS DE BIOQUIMICA TEMA I: INTRODUCCION A LA BIOQUIMICA

TEMAS DE BIOQUIMICA
TEMA I: INTRODUCCION A LA BIOQUIMICA
Generalidades
Concepto de materia, cuerpo, sustancia. Sustancia simple y compuesta. Definición de
elemento químico. Símbolos. Clasificación de los elementos. Clasificación periódica de los
elementos químicos. Formulas químicas. Valencia. Estructura del Átomo. Clasificación
periódica y configuración electrónica. Teoría del octeto. Uniones químicas. Unión
electrovalente o heteropolar. Unión covalente. Unión covalente coordinada. Uniones
intermoleculares: fuerzas de Van der Waals. Puentes hidrógeno. Interacciones entre dipolos.
Concepto de materia: Para llegar al concepto de materia es necesario realizar una serie de
experiencias.
a.- Para levantar una mesa se debe realizar un esfuerzo, lo mismo si se desea levantar
una silla, un pizarrón, etc. “Siempre que se realiza un esfuerzo muscular significa que
se está aplicando una fuerza”. Para qué?. Para vencer un peso. Conclusión: Todos
los objetos que nos rodean tienen peso
b.- Si en un vaso lleno de agua se coloca una cuchara, se observa que el agua se
derrama. Conclusión: Todos los objetos ocupan un lugar en el espacio.
c.- Los objetos se pueden tocar, algunos gustar, etc. Conclusión: Todos los objetos
impresionan los sentidos.
Es decir que independientemente de su forma, color, uso, etc. objetos tienen algo en común
que se denomina:
- es todo aquello que nos rodea.
- tiene peso.
MATERIA
- ocupa un lugar en el espacio
- e impresiona los sentidos
La materia existe en tres estados físicos fundamentales:
a.- Gas: es una materia cuya forma y volumen es infinitamente variable. Ej.: con el mismo
peso de gas puede llenarse una pequeña caja o un enorme balón.
b.- Liquido: es una materia cuya forma es infinitamente variable, adaptándose a la forma
del recipiente que lo contiene.
c.- Sólido: es una materia cuya forma permanece constante.
A la materia que tenemos que manejar puede asignarse uno de estos tres “estados de
agregación”.
Concepto de cuerpo: Para definir un cuerpo es fundamental indicar su forma, porque si ésta
desaparece origina otro u otros cuerpos. Ej.: si destrozo una botella, los fragmentos serán
cualquier otro cuerpo menos una botella.
O sea que: CUERPO es una porción limitada de materia.
Concepto de sustancia: Existen diferentes clases de materia que le dan a los cuerpos
1
propiedades particulares. Ej.: si tengo tres cuerpos esféricos; uno de vidrio, otro de cobre,
otro de plomo; tienen en común su forma pero se diferencian por su color y su peso. Estas
distintas clases de materia se llaman:
SUSTANCIA: Para definirla no es necesario indicar su roma porque si destruyo, por ejemplo,
el cuerpo esférico de vidrio, cada uno de los trozos sigue teniendo las propiedades del vidrio.
Es decir que se ha destruido el cuerpo pero no la sustancia.
Luego:
“SUSTANCIA es la calidad de materia que constituye un cuerpo”.
Sustancias simples y compuestas: Existen dos clases de sustancias.
a.- las que se descomponen en otras más sencillas;
b.- las que no se de componen.
Las primeras se conocen como:
•
•
sustancias compuestas
compuestos químicos o combinaciones
Las segundas que no pueden descomponerse se llaman sustancias simples. Puede suceder
que una sustancia compuesta no se descomponga directamente en sustancias simples, pero
siempre se llega a éstas. Por ej.: si calentamos lo suficiente un trozo de mármol pulverizado
obtenemos:
C
- un gas CO2
O2
Ca
- un polvo blanco de óxido de calcio
O2
C, O2 y Ca son sustancias simples por lo tanto no pueden descomponerse.
Por qué ocurre ésto? Porque sus moléculas están formadas por una sola clase de átomos.
En cambio las sustancias compuestas se descomponen porque sus moléculas están
formadas por átomos de diferente naturaleza.
Elemento químico: Elemento químico es el componente presente en todas las sustancias
simples.
Hasta principios del año 1969 se conocían 104 elementos químicos; de ellos 98 son
aceptados internacionalmente,
Símbolos: Para simplificar la escritura de los elementos químicos se utilizan letras que se
denominan símbolos. Luego:
“Símbolo de un elemento es la abreviatura admitida para representarlo”
Esta notación considera el nombre latino o griego latinizado de los elementos químicos y se
lo representa por su primera letra mayúscula.
Ejemplos:
2
ELEMENTO
NOMBRE LATINO O GRIEGO LAT.
SIMBOLO
Hidrógeno
Hydrogenium
H
Potasio
Kalium
K
Azufre
Sulphur
S
En los casos de elementos químicos con la misma letra inicial se utiliza una segunda letra
diferencial que no siempre es la segunda de su nombre. La primera se escribe con
mayúscula y la segunda con minúscula.
Ejemplos:
carbono
carbonium
C
cobre
cuprum
Cu
cadmio
cadmiun
Cd
Clasificación de los elementos: Los elementos se pueden clasificar en:
•
•
•
•
Metales
No metales
Metaloides
Elementos inertes, gases raros o gases nobles
Metales: Estos elementos presentan las propiedades generales siguientes:
•
•
•
Poseen brillo metálico
Son buenos conductores del calor y de la electricidad
Sólidos a la temperatura de 20º C, con excepción del mercurio (Hg) que es líquido.
No metales: Estos elementos tienen los caracteres generales siguientes:
•
•
•
Carecen de brillo metálico
Malos conductores del calor y electricidad
Algunos son sólidos (yodo, carbono, azufre, etc.); líquidos (bromo) y gaseosos (oxígeno,
hidrógeno, nitrógeno, cloro, etc.)
Metaloides: Estos elementos tienen algunas propiedades metálicas y otras no metálicas. De
los 104 elementos conocidos, sólo 5 son metaloides: boro, germanio, arsénico y antimonio.
Elementos inertes, gases raros o gases nobles: Se presentan sólo en estado libre como
monoatómicos. Son muy inertes y no forman generalmente sustancias compuestas, es decir,
no se combinan con facilidad con otros átomos.
Clasificación periódica de los elementos Químicos: El químico ruso Dimitri Mendelejéff en
el año 1869, dispuso los elementos en un sistema ordenado llamado “sistema periódico de
los elementos”.
Mendelejéff descubrió una relación importante entre los pesos atómicos de los Elementos y
sus propiedades físicas y químicas y los clasificó según sus pesos atómicos crecientes.
Distribuidos así, los elementos forman filas horizontales que se denominan períodos. Las
columnas verticales se denominan grupos. Cada grupo, a su vez, se divide en dos
subgrupos, que se designan habitualmente como A y B. Resumiendo las características de
esta tabla tenemos que:
1º.-Los elementos del primer grupo tienen carácter metálico;
3
2º.-Ese carácter disminuye del primero al séptimo grupo;
3º.-Las valencias máximas de los elementos crecen del primero al último grupo;
4º.-El punto de fusión de los elementos aumenta del primero al cuarto grupo y a
partir de ese grupo disminuye hasta el séptimo;
5º.-Los elementos de cada grupo tienen comportamiento semejante.
Pero esta clasificación de Mendelejéff es incompleta y adolecía de defectos.
Clasificación periódica moderna: El descubrimiento de nuevos elementos, la inclusión de
los gases nobles o raros (helio, argón, neón, kriptón y radón) hizo necesaria la estructuración
nueva de la tabla.
En esta clasificación se comienza por el hidrógeno. Se adiciona un grupo completo de seis
elementos llamados gases nobles o inertes como grupo cero. La tabla queda con ocho
columnas o grupos (columnas verticales), y un grupo cero y siete períodos (filas horizontales).
El ordenamiento actual de los elementos de la tabla periódica se basa no en el peso atómico,
sino en el número atómico.
Ventajas de esta clasificación:
1º.- Ajuste de pesos atómicos: permitió el cálculo y ajuste de pesos atómicos;
2º.- Propiedades de los elementos: permitió prever las propiedades de elementos;
3º.- Constantes físicas: con el uso de la tabla se logró ajustar diversas constantes
físicas como la densidad, el punto de fusión, etc.
4º.- Estructura electrónica: permitió establecer una relación entre la ubicación de los
Elementos en la tabla y su estructura electrónica.
Fórmulas químicas: Por medio del símbolo se puede representar un átomo de cualquier
elemento.
Pero, si se tiene en cuenta que una molécula está formada por una agrupación de átomos, se
debe combinar de tal manera los símbolos para que expresen no sólo los átomos que forman
la molécula sino también su número.
Esta representación se llama fórmula química de un compuesto.
Ej.: se quiere escribir la fórmula química del agua cuya molécula está formada por dos
átomos de hidrógeno y una de oxigeno. Se coloca como subíndice la cantidad de átomos que
forman esa molécula.
H 2O
Las fórmulas más empleadas en química son:
a.- Fórmulas brutas o moleculares: Son las que se indican sólo la calidad y cantidad de
átomos que forman una molécula de una sustancia. Ej.:
H 2 O agua
NH 3 amoníaco
b.- Fórmulas desarrolladas: En ellas se indican la forma en que se unen entre si los
átomos que constituyen la molécula. Ej.:
H
H
Agua
O
H
N
H Amoníaco
H
Valencia: Es el poder o capacidad de combinación de un elemento químico con respecto a
otro, tomado como unidad.
4
Se dice que el elemento cloro, por ejemplo, tiene una valencia o capacidad de combinación
igual a uno, porque con el elemento hidrógeno (tomado como referencia) se combina átomo a
átomo. HCl
El oxigeno se comporta como bivalente, pues un átomo de oxigeno se combina con dos
átomos de hidrógeno, para formar agua.
Con el concepto de valencia se está en condiciones de representar, mediante fórmulas
desarrolladas, la unión química o ligadura entre los átomos.
Valencia de algunos elementos:
I
M
E
T
A
L
E
S
II
I
N
O
M
E
T
A
L
E
S
-
litio (Li)
plata (Ag)
potasio (K)
sodio (Na)
-
bario (Ba)
berilio (Be)
cadmio (Cd)
calcio (Ca)
estroncio (Sr)
magnesio (Mg)
Cinc (Zn)
- fluor (F)
- hidrógeno (H)
antimonio (Sb)
arsénico (As)
fósforo (P)
Nitrógeno (N)
III . V
-
II . IV.
VI
- azufre (S)
- selenio (Se)
- teluro (Te)
I . II
- cobre (Cu)
- mercurio (Hg)
- cobalto (Co)
- hierro (Fe)
- niquel (Ni)
I . III
I . III
V . VII
I . III
- oro (Au)
III
- aluminio (Al)
- bismuto (Bi)
- boro (B)
- bromo (Br)
- cloro (Cl)
I.V.
VII
- iodo (I)
II
- oxígeno (O)
III
- carbono (C)
- silicio (Si)
VI
- cromo (Cr)
VI . VII
- manganeso (Mn)
Estructura del átomo: El átomo es la menor porción de materia que constituye una
molécula.
Está formado por partículas más pequeñas cargadas eléctricamente con una estructura
similar al sistema solar.
Un núcleo semejante al sol y alrededor una serie de partículas llamadas electrones
(semejantes a los planetas) distribuidas en órbitas.
5
a.- El núcleo posee casi toda la masa del átomo, pues la de los electrones es
prácticamente despreciable.
Las partículas que componen el núcleo son los protones y los neutrones.
Los protones se simbolizan así:
1
1
H
El 1 superior indica que ésa es su masa y el 1 inferior señala que cada protón posee una
unidad positiva de carga. “El protón posee una masa igual a 1 y una carga positiva
también igual a 1”.
Los neutrones se representan así:
1
0
h
Esto indica que la masa del neutrón es 1 y su carga eléctrica es nula. “El neutrón posee
masa, pero su carga eléctrica es nula”.
b.- El electrón es una partícula cuya masa es muy pequeña; es
1
de la masa del
1836
protón. Es decir que 1836 electrones juntos poseen una masa igual a la del protón.
La carga del electrón es negativa. Como el átomo es neutro, cada átomo posee tantos
electrones como protones., El número de cargas positivas nucleares corresponden al
número de orden en la tabla periódica que a su vez corresponde al número de
electrones.
La clasificación periódica y la configuración electrónica: Según Bohr el núcleo atómico se
halla rodeado por órbitas concéntricas recorridas por electrones.
La distancia núcleo-electrón varía; y dicha distancia constituye un nivel energético.
Un átomo puede poseer hasta un máximo de siete niveles energéticos que se designan de
adentro haría afuera con los números n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 a los que se llaman números
cuánticos principales o con las letras K-L-M-N-O-P-Q.
Con estos conocimientos y observando la tabla periódica deducir:
1º.- El número de órbitas ó niveles de energía de un átomo es igual al número del periodo
en el que se halla en la tabla. Por ejemplo: el sodio se halla en el tercer período y su
átomo posee tres órbitas.
K
L
x
M
2º.- En la órbita externa o de valencia, el átomo posee tantos electrones como sea el
número de grupo. Así, todos los elementos ubicados en el primer grupo de la tabla tienen
6
átomos con 1 electrón en la órbita externa; los ubicados en el segundo grupo tienen 2
electrones en la órbita externa y así sucesivamente.
Ejemplo:
Masa
23
Nº atómico 11
Na - 3º período: 3 orbitas de electrones
- 1º grupo: órbita externa con 1 electrón
- nº atómico 11: nº total de electrones distribuidos en 3
órbitas.
nº del periodo
nº de órbitas
Órbita externa o de
valencia nº de e −
nº del grupo
Siempre en orbita
externa
octeto
3º.- Al aumentar en uno el número atómico de un átomo, se obtiene el que le sigue en la
tabla periódica.
4º.- Este electrón se ubica en la órbita más externa o en una nueva según se halle el
elemento, en el mismo período que el anterior o en el siguiente.
5º.- Al final de cada período se llega a un gas raro o noble que posee una órbita externa de 8
electrones a la que se denomina órbita completa u octeto completo.
6º.- El helio es el único gas raro que posee en su órbita externa y única dos electrones raros.
Teoría del octeto: Como los gases raros no presentan compuestos y tienen poca afinidad; se
consideró que el anillo externo con 8 electrones es la configuración más estable de los
átomos.
Lewis en 1956 introdujo esta teoría llamada del octeto electrónico: “Los átomos al reaccionar
entre sí tienden a completar la estructura del gas noble más próximo en la tabla periódica. O
bien: todos los átomos tienen tendencia a adquirir la estructura electrónica del gas noble más
próximo a ellos”.
La clasificación periódica y el carácter metálico no metálico de los elementos: Según la teoría
del octeto, si observamos los elementos de los grupos 1 y 7 de la tabla en su configuración
electrónica y comparamos a ésta con la de cada gas noble, podemos deducir:
GRUPO I
ORBITAS DE
ELECTRONES
Li
2-1
Na
2-8-1
K
2-8-8-1
Rb
2-8-18-8-1
Cs
2-8-18-18-8-1
Fr
2-8-18-32-18-8-1
7
GRUPO VII
ORBITAS DE
ELECTRONES
F
2-7
Cl
2-8-7
Br
2-8-18-7
I
GASES
RAROS
2-8-18-18-7
ORBITAS DE
ELECTRONES
Ne
2-8
Ar
2-8-8
Kr
2-8-18-8
Xe
2-8-18-18-8
Rn
2-8-18-32-18-8
1.- A todos los elementos del grupo I les es más fácil perder el único electrón de su
capa externa que ganar siete.
-1 e
Na
Na + (catión sodio) electropositivo
2.- Análogamente, a los elementos ubicados en los grupos II y III de la tabla les
resulta más factible ceder 2 o 3 electrones para quedar con una órbita externa
de 8 electrones que adquirir 6 o 5. Así el Mg (2-8-2) si cede 2 electrones se
asemeja al Neón (2-8).
-2 e
Mg
Mg + + (catión electropositivo)
3.- Un átomo que cedió electrones presenta carácter electropositivo pues
predominan las cargas del núcleo y se denomina ión electropositivo o catión.
Estas características presentan los elementos del grupo I, II y III de la tabla.
4.- A todos los átomos de los elementos de los grupos V, VI y VII les es más fácil
adquirir electrones para completar su octeto que ceder 5, 6 o 7 electrones.
5.- Un átomo que adquiere electrones presenta carácter electronegativo pues
predominan las cargas electrónicas sobre las positivas del núcleo y se
denomina ión electronegativo o anión. Esta propiedad la poseen los elementos
de los grupos V, VI y VII.
6.- Como el carácter electropositivo es propio de los metales, a la propiedad del
átomo de un elemento de perder electrones convirtiéndose en ión electropositivo
se denomina carácter metálico.
7.- Análogamente, la propiedad de un átomo de un elemento de adquirir electrones,
se denomina carácter no metálico.
8.- Los elementos del IV grupo entre los que se hallan el carbono y el silicio poseen
en su órbita de valencia 4 electrones. Por eso pueden adquirir 4 electrones o
8
cederlos para completar su octeto y asemejarse al gas noble más próximo. En
estos elementos están equilibrados ambos caracteres (electropositivo y
electronegativo) por lo que se denomina carácter anfótero. Como el radio
atómico disminuye dentro de un mismo período del I al VII grupo, la acción
atractiva del núcleo sobre los electrones aumenta. Por eso es más fácil ceder su
electrón al sodio (I) que al Mg (II) y éste que al Al (III). Análogamente, dentro de
cada grupo crece el radio atómico con el período y por eso aumenta la facilidad
para ceder electrones.
Radio atómico: Es la distancia comprendida entre el centro del núcleo de un átomo y su
órbita externa.
Distribución de los electrones: Cada nivel principal n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 de energía posee a
su vez subniveles de energía. Estos subniveles se designan con las letras S, P, d, f. El primer
nivel K no posee subniveles y tiene un máximo de dos electrones.
CapaK {1s} − 2 electrones
2 s − 2 electrones 
Capa L (2 subcapas) 
 8 electrones
2 p − 6 electrones 
3 s − 2 electrones 


Capa M (3 subcapas) 3 p − 6 electrones  18 electrones
3 d − 10 electrones


4 s − 2 electrones 
4 p − 6 electrones 


Capa N (4 subcapas) 

4 d − 10 electrones 
4 f − 14 electrones
32 electrones
El número máximo de electrones en un nivel energético es igual a 2 * n 2 siendo n el número
cuántico principal. O sea que para los cinco primeros niveles energéticos se tiene:
1º nivel ……………………. 2 * (1) = 2 e
2
2º nivel ……………………. 2 * (2 ) = 8 e
2
3º nivel ……………………. 2 * (3) = 18 e
2
4º nivel ……………………. 2 * (4 ) = 32 e
2
5º nivel ……………………. 2 * (5) = 50 e
2
El llenado de los subniveles por electrones se realiza de acuerdo a la siguiente regla: “Para
cada orbital o subnivel energético se puebla primero cada suborbital con un solo electrón
antes que comience el llenado con dos”.
9
Ejemplos:
Elemento
Configuración
eléctrica
Representación gráfica
1s
7N
1S 2 2S 2 2 p 3
↑ ↓↑ ↓ ↑ ↑ ↑
1s
5B
1S 2 2S 2 2 p 1
↑ ↓↑ ↓ ↑
1S 2 2S 2 2 p 4
2p
2s
↑ ↓↑ ↓↑ ↓ ↑ ↑
1s
9F
2p
2s
1s
8O
2p
2s
1S 2 2S 2 2 p 5
2p
2s
↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓ ↑
UNIONES QUÍMICAS
Unión electrovalente iónica o héteropolar
Todos los elementos que tienen un número de electrones vecinos a ocho, tienden a adquirir
otros; para formar un octeto más estable.
Ejemplo:
Un átomo de fluor (F)
Nº atómico = 9
K= 2e
L=7e
Tiene tendencia a aceptar un protón adquiriendo la configuración del gas noble. Al aceptar un
electrón se carga negativamente y es llamado electronegativo. Del mismo modo los
elementos que tienen pocos electrones, tienden a perderlos para formar una capa externa de
ocho. Al perder un electrón se carga positivamente y es llamado electropositivo.
Ejemplo: Litio - Sodio
Na Nº atómico= 11 K= 2
- 1 e = Na+
≅
L=8
Neón
Es decir que los átomos al perder o ganar electrones adquieren cargas eléctricas (positivas o
negativas) y se trasforman en iones.
Por este motivo a esta unión se la llama “unión iónica” cuando se unen un átomo de cloro con
uno de sodio aparece
entre ambos átomos, transformados en iones, una fuerza
electrostática que los mantiene unidos formando una molécula de cloruro de sodio.
Na °
+
°°
° Cl °
° °°
Na + Cl −
Esta unión se denomina electrovalente.
Como cada ión que forma la molécula posee diferente carga eléctrica también se la llama
10
heteropolar.
En la formación de compuestos electrovalentes hay una transferencia o pasaje de electrones
del elemento electropositivo o metálico (en este caso el sodio) al elemento electronegativo
(en esta reacción el cloro). Es necesario que haya igualdad entre los electrones ganados y
los perdidos.
Cuando el metal que se combina pertenece al segundo grupo de la tabla periódica posee en
su órbita de valencia dos electrones, como sucede con el calcio.
El átomo de este elemento cede, al combinarse, dos electrones para formar el catión calcio.
-2e
Ca
Ca + +
Son precisos dos átomos de cloro para adquirir esos dos electrones, uno cada uno, y formar
dos iones cloro restableciendo el equilibrio.
Ca °°
°°
° Cl °
° °°
°°
° Cl °
° °°
+
Ca + + + 2 Cl −
Los compuestos electrovalentes se caracterizan por:
- Poseer elevado punto de fusión;
- Poseer elevado punto de ebullición;
- Presentar estructura cristalina iónica;
- Ser soluble en agua y poco solubles o insolubles en compuestos orgánicos
- Al estar disueltos en agua la atracción electrostática entre sus iones se hace
más débil y se disocian haciéndose conductores de la corriente eléctrica.
- Esta unión es propia de sales, ácidos y bases.
Por eso es la unión característica de los compuestos de la química llamada inorgánica.
Unión covalente: Estudiando los compuestos químicos se observó que las fuerzas que
mantienen unidos a los átomos en las moléculas no siempre son de naturaleza electrostática.
Existe otro tipo de unión en la cual los átomos que se combinan para formar moléculas lo
hacen mediante un par o doblete electrónico formado por la contribución de un electrón por
átomo. El caso más simple es el del hidrógeno. Cuando dos átomos de hidrógeno se unen y
forman una molécula biatómica cada uno contribuye con su electrón en la formación del par
electrónico
H º H
º
Adquiere así cada átomo la configuración del helio. Ninguno de los dos átomos lora posesión
completa de ambos electrones.
Hº
+
Hº
En el caso del cloro cuando dos átomos, al encontrarse, forman una molécula, cada uno de
ellos comparte los dos electrones del doblete, de manera que los átomos completan su
octeto.
ºº
ºº
ºº ºº
Cl º
º Cl º Cl Cl º
+
ººº
º º º º ºº
º ºº
Las cruces indican los electrones del par o doblete electrónico. Cada uno de los electrones
del doblete poseen “spin” o giro electrónico o puesto y ello origina momentos magnéticos
contrarios que con su atracción mantienen unidos a los átomos. Para formar un enlace
covalente un átomo debe poseer un orbital desapareado, es decir con un sólo electrón. Los
11
dos electrones del doblete se aparean y completan el orbital. Como el par electrónico es
compartido por igual por los átomos que se unen, la molécula resultante no presenta
diferencias eléctricas y por eso se denomina no polar u homopolar.
Los compuestos covalentes, no polares u homopolares presentan las siguientes propiedades:
•
Poseen bajo punto de fusión;
•
Bajo punto de ebullición;
•
Los átomos se mantienen unidos como forman en iones;
•
Son solubles en líquidos orgánicos;
•
La unión covalente es la más generalizada entre los compuestos de la química
orgánica.
Unión covalente coordinada
Es una variante de la anterior. Se presenta cuando en lugar de contribuir cada átomo con un
electrón para formar el doblete o par electrónico es un solo átomo quien completa el octeto
del otro cediéndole un par de electrones. Este par cedido por uno de los átomos es
compartido por ambos.
xx
S
x
x
x
S
O
O
SO2
x
O
O
par electrónico cedido
El átomo que contribuye con sus dos electrones se denomina átomo dador y el que los
recibe, aceptor. La acción coordinativa se simboliza con una flecha, La punta se dirige hacia
el átomo aceptor. En este ejemplo, el azufre se une a un átomo de oxígeno por covalencia,
indicada por el doble trazo y a otro átomo por covalencia coordinada indicado por la flecha.
Otro ejemplo:
O
O
O
x
x
xx x
S
SO3
O
x
O
S
O
Uniones intermoleculares
Los mecanismos de las posibles uniones entre moléculas adquieren un 1 gran interés,
principalmente cuando se trata de moléculas de gran tamaño, como es el caso de las
proteínas. Estas interuniones explican, por una parte, la estructura tridimensional de la propia
macromolécula, y por otra parte, la posibilidad de su interacción con otras formas altamente
especificas, como ocurre en los anticuerpos y en las enzimas.
Estas fuerzas de unión intermolecular pueden ser de cuatro tipos:
1. Fuerzas de Van der Waals
2. Formación de puentes hidrógeno
3. Interacciones entre dipolos
4. Atracciones electrostáticas entre grupos funcionales con carga positiva o negativa.
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Fundamentalmente, todas ellas, son de tipo electrostático (por lo tanto débiles) a diferencia
de las de covalencia, que constituyen la gran mayoría de las uniones interatómicas
intramoleculares.
Para nuestro estudio nos interesa específicamente la 1 y 2.
Fuerza de Van der Waals: Se producen cuando dos átomos correspondientes a distintas
moléculas se encuentran lo suficientemente próximos para que el campo eléctrico producido
por el giro de los electrones de uno de ellos induzca la polarización en sentido contrario de
los del otro, produciendo un efecto electromagnético de atracción.
Puentes de hidrógeno: Se forman cuando dos átomos suficientemente electronegativos,
unido uno de ellos a un átomo de hidrógeno, se encuentran lo bastante próximos entre sí
para que este átomo de hidrógeno sea atraído por el otro, produciéndose el efecto final de
que dicho átomo de hidrógeno es compartido por ambos. Este efecto se produce, por ejemplo
entre el grupo CO y el NH de dos polipéptidos.
C = O __________ H − N
Formaciones de este tipo desempeñan un gran papel en la estructura de las proteínas y de
los ácidos nucleicos.
13
BIOQUÍMICA
TRABAJO PRACTICO Nº 1: “Instrumental y técnicas químicas generales. Preparación de
soluciones normales y molares.
Profesor: Dra. Estela Lucrecia Amorós de Davids
Coordinador: Francisca P. de Herrera
I.
Objetivos:
Al finalizar el trabajo practico el alumno estará en condiciones de:
1.- Reconocer los distintos elementos con los que trabajará en los sucesivos
trabajos prácticos.
2.- Saber utilizar los instrumentos de laboratorio.
3.- Preparar soluciones de distinta normalidad y molaridad.
II. Parte experimental:
A.
Operaciones elementales para trabajar en un laboratorio
a.- Limpieza de material: la primera operación que debe efectuar quién trabaje en un
laboratorio químico, es limpiar el material a emplear. Esta operación requiere el
máximo de precaución: una experiencia química quedará anulada, si el material no
está limpio
La limpieza se efectuará por distintos medios, según las características del material a
limpiar. Nos referiremos únicamente al material de vidrio.
El “lavado” consiste en lavar el material con agua corriente y jabón y enjuagado con
agua destilada. Si se debe eliminar impurezas, el instrumento será enjuagado con
agua y jabón y luego sumergido durante varias horas en una mezcla química que
puede ser:
- Sulfocrómica: solución saturada de dicromato de potasio en ácido sulfúrico
concentrado. MUY CORROSIVA.
- Sulfonítrica: mezcla de ácido nítrico y sulfúrico en partes iguales. MUY
CORROSIVA.
- Alcalina: soluciones saturadas de fosfatos alcalinos..
Se utiliza la solución limpiadora que se adapte mejor a la destrucción del material
contaminante y a los usos posteriores del instrumento.
Por último se realiza un lavado con agua corriente y enjuagado varias veces con agua
destilada.
Cuando el material ha sido usado con productos que resisten estos tratamientos deberán
emplearse técnicas especiales.
b.- Calefacción: existen numerosos medios para calentar los materiales; pero en el
laboratorio sólo se emplea el gas combustible, la electricidad y el vapor de agua
generado en una caldera.
El alumno usará habitualmente el mechero de Bunsen adaptado al gas. La mezcla del
gas con aire, en distintas proporciones, permite modificar las condiciones calóricas del
mechero de Bunsen, obteniéndose diversos tipos de Ilama.
14
Regulador entrada
de aire
Gas
La electricidad se emplea en forma cada vez más intensa. Se pueden emplear los
calentadores eléctricos comunes o baños de María. El uso del vapor de agua resulta
muy cómodo en los establecimientos provistos de instalaciones centrales.
c.- Pulverización: esta operación tiene por objeto reducir la sustancia en estudio a
partículas muy pequeñas. Esta facilita le disolución de la sustancia o bien se aumenta
la capacidad de reacción de la misma.
Generalmente se practica contundiendo la sustancia en un mortero de material
apropiado (vidrio, piedra, hierro, etc.), usando como instrumento de división un
accesorio denominado pilón o mano de mortero. En ciertos casos la extrema dureza
de la sustancia exige morteros de ágata. Cuando se trata de sustancias tóxicas es
necesario tomar precauciones especiales para su pulverización (morteros cubiertos,
máscara para las vías respiratorias del operador, adecuada ventilación del local, etc.)
d.- Disolución: se denomina disolución a la dispersión homogénea de una sustancia
(sólida, líquida o gaseosa) en el seno de un líquido. A la sustancia dispersante se la
denomine solvente y a la dispersada, soluto. Para proceder a disolver una sustancia
conviene averiguar sus propiedades físicas, en especial su solubilidad (tablas
especiales). Una vez asegurado que la disolución es factible, se pulveriza la
sustancia. Si fuese necesario proceder cuantitativamente se pesa y se coloca la sustancia en un recipiente adecuado (puede ser un vaso de precipitación) con la cantidad
necesaria del solvente. La disolución se activa, generalmente, por agitación con une
varilla de vidrio o por calentamiento moderado.
e.- Filtración: En esta operación se separan las partículas en suspensión existentes en
un líquido, pasándolo a través de un material poroso capaz de retener dichas
partículas. El elemento más utilizado para la filtración es el papel de filtro, de poros de
diferente diámetro, de acuerdo al tamaño de las partículas a retener. El papel de filtro
debe ser adaptado al embudo que se utilice, para lo cual se dobla en cuatro, se lo
recorta dándole la forma de un cuarto de circulo, de radio algo menor que la longitud
de las paredes del embudo. Se abre la hoja externa de uno de los lados y se obtiene,
de este modo, un cono que se amolda perfectamente al embudo.
papel
embudo de vidrio
Para verter el líquido sobre el filtro se use una varilla de vidrio, que se apoya contra el
pico a la orilla del vaso, que se inclina para derramar el liquido. Cuando el papel es
atacado por los líquidos a filtrar, se lo sustituye por algodón de vidrio o amianto. Si se
desea acelerar la filtración se pueden utilizar los siguientes procedimientos:
15
1. Disminuir la presión del filtro (filtración el vacío). Para ello se utilizan
dispositivos adecuados: embudo a placa filtrante de vidrio (embudo de
Büchner) que se adapta a frascos especiales que poseen una
tubuladura lateral que se conecta al aparato al vacío.
2. Aumentar la presión por encima del filtro: filtración a presión aumentada
(filtro prensa).
3. Usar agentes que mejoran el rendimiento: tierra de diatomeas, caolín,
etc.
Cuando el líquido a filtrar tiene color, a veces es posible decolorarlo mediante el uso
de carbón animal agregado antes de pasar por el filtro.
f.-
Centrifugación: consiste en hacer actuar sobre una mezcla de consistencia líquida, la
fuerza centrífuga. Esto se efectúa colocando la sustancia a centrifugar en tubos
especiales, que se hacen girar a gran velocidad en aparatos adecuados; de este
modo, los componentes de la mezcle, que poseen mayor densidad, se disponen en el
fondo de los tubos, pudiendo ser separados fácilmente de los de menor densidad, que
ocupan la parte superior.
g.- Destilación: se denomina destilación a le operación consistente en transformar un
líquido en sus vapores por medio del calor y condensar inmediatamente los mismos
por enfriamiento. Se utiliza la destilación en los siguientes casos:
1. Para obtener una sustancia disuelta en un liquido eliminando éste por
destilación.
2. Para separar líquidos de diferente punto de ebullición (destilación
fraccionada).
3. Para obtener determinadas sustancias a partir de la descomposición de
otras por acción del calor.
4. Para la purificación de diversos líquidos.
Los aparatos más usados en los laboratorios para realizar esta operación son los
balones de destilación, que poseen en el cuello una tubuladura lateral por donde salen
los vapores. Se coloca en la boca del cuello del balón un tapón atravesado por un
termómetro, cuyo bulbo debe quedar a la altura de la tubuladura lateral; ésta, por su
parte, va conectada a un refrigerante, donde se condensan los vapores. Los
refrigerantes pueden presentar formas muy diferentes; pero en esencia, están
compuestos de dos tubos concéntricos, entre los cuales circula agua fría, que entra
por la parte inferior y sale por la parte superior. La destilación fraccionada recibe este
nombre porque se recurre a un fraccionamiento del destilado.
Por. ej.: separación de alcohol y agua. Al destilar un líquido hidroalcohólico,
comenzará a hervir a una temperatura próxima al punto de ebullición del componente
más volátil o sea el alcohol (78º) y pasarán vapores ricos en alcohol, pero arrastrando
cierta cantidad de vapor de agua; a medida que avanza la destilación, la riqueza en
agua del destilado irá aumentando hasta que al final pasarán casi exclusivamente
vapores de agua.
En el caso del alcohol y del agua, la separación total de ambos líquidos por este
procedimiento no es posible, debiendo recurrirse a operaciones complementarias;
pero hay una gran cantidad de mezclas de líquidos en las que es posible obtener sus
componentes al estado de pureza por destilación fraccionada. Esto es más fácil
cuanto mayor sea le diferencia entre sus respectivos puntos de ebullición.
16
termómetro
salida
entrada
balón de destilación
h.- Cristalización: se denomina cristalización a la operación consistente en obtener una
sustancia al estado cristalino. Se utiliza la cristalización para la separación de las
sustancias de una mezcla y para la purificación de las mismas. Los procedimientos de
cristalización consisten en:
1. Partir de una solución de una sustancia y evaporar hasta obtener una
solución sobresaturada, de la cual cristaliza dicha sustancia.
2. Disolver una sustancia en caliente y luego obtener una solución
sobresaturada por enfriamiento.
3. Fusión y posterior enfriamiento de la masa fundida.
4. Sublimación, para aquellas sustancias que pasan directamente del estado
sólido al gaseoso.
i.-
Precipitación: consiste en insolubilizar una sustancia tratándola con un reactivo
adecuado. Los métodos de precipitación más utilizados son:
1. Procedimientos químicos: por reacción de doble sustitución, ej:
CaCl 2 + Na 2 SO4 → 2 NaCl +
CaSO4
insoluble
2. Procedimientos fisicoquímicos:
a). por acción de sales a diferentes concentraciones;
b). por medio del calor;
c). por agregado de un liquido no solvente. Ej. precipitación de
una solución alcohólica por adición de agua.
B. INSTRUMENTOS DE MEDIDA
1.- Para medir volúmenes de líquidos.
a.- Pipetas: son tubos de vidrio, graduados. Se manejan aspirando con los mismos, el
liquido a medir y obturando rápidamente con el dedo índice derecho el extremo
superior; luego se enrasa el nivel del liquido, levantando levemente el dedo a la
división cero. Por último se vacían destapando el extremo superior. Existen varios
tipos de pipetas: entre las más usadas tenemos:
1. Pipetas graduadas: cuyo tubo ha sido calibrado y dividido de acuerdo al
número de mililitros de agua destilada que puede contener (fig. 1).
Generalmente presentan divisiones al 1/10 de ml, ó 1/100 de ml.
2. Pipetas aforadas: que permiten medir una determinada cantidad de líquido
17
contenido en un ensanchamiento. Estas pipetas pueden ser con un solo aforo
(fig. 2) o con doble aforo (fig. 3); en este último caso el liquido se desplazará
entre los dos trazos, resultando, por lo tanto, las pipetas más exactas. Muy
estimadas por su exactitud son las pipetas de Ostwald-Folin (fig. 4) que
poseen una construcción especial y que descargan hasta la última gota
mediante una leve presión, por soplado.
3. Buretas: son también tubos graduados; pero se mantienen en posición vertical
con auxilio de un soporte. Se cargan por la parte superior utilizando un
embudo y la salida del líquido, se regula por medio de una llave situada en la
parte inferior. Esta llave debe estar perfectamente lubricada para que gire
suavemente (fig. 5).
b.- Frascos volumétricos:
- Matraces: tienen en el cuello una división (aforo) con la indicación de su
capacidad a determinada temperatura (generalmente 20º C). Se utilizan para
le preparación de soluciones valoradas. Los matraces no deben calentarse
pues el vidrio se dilata por el calor. Igual recomendación se debe tener en
cuente pera pipetas, buretas, etc. Los frascos volumétricos son calibrados para
determinado contenido y no sirven como instrumentos para expeler líquido.
- Probetas: son instrumentos cilíndricos de vidrio, graduados, que se utilizan
para medir volúmenes grandes de líquido, cuando no es necesario una gran
exactitud. (fig. 6).
18
c.- Otros instrumentos:
Para medir pesos: se utiliza la balanza analítica de precisión, sensible al 1/10 de mg.
Para el manejo de la misma, los alumnos deberán tener presente las siguientes reglas:
- Las sustancias deberán pesarse en un pequeño vaso de precipitación o en un
vidrio de reloj.
- Antes de pesar, controlar si la balanza esté bien nivelada (observe la plomada).
- Nunca agregar o quitar pesas o material cuando la balanza esté en movimiento.
- Las pesas no se toman con los dedos sino con pinza.
Existen variantes de balanzas con dispositivos que facilitan su uso. Se usarán diferentes
balanzas según la exactitud requerida en la pesada.
C.
•
SOLUCIONES NORMALES Y MOLARES
Solución normal: es aquella que contiene el equivalente químico de la sustancia por litro
de solución. Para calcular el equivalente químico se divide el peso molecular en gramos
de la sustancia por su valencia. A su vez el peso molecular se obtiene sumando los
pesos atómicos de los elementos constituyentes y de su agua de cristalización, si la
tuviese. Ej.: Peso molecular del H 2 SO4 (ácido sulfúrico):
S = 32.066
= 32.066
H = 1.008 x 2= 2.016
O=
16 x 4=
64
98.082
La valencia del H 2 SO4 es dos, pues tiene dos hidrógenos reemplazables; por lo tanto, el
19
equivalente químico del H 2 SO4 será
98.082
= 49.041 gramos y
2
esta cantidad disuelta en agua destilada, hasta completar un litro constituirá la solución
uno normal del ácido.
Otro ejemplo, si se trata de una base. El peso molecular del KOH (hidróxido de potasio) es
56 y su valencia 1, pues cuando se trata de bases la valencia está dada por el número de
oxhidrilos. Luego el equivalente químico del KOH es 56 gramos, y esta cantidad disuelta
hasta 1 litro de agua destilada dará una solución normal.
nota: todas las soluciones se preparan utilizando agua destilada, nunca agua común.
Peso molecular y equivalente químico de algunas sustancias frecuentemente usadas:
Sustancia
HCl
H 2 SO4
HNO3
NaOH
Ca (OH )2
Ba(OH )2
Peso
Equivalente
molecular
químico
35.465
36.465
98.082
49.041
63.016
40.005
74.096
63.016
40.005
37.048
171.376
85.688
•
Solución molar: es aquella que tiene disuelta un mol de la sustancia en un litro de
solución.
- Mol de una sustancia: es el peso molecular de la misma expresada en gramos. Ejemplo:
El peso molecular del KOH = 56
Un mol de KOH 56 gramos
O sea que 56 gramos disueltos en un litro de agua destilada constituyen una solución
molar.
III. INFORME
Dibujar los materiales de laboratorio que se muestran en el práctico.
Describir las operaciones elementales necesarias para trabajar en un laboratorio.
Anotar lo realizado para la preparación de las distintas soluciones normales y molares.
IV. BIBLIOGRAFIA
Marsal, A. Guía de Trabajos Prácticos de Química Biológica. Universidad Nacional de
Córdoba.
20
TEMA II - SOLUCIONES
Definición. Soluto y solvente. Solución diluida, concentrada, satura- da, sobresaturada. Peso
atómico absoluto y relativo. Peso molecular absoluto y relativo. Atomo/gramo. Molécula
gramo o mol. Soluciones valoradas: molaridad, normalidad.
Para hablar de soluciones daremos un concepto bastante somero de sistemas homogéneos y
heterogéneos.
Sistema: Definimos como sistema al objeto de que está directamente bajo nuestra atención,
aquello que es motivo de nuestro estudio. Cuando estudiamos un sistema y lo observamos,
podemos distinguir dos grandes clases de sistemas:
- Sistemas homogéneos
- Sistemas heterogéneos
Un sistema formado por granos de hierro y granos de cal observados a simple vista, nos
permite ver que las dos sustancias presentan propiedades diferentes. Entre las dos existen
superficies que limitan las distintas porciones, que se denominan superficies de
discontinuidad. Cuando sucede esto en un sistema, cuando hay diferentes sustancias se
paradas por superficies de discontinuidad, decimos que se trata de un sistema heterogéneo.
Sistemas heterogéneos: Son aquellos sistemas en los cuales existe más de una sustancia y
se observan superficies de discontinuidad que limitan partículas de diferentes propiedades.
Cuando se trata de un sistema heterogéneo en el que existen conjuntamente por lo menos
dos sustancias distintas que conservan cada una de ellas sus propiedades y que pueden ser
separadas por medios mecánicos o físicos, constituyen lo que conocemos con el nombre de
mezclas. Pueden haber mezclas de sólidos entre sí, de sólidos con líquidos, de líquidos entre
sí, de líquidos con gases, de sólidos con gases.
Sistemas homogéneos: Son aquellos sistemas que tienen las mismas propiedades en
todos sus puntos. Es decir son sistemas sin superficie de discontinuidad. Si el sistema está
constituido por una sola sustancia, este sistema homogéneo es una sustancia pura. Si está
constituido por dos o más, este sistema homogéneo recibe el nombre de solución. Para poder
definir y diferenciar si un sistema homogéneo es una sustancia pura o una solución, se
aplican métodos de fraccionamiento. Todo sistema homogéneo que se puede fraccionar es
una solución. Todo sistema homogéneo que no se puede fraccionar es una sustancia pura.
Definición de solución: Es un sistema homogéneo formado por dos o más sustancias puras
(liquida, sólida o gaseosa).
Moléculas
de agua
Solución
Moléculas
de azúcar
Soluto: Es la sustancia que se disuelve (o sea el azúcar) y es la que se encuentra en menor
proporción.
Solvente: Es la sustancia que disuelve al soluto y se encuentra en mayor proporción.
21
Ejemplos:
a.- Disolver: 10 cm3 de alcohol(soluto) en 90 cm3 de agua(solvente)
b.- Disolver: 10 cm3 de agua(soluto) en 90 cm3 de alcohol(solvente)
Solución diluida: Es aquélla que contiene solamente una pequeña cantidad de soluto en
relación a la cantidad de disolventes. Ejemplo: solución de NaCl al 5%
Solución concentrada: Es aquélla que contiene una cantidad menor de soluto que la
solución saturada pero con valores próximos a ella.
Solución saturada: Es aquélla que a una determinada temperatura, no admite más soluto.
Ejemplo: si a 100 gr de agua a T= 20º C y P= 760 mm, agregamos cloruro de sodio
observamos que se disuelve hasta cierto punto pasado el cual se deposita en el fondo sin
disolverse.
Solución sobresaturada: Es aquélla que contiene mayor proporción de soluto que la
saturada a la misma temperatura.
Peso atómico absoluto: Átomo es la menor porción de materia capaz de combinarse. Al
peso de cada átomo lo designamos como peso atómico. Si se pudiera separar cada átomo y
pesarlo obtenemos el peso atómico absoluto. Esta magnitud es extremadamente pequeña y
su empleo en cálculos produce muchos inconvenientes; por esta razón Berzelius y Hass,
muchos años después, fueron lo que establecieron el peso atómico por comparación, es
decir, asignando al átomo de un elemento un valor arbitrario y relacionando el peso de los
demás elementos con esa unidad. Es decir, que a la molécula de O2 se le otorgó un valor de
32. Como es biatómica a cada átomo le corresponde un valor de 16. De acuerdo con esto:
Peso atómico relativo: De un elemento es el número abstracto que expresa la relación entre
el peso de un átomo de ese elemento y la 1/16 del peso de un átomo de oxígeno. Ejemplo: el
peso atómico del S= 32. Esto significa que el átomo de S pesa 32 veces más que la 1/16 del
átomo de O2 , pero sin que ello implique una idea sobre el peso real del átomo de S.
Átomo gramo: Se llama átomo gramo de un elemento al peso atómico relativo de ese
elemento expresado en gramos.
Peso molecular absoluto: Al peso molecular absoluto se lo define como el peso de una
molécula de una sustancia. Conociendo la fórmula de una sustancia simple o compuesta, se
calcula su peso molecular sumando los pesos atómicos de los átomos. Si bien se denomina
peso molecular, es sólo un número sin dimensiones, es decir, sin unidad que lo exprese.
Peso molecular relativo: Se lo define como la relación entre el peso de la molécula de una
sustancia y el peso de la molécula de otra sustancia tomada como referencia. (Se considera
1/32 del peso de la molécula de O2 )
¿Cómo se lo determina?
a). Se pesa un volumen determinado de gas, por ej. un litro, cuyo peso molecular (M)
queremos determinar:
Peso 1 lt gas = peso 1 molécula gas x Nº de moléculas que hay en 1 lt. de gas.
M*
N*
Peso 1 litro gas = 1
b). Se pesa un volumen igual de un gas tipo, por ej. el oxígeno:
Peso de 1 litro de O2 = M ' × n ' 2
22
c). Dividimos 1 y 2miembro a miembro:
Peso de un litro de gas
M ∗ × n∗
=
Peso de un litro de O 2
M ' × n'
d). Existe un principio que dice que es igual el número de moléculas que hay en
volúmenes iguales de diferentes gases.
Peso de un litro de gas
M ∗ × n∗
=
Peso de un litro de O 2
M ' × n'
e). Para expresar pesos moleculares relativos se le asigna a uno de ellos un valor
arbitrario; en la práctica al oxígeno se le asigna un valor M ' = 32 , luego:
Peso de un litro de gas
M∗
=
Peso de un litro de O 2
32
M ∗ = 32 ×
de donde
Peso de un litro de gas
Peso de un litro de O 2
Ej: Si un litro de O2 en condiciones normales pesa 1,429 grs y 1 litro de N 2 en
condiciones normales pesa 1,251 grs, el peso molecular relativo del N 2 es:
M ∗ = 32 ×
1.251 grs
∴ M = 28.01
1.429 grs
O sea que el peso molecular relativo de una sustancia es 32 veces la relación entre el
peso de la sustancia y el peso de un volumen igual de O2 .
Dicho en otros términos: El peso atómico y el peso molecular, relativo son números que
indican cuantas veces más pesado es un átomo o una molécula que 1/16 partes de
oxígeno o 1/32 partes de molécula de O2 .
Molécula gramo o mol: Se denomina mol de una sustancia al peso molecular relativo de la
misma expresado en gramos.
Ejemplo:
SUSTANCIA
PESO
MOL
MOLECULAR RELATIVO
Oxígeno
32
32 grs
Hidrógeno
2,016
2,016 grs
Agua
18,016
18,016 grs
23
TEMA III - FUNCIONES QUÍMICAS
Concepto de función química. Breves nociones de funciones más importantes de Química
Inorgánica: óxidos ácidos - óxidos básicos - hidróxidos - ácidos - hidruros – sales: ácidas,
básicas y neutras.
Funciones de Química Orgánica. Función hidrocarburo - El átomo de carbono dentro de la
molécula del hidrocarburo. Carbono primario, secundario, terciario, cuaternario. Grupos
funcionales oxigenados: función, alcohol, aldehído, cetona, ácido. Funciones obtenidas por la
combinación de funciones oxigenadas: anhídrido, éter, éster. Funciones nitrogenadas: amina
y anida, nitrilo. Funciones distintas en una misma molécula: hidroxiácidos, aminoácidos.
Compuestos alicíclicos, aromáticos, heterocíclicos.
Existen sustancias químicas que tienen algunas características análogas y que se agrupan
para realizar más fácilmente su estudio.
OH
OH
O = As
OH
O = Sb
OH
OH
OH
Además tienen propiedades comunes que hace pensar que pueden considerarse como
agrupación de sustancias.
A estos grupos los designamos como funciones químicas.
Función química: Es el conjunto de propiedades químicas que corresponden a todo un
grupo de sustancias. Son funciones químicas inorgánicas:
a.- óxidos ácidos
b.- óxidos básicos
c.- hidróxidos
d.- ácidos
e.- hidruros
f.- sales
Óxidos: Se dividen en:
a.- óxidos ácidos (o anhídridos)
b.- óxidos básicos (u óxidos)
Óxidos básicos: Son los compuestos formados por la combinación de un elemento metálico
con el oxígeno.
metal + O2 = óxido básico
Óxidos de metales monovalentes: Supongamos que el metal es el sodio (Na) .
Sodio (Na) + O2 = óxido de sodio
Cuando se escribe la fórmula de un óxido se debe tener en cuenta no solo que está formado
por metal + O2 sino también considerar la valencia de ambos.
Como una de las valencias queda libre colocamos otro átomo de Na porque en todos los
compuestos químicos, las valencias deben estar saturadas.
24
+
Na
O
Na
O
La fórmula global es:
Na
O
Na
Un método que se emplea corrientemente para escribir las fórmulas globales es intercambiar
los números que corresponden a sus valencias. Ejemplo: Na 2 O1
Óxidos de metales bivalentes: Es estos óxidos el metal posee la misma valencia que el 02,
por eso se combinan átomo a átomo.
O
Ca
O
Ca 2 O2
O
Ca O
En igual forma se obtienen las fórmulas de todos los óxidos de los elementos metálicos
bivalentes: Zm, Mg, Cd, etc.
Óxidos de metales trivalentes: Como queda libre una valencia del aluminio, es decir que
tiene una valencia impar, se escribe otro átomo de aluminio y con un átomo de O2 como
puente completamos la fórmula desarrolladas.
O
Al
O
Al 2 O3
Al
O
Al
O
Óxidos de metales pentavalentes:
O
Bi
O
O
Bi
Bi2 O5
O
O
25
Óxidos de metales con valencia cuatro:
O
Sn O4
Sn
O
Nomenclatura
a.- Metal que actúa con una sola valencia: el óxido se nombra con la palabra óxido
seguida del nombre del metal. O bien anteponiendo la palabra “monóxido” al nombre del
metal.
Ejemplo: Na 2 O óxido de sodio o monóxido de sodio
b.- Metal que actúa con dos valencias: el menos oxigenado se nombra con el nombre del
metal terminado con el sufijo oso y el más oxigenado con el sufijo ico.
Ejemplo: Fe (valencia 2 y 3) FeO óxido ferroso ; Fe2 O3 óxido férrico
c.- Bióxidos: cuando el óxido está constituido por un átomo de metal y dos de oxígeno.
Ejemplo: PbO2 bióxido de plomo
d.- Peróxidos: en la molécula del óxido hay dos átomos de oxígeno y uno de metal, pero los
dos átomos de oxígeno intercambia valencias entre sí.
Ejemplo:
H
O
H 2 O2
H
peróxido de hidrógeno
O
e.- Sesquióxidos: La molécula está constituida por dos átomos de metal y tres de oxígeno.
Ejemplo: Al 2 O3 sesquióxido de aluminio
Sesqui es un sufijo que significa uno y medio o sea: el óxido tiene por cada átomo de
metal uno y medio átomo de oxígeno.
Óxidos ácidos o anhídridos: Se llaman así a los compuestos que resultan de combinar un
no metal con el oxígeno.
Ejemplos:
No metal monovalente = Cl 2 O
anhídrido hipocloroso o monóxido de cloro
No metal trivalente = P2 O3
anhídrido fosforoso o trióxido de fósforo
No metal tetravalente = CO2
anhídrido carbónico o dióxido de carbono
No metal pentavalente = N 2 O5
anhídrido nítrico o pentóxido de nitrógeno
No metal hexavalente = SO3
anhídrido sulfúrico o trióxido de azufre
No metal heptavalente = Cl 2 O7
anhídrido perclórico
26
Nomenclatura:
a.- Si el no metal posee una sola valencia el compuesto se denomina “anhídrido” y a
continuación se coloca el nombre del no metal con el sufijo ico.
Ejemplo: CO2 anhídrico carbónico o dióxido de carbono
b.- Cuando el no metal posee dos valencias diferentes uno de los anhídridos (el menos
oxigenado) se nombra haciendo terminar el nombre del no metal con el sufijo oso, el otro
anhídrido (el más oxigenado) se nombra haciendo terminar al no metal en el sufijo ico.
Ejemplo:
N 2 O3 anhídrido nitroso (N con valencia 3) o trióxido de nitrógeno
N 2 O5 anhídrido nítrico (N valencia 5) o pentóxido de nitrógeno
c.- Cuando el no metal posee cuatro valencias diferentes, por ejemplo el cloro (1-3-5-7). sus
anhídridos se nombran según se indica en los ejemplos.
1: Cl 2 O
anhídrido hipocloroso (o monóxido de cloro)
3: Cl 2 O3
anhídrido cloroso (o trióxido de cloro)
5: Cl 2 O5
anhídrido clórico (o pentóxido de cloro)
7: Cl 2 O7
anhídrido perclórico (o heptóxido de cloro)
Ajuste de ecuaciones químicas: Se indicará el procedimiento a seguir para alcanzar el
equilibrio de las ecuaciones, es decir, lograr que los átomos del primer miembro de la
ecuación se hallen en el segundo en igual número.
1º.- Se escriben los elementos que forman el óxido en el primer miembro y la fórmula
correcta del óxido en el segundo miembro.
Na + O
142
4 43
4
elementos que
forman el óxido
Na 2 O
12
3
fórmula correcta
del óxido
2º.- Se igualan el número de átomos del primero al segundo miembro.
2 Na
+
O
Na 2 O
3º.- Se le dá la notación molecular, recordando que la molécula de oxígeno es biatómica
( O2 ) y la de sodio, monoatómica (Na)
Al colocar O2 en lugar de “O” duplicamos el número de átomos de oxígeno por lo tanto
debemos duplicar el número de átomos de Na y de Na 2 O .
4 Na
+
O2
2 Na 2 O
27
Otros ejemplos:
Ca + O = Ca O
2 Ca + O2 = 2 Ca O
Mg + O = Mg O
2 Mg + O2 = 2 Mg O
Al + O = Al 2 O3
Divalentes:
Trivalentes:
2 Al + 3O = Al 2 O3
4 Al + 3O2 = 2 Al 2 O3
Heptavalentes:
Cl + O = Cl 2 O7
2Cl + 7O2 = Cl 2 O7
2Cl + 7O2 = 2Cl 2 O7
Reacciones de los óxidos con el agua: los óxidos ácidos y los óxidos básicos reaccionan
con el agua. Los óxidos al reaccionar con el agua dan ácidos oxigenados o simplemente
ácidos. Los óxidos básicos al reaccionar con el agua dan hidróxidos o bases.
A. Ácidos: Los ácidos se dividen en dos grupos:
a.- Hidrácidos: resultan de la combinación entre el hidrógeno y un no metal, es
decir, que en la molécula de los hidrácidos no hay átomos de oxígeno. Se
nombran con la palabra ácido seguida por la palabra que se obtiene
añadiendo al nombre del no metal el sufijo hídrico. Ejemplos:
HCl
HF
H2 S
= ácido clorhídrico
= ácido fluorhídrico
= ácido sulfhídrico
b.- Oxácidos: resultan de la combinación de un óxido ácido o anhídrido con
agua. Oxido ácido + agua = oxácido. Poseen en su molécula uno o más
átomos de oxígeno. El elemento que siempre está presente en la molécula de
los ácidos es el hidrógeno. Veremos algunos casos posibles:
CO2 + H 2O → H 2 CO3
14
4244
3
1
424
3
anhídrido
ácido
carbónico
carbónico
SO3 + H 2 O → H 2 SO 4
14
4244
3
1
424
3
anhídrido
ácido
sulfúrico
sulfúrico
SO2 + H 2O → H 2 SO3
14
4244
3
123
anhídrido
ácido
sulfuroso
sulfuroso
Cl2O3 + H 2O → 2 HClO2
144244
3
1
424
3
anhídrido
ácido
cloroso
cloroso
Cl2O + H 2O →
2 HClO
14
4244
3
1
23
anhídrido
ácido
hipocloroso
hipocloroso
Cl 2 O7 + H 2 O → 2 HClO4
1442443
1
424
3
anhídrido
ácido
perclórico
perclórico
Cl 2 O5 + H 2 O → 2 HClO3
1442443
1
424
3
anhídrido
ácido
clórico
clórico
N O5 + H 2 O → 2 HNO3
1244
2443
1
424
3
anhídrido
ácido
nítrico
nítrico
N O3 + H 2 O → 2 HNO2
1244
244
3
1
424
3
anhídrido
ácido
nitroso
nitroso
28
Los oxácidos se nombran con la palabra ácido seguida por la misma palabra
que designa al anhídrido que lo generó.
Fórmula desarrollada de los oxácidos: Para interpretar estas fórmulas explicaremos que se
entiende por radical.
En química se llama radical a un átomo o grupos de átomos que no se halla libre, y que al
unirse a algún elemento le confiere propiedades características de ese radical.
Los radicales son tan estables que intervienen sin alterarse en mucha reacciones.
Si a la molécula del agua se le quita un átomo de hidrógeno queda un radical llamado
oxhidrilo con una valencia no saturada que se lo representa como OH.
H
H
O
O
H
Agua
radical oxidrilo
Vamos a desarrollar la fórmula del ácido nitroso ( HNO2 ). Pero antes debemos decir que:
“En todo ácido inorgánico hay tantos radicales oxidrilos como átomos de hidrógeno tenga la
molécula del ácido".
En el caso del ácido nitroso hay un átomo de hidrógeno, por consiguiente, hay un radical
oxidrilo.
O
N
OH
(el N 2 actúa con valencia 3)
En forma similar se procede con el ácido nítrico.
O
N
HNO3
OH
(el N2 actúa con valencia 5)
O
Otros ejemplos:
Radicales
−
OH
H2SO 3
O
OH oxidrilo
ácido sulfuroso
S
OH
O
OH
S
H2SO 4
ácido sulfúrico
OH
O
H2CO3
ácido carbónico
C
OH
HClO
OH
ácido hipocloroso
Cl
OH
ácido cloroso
Cl
OH
ácido clórico
Cl
NH +4 amonio
NO -3 nitrato
NO - nitrito
2
OH
O
O =2 peróxido
HCO -3 bicarbonato
CO = carbonato
3
PO =
4 fosfato
SO =
4 sulfato
HSO - bisulfato
4
HClO2
O
O
HClO3
SO -3 sulfito
HSO - bisulfito
3
O
29
O
HClO4
O
Cl
OH
ácido perclórico
O
B. Hidróxidos/Bases: Oxido básico + agua hidróxido o base
En la fórmula de hidróxido debemos recordar que hay tantos radica les oxidrilos como
valencia tenga el metal.
Ejemplo:
K
OH (hidróxido de potasio)
↓
el potasio es
monovalente
Nomenclatura: El nombre de los hidróxidos es igual al del óxido que lo origina.
Na2O (óxido de sodio)
NaOH (hidróxido de sodio)
Fe O (óxido ferroso)
Fe (OH) 2 (hidróxido ferroso)
Resumiendo lo tratado se obtiene:
Metal
+
oxígeno
No Metal
+
oxígeno
óxido básico
óxido ácido
+
agua
+
agua
óxido básico
ácido
SAL
Sales: hidróxido
ácido sal + agua
a.- Sales de hidrácidos:
1.- Se designan cambiando la terminación hídrico del ácido por “uro” y añadiendo luego
el nombre del metal.
HCl +
Na OH
144424443
ácido clorhídrico
Na Cl + H 2 O
144
42444
3
cloruro de sodio
30
2.-
+ Ca (OH )2
2 HCl
1
424
3
14243
ácido
hidróxido
clorhídrico
de calcio
Ca Cl2 + 2 H 2O
144424443
cloruro de calcio
3.- Al reaccionar un ácido con una base el metal de la base reemplaza a los hidrógenos
del ácido.
3
+
H Cl
Al (OH ) 3
+
Al Cl3
3H 2 O
b.- Sales de los oxácidos:
1.- Las sales que provienen de ácidos terminados en oso cambian este sufijo por ito; y
las que provienen de ácidos terminados en ico cambian este sufijo por ato.
KNO2 + H 2 O
144
42444
3
nitrito de potasio
HNO2
+
K OH
144
4
424444
3
ácido nitroso
2.-
Ca (ClO )2 +
2 H 2O
144442444
4
3
hipoclorito de calcio
2 H Cl O + Ca (OH ) 2
14444
4244444
3
ácido hipocloroso
H 2 CO3
+
Mg (OH ) 2
MgCO3
+
2
H 2O
3.-
2 Al (OH ) 3
+
3 H 2 SO 4
1
44444244444
3
ácido sulfúrico
+
Al 2 ( SO4 ) 3
6H O
14
4442444423
sulfato de aluminio
Ácidos polipróticos: Se emplea esta expresión y también la de ácidos poliácidos para
designar aquellos ácidos que pueden reemplazar más de un átomo de hidrógeno por átomos
de metal cuando forman sales. El ácido sulfúrico, por ejemplo, es un ácido diprótico pues es
capaz de separar dos átomos de hidrógeno para sustituirlos por átomos de metal.
O
OH
O
O
OH
O
O
H
O
H
S
S
H2SO 4
El ácido fosfórico es un ácido triprótico pues es capaz de separar tres átomos de hidrógeno.
OH
H3PO 4
O =
P
OH
OH
O =
P
O
H
O
H
O
H
31
En cambio el ácido nítrico es un ácido monoprótico pues posee un solo átomo de hidrógeno
reemplazable.
O
O
HNO3
N
N
OH
O
H
O
O
Sales ácidas, básicas y neutras
Las sales que hasta ahora hemos visto se llaman neutras. En estos casos todos los átomos
de hidrógeno del ácido han sido reemplazados por átomos del metal de la base.
En ciertos casos la reacción puede ser parcial y entonces quedan átomos de hidrógeno del
ácido sin reemplazar.
1.- Reacción de un poliácido o ácido poliprótico (varios átomos de H sustituidos por
átomos de metal) con una base monoácida (un solo OH).
a.- La reacción puede ser total:
+
H 2 SO4
2 Na OH →
Na 2 SO4
+
2H 2O
14
44424444
3
sulfato neutro de sodio
En este caso los H del ácido fueron todos sustituidos por átomos de metal. La sal es
neutra.
b.- Pero la reacción puede ser parcial:
+
H 2 SO4
K OH →
KHSO
+
H 2O
14444
424444
3
sulfato ácido o
bisulfato de potasio
En este caso el ácido diprótico (dos átomos de H sustituíbles) conserva átomos de
H. La sal es ácida.
2.- Reacción de un ácido monoprótico (un sólo átomo de H) con una base poliácida
(varios oxidrilos).
+
2 HCl
Mg (OH ) 2 → Mg Cl 2
+
2H 2O
En este caso la reacción es total y la sal es neutra. Pero la reacción puede ser
parcial.
HCl
+
Mg (OH ) 2 →
Mg OH Cl
+ H 2O
1444424444
3
cloruro básico de magnesio
La sal obtenida es básica.
Otros ejemplos:
OH
Bi
OH
NO3
nitrato básico de bismuto
Cl
Fe
OH
OH
cloruro básico de hierro
32
4
FUNCIONES DE QUIMICA ORGANICA
La química orgánica es la parte de la química que estudia los compuestos del carbono.
Para conocer la estructura de dichos compuestos es necesario conocer su fórmula
desarrollada.
Esto se fundamenta en propiedades características del elemento carbono:
1º.- El átomo del carbono es tetravalente;
2º.- Sus cuatro valencias son iguales;
3º.- Los átomos de carbono pueden unirse formando cadenas.
Analizando cada uno de estos puntos sabemos:
- El átomo de carbono es tetravalente, es decir posee cuatro electrones de valencia que
se hallan orientados hacia los vórtices de un tetraedro cuyo centro lo ocupa el átomo de
carbono. Estos cuatro electrones pueden formar cuatro enlaces covalentes con otros
tantos átomos de hidrógeno constituyendo la fórmula espacial tridimensional de un
compuesto llamado metano. Las cuatro valencias del carbono se hallan formando entre
sí ángulos de 109º 28' y además, equidistan una de la otra. La proyección sobre un
plano de la fórmula tetraédrica, determina una fórmula así:
H
H
º
H C H
H
C
H
º º
º
H
Fórmula
electrónica
CH 4
H
Metano
Fórmula
molecular
Fórmula
estructural
Los guiones representan uniones covalentes entre el átomo de carbono y los átomos de
hidrógeno.
- Las cuatro valencias del carbono son iguales: si en una molécula de metano se
reemplaza cualquiera de los átomos de hidrógeno por un átomo diferente, se obtiene
siempre el mismo producto.
H
H
H
C
H
H
Cl2
+
C
Cl
H
H
ó
H
Cl
C
H
Cl
H
H
C
H
H
H
H
C
H
Cl
El átomo de cloro se ubica en lugar de cualquiera de los átomos de hidrógeno y se
obtiene un solo derivado monosustituído. Esto indica que las cuatro valencias del
carbono son iguales. Los átomos de carbono se unen formando cadenas: al unirse los
átomos de carbono entre sí formando cadenas, constituyen el "esqueleto carbonado" de
las moléculas de la inmensa variedad de compuestos orgánicos. El "esqueleto
carbonado” de una molécula orgánica constituye su función soporte. Las uniones entre
33
los átomos de carbono se pueden realizar de varias formas diferentes.
a.
Por intermedio de una sola ligadura: estas uniones pueden dar lugar a
cadenas lineales o ramificadas.
C
C
C
C
C
C
C
Lineal
Ramificada
En estas cadenas el átomo de carbono se denomina primario; cuando
intercambia una ligadura con otro átomo de carbono; se denomina secundario
cuando intercambia dos ligaduras con otros dos átomos de carbono; terciario
cuando intercambia tres ligaduras con otros tres átomos de carbono y
cuaternario cuando intercambia cuatro.
C
C
primario
C
C
secundario
C
C
primario
C
carbono terciario
C
C
C
C
b.
C
carbono cuaternario
C
Por medio de dos ligaduras o doble ligadura:
C
C
C
C
C
34
c.
Por medio de tres ligaduras o triple ligadura:
C
C
C
C
C
d.
Formando cadenas cerradas o ciclos: Las cadenas carbonadas
representadas anteriormente se denominan abiertas o acíclicas. Pero las cadenas
de carbono pueden cerrarse constituyendo anillos, ciclos o cadenas cerradas.
Ejemplos:
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
Como se observa, en los ciclos, pueden existir también simples o dobles ligaduras.
Funciones de la química del carbono
Si, observamos la fórmula de las siguientes sustancias:
CH 3
H
CH 3
CH 2 OH
CH 2 OH
CH 2 OH
metanol
etanol
propanol
CH 2
|
Podemos ver una semejanza en su estructura señalada con un recuadro. Estudiando, sus
propiedades físicas y químicas se encuentra analogía en las mismas. A estos grupos de
sustancias que teniendo analogía en la estructura molecular presentan semejanza en sus
propiedades, las designamos con el nombre de función química.
Grupo funcional: es un átomo o grupo de átomos que al hallarse presente en la molécula de
una sustancia le confiere a la misma propiedades características.
35
Estudio de las funciones:
- Función hidrocarburo: Si en las cadenas carbonadas se ocupan las valencias libres de
los átomos de carbono con átomos de hidrógeno obtenemos los hidrocarburos.
"Hidrocarburos son sustancias cuya molécula está constituida, solamente por átomos de
carbono y de hidrógeno”.
Los hidrocarburos se clasifican en dos grandes grupos:
I.
Hidrocarburos acíclicos o alifáticos: se llaman así a todos los hidrocarburos de
cadena abierta. Se dividen en:
a.- Hidrocarburos saturados o alcanos: Los saturados o alcanos o parafinas, son
aquellos hidrocarburos de cadena abierta cuyos átomos de carbono están
unidos entre sí por ligaduras simples.
metano
CH4
C2H6
etano
1º.- el nombre de los alcanos termina en ano;
2º.- los cuatro primeros tienen nombres particulares: metano, etano, propano y
butano.
3º.- del quinto en adelante se nombran con el prefijo que indica el número de
carbonos y luego el sufijo ano: pentano, hexano, etc.
4º.- luego se nombran indicando el número de carbonos: hidrocarburo saturado
de 24 carbonos, etc.
Fórmula general de los hidrocarburos saturados
C n H 2n+ 2
n = número de átomos de carbono de la cadena
n = 2 → C 2 H 2• 2+ 2 = C 2 H 6 etano
Los hidrocarburos no saturados acíclicos son aquellos donde, por lo menos, dos átomos de
carbono se unen entre sí por doble o por triple ligadura. Según tengan átomos de carbono
unidos por doble o triple ligadura se clasifican en:
1º.- etilénicos, olefínicos o alquenos;
2º.- acetilénicos o alquinos.
Los primeros son aquellos hidrocarburos no saturados donde dos átomos de carbono se
unen entre sí por dos ligaduras.
H2C
CH2
eteno
H3C
CH
CH2
propeno
H3C
CH2
CH
CH2
buteno
En la nomenclatura cambian el prefijo ano de los alcanos por el sufijo eno.
Así, de:
etano
eteno
propano
propeno
butano
buteno
pentano
penteno
36
Los segundos, o sea los acetilénicos o alquinos, son aquellos en los que dos átomos de
carbono se hallan unidos por triple ligadura.
HC
CH
H3C
C
H3C
CH
CH2
CH
butino
propino
etino
C
Para nombrarlos se cambia el sufijo ano o eno de los hidrocarburos anteriores por el sufijo
ino. Así:
Alcanos
Alquenos
Alquinos
etano
eteno
etino
propano
propeno
propino
butano
buteno
butino
pentano
penteno
pentino
hexano
hexeno
hexino
II. Hidrocarburos cíclicos
Se llaman así a todos los hidrocarburos donde los átomos de carbono en la
molécula, se hallan formando un ciclo o anillo.
CH2
H2C
CH2
ciclo propano
H2C
CH2
H2C
CH2
ciclo butano
Se dividen a su vez en:
a. isocíclicos: los hidrocarburos isocíclicos son aquellos en los que los nudos
del ciclo se hallan sólo ocupados por átomos de carbono. Ej. ciclo propano.
b. heterocíclicos: los hidrocarburos heterocíclicos son aquellos en los que los
nudos del ciclo se hallan ocupados por átomos de carbono y por átomos de
otros elementos. Ej. furano
Esta clasificación depende de que los nudos de los anillos se hallen, ocupados
solamente por átomos de carbono o por átomos de otros elementos.
CH2
H2C
CH2
ciclo propano
(isocíclico)
HC
CH
HC
CH
O
furano
(heterocíclico)
Los hidrocarburos isocíclicos a su vez se dividen en:
a. Hidrocarburos ciclánicos o alicíclicos: son aquellos hidrocarburos cíclicos
en los cuales los átomos de carbono están unidos entre sí por una sola
ligadura. Ej. ciclo propano, ciclo butano.
37
b. Hidrocarburos bencénicos o aromáticos: son aquellos hidrocarburos
isocíclicos donde entre los átomos de carbono se intercambian más de una
valencia. El tipo de estos hidrocarburos es el benceno. Ejemplo.:
H
C
HC
CH
HC
CH
C
H
Resumiendo:
Saturados
Hidrocarburos
acíclicos o alifáticos
(cadena abierta)
Serie alcálica
(simple ligadura)
Sustancia tipo:
metano CH 4
(ano)
Serie etilénica
(doble ligadura)
Sustancia tipo:
etileno HC CH
(eno)
Serie acetilénica
(triple ligadura)
Sustancia tipo:
acetileno HC CH
o etino (ino)
No Saturados
Ejemplo:
CH2
Ciclánicos o
alicíclicos
(simple ligadura)
H 2C
CH2
ciclo propano
Isocíclicos
(nudos ocupados
por átomos de C)
H
C
CH
HC
Bencénicos
(doble ligadura)
CH
HC
C
H
benceno
Hidrocarburos
cíclicos
(cadena cerrada)
Heterocíclicos
(nudos ocupados
por átomos de C y
otros elementos)
HC
CH
HC
CH
HC
CH
HC
CH
NH
pirrol
CH2
HC
CH
HC
CH
O
furano
O
pirano
38
- Funciones oxigenadas: estas funciones se consideran como derivadas de los
hidrocarburos en cuya molécula se ha sustituido uno o más átomos o grupos de átomos
con oxígeno.
- Función Alcohol: Si en la fórmula de un hidrocarburo saturado sustituimos un átomo de
hidrógeno de un carbono primario por un grupo oxidrilo obtenemos la fórmula de un
alcohol primario.
C
H
H
H
H
C
H
H
H
C
H
CH3
ó
H
C
H
H2C
OH
H
OH
etanol
etano
CH2
El grupo funcional alcohol primario es:
OH
Nomenclatura: para nombrar a los alcoholes se sigue las mismas reglas que para los
alcanos respectivos, pero la terminación es ol.
etano
etanol
propano
propanol
butano
butanol
pentano
pentanol
Alcoholes secundarios: su fórmula se obtiene reemplazando un hidrógeno de un
carbono secundario por un radical oxidrilo.
H
H
C
H
C
C
C
H
H
H
H
H
C
H
H
OH
H
H
C
H
propano
CH3
ó
HC
OH
CH3
H
H
propanol
secundario
HC
OH
El grupo funcional alcohol secundario es:
Se nombran como los alcoholes primarios, agregando un número que indica la posición
del grupo funcional alcohol.
Ej. propanol secundario o propanol - 2.
Si hay dos o más grupos funcionales alcohol se designan como dialcoholes, trialcoholes y
en general polialcoholes, indicando la posición del grupo oxidrilo en la molécula.
39
H2C
OH
H2C
OH
HC
OH
HC
OH
H2C
OH
CH3
1-2 propanodiol
1-2-3 propanotriol
Recordar:
H2C
HC
OH
OH
grupo funcional
alcohol secundario
grupo funcional
alcohol primario
- Función aldehído: si reemplazamos dos átomos de hidrógeno ubicados sobre el mismo
carbono primario de un hidrocarburo por dos grupos oxidrilos:
C
C
H
H
H
C
obtenemos
por pérdida
de agua
C
OH
C
H
C
OH
H
H
aldehído
O
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
H
H
H
C
H
H
H
Si se oxida a la molécula de un alcohol primario y se le quita una molécula de agua, se
obtiene un aldehído.
CH3
CH3
H
C
CH3
OH
+ [O]
H
obtenemos
OH
C
C
por pérdida
de agua
H
OH
H
O
El grupo funcional aldehído es:
H
C
O
Ejemplos:
H
O
C
H
metanal
CH3
O
C
CH2
CH2
H
etanal
CH3
CH3
O
C
CH2
H
propanal
O
C
H
butanal
40
Nomenclatura: se nombran cambiando el sufijo ol del alcohol por el sufijo al.
- Función cetona: si reemplazamos los dos átomos de hidrógeno de carbono secundario
de un hidrocarburo por dos grupos oxidrilos se forma un compuesto inestable que por
pérdida de agua origina una cetona.
CH3
CH3
CH3
H
OH
C
C
+ 2 OH
H
OH
obtenemos
H
por pérdida
de agua
H
C
C
H
C
H
O
CH3
H
H
Si oxidamos un alcohol secundario y le quitamos una molécula de agua, obtenemos una
cetona.
CH3
CH3
CH3
H
+ O
C
C
OH
CH3
OH
obtenemos
OH
por pérdida
de agua
C
CH3
CH3
propanol -2
O
propanona
El grupo funcional es:
C
O
Este grupo se denomina carbonilo. Ejemplos:
CH3
CH3
C
O
CH3
propanona
CH3
CH3
CH2
CH2
CH2
CH2
C
CH3
C
C
O
O
O
CH2
butanona
CH3
pentanona 2
CH3
pentanona 3
Nomenclatura: se cambia el sufijo ol del alcohol por el sufijo ona, añadiendo un número
si es necesario.
41
Recordar:
O
(al)
C
C
H
grupo funcional aldehído
(en un carbono primario)
O
(ol)
grupo funcional cetona
(en un carbono secundario)
- Función ácido: si reemplazamos los 3 hidrógenos unidos a un carbono primario de un
hidrocarburo por radicales oxidrilos, se forma un compuesto inestable que pierde agua.
CH3
CH3
CH2
CH2
H
C
CH3
CH2
- H 2O
OH
H
C
O
OH
H
propano
C
OH
ácido
propanoico
OH
Si se oxida un aldehído se obtiene un ácido orgánico.
H
H
+ [O]
O
O
C
C
H
OH
metanal
metanoico
El grupo funcional ácido es:
O
C
ó
CO.OH
H
este grupo se denomina carboxilo
Ejemplos:
H
CH3
O
C
CH3
CH3
O
CH2
CH2
C
OH
OH
metanoico
etanoico
O
CH2
C
O
OH
propanoico
C
OH
butanoico
Nomenclatura:
Se cambia la terminación al del aldehído respectivo por el sufijo oico.
42
Recordar:
a. El grupo funcional alcohol puede ubicarse en un carbono primario o
secundario.
b. El grupo cetónico sólo va ubicado en un carbono secundario, mientras que los
grupos aldehídos y ácidos van ubicados, solamente en un átomo de carbono
primario.
En átomo de carbono primario
CH2OH
alcohol primario
CO.H
COOH
aldehido
ácido
En átomo de carbono secundario
CH.OH
CO
alcohol secundario
cetona
- Función sal: Las sales orgánicas al igual que las inorgánicas, se pueden obtener
combinando un ácido orgánico con un hidróxido.
H
O
C
+
Na OH
H
- H 2O
O
C
OH
+
H2O
ONa
El hidrógeno del carboxilo del ácido se reemplaza por el átomo de metal de la base.
Nomenclatura: Se nombran cambiando la terminación ico del ácido por ato, seguido por
el nombre del metal.
Radicales: Radical es un átomo o grupo de átomos que no existe en estado libre y que
pasa sin modificarse de una reacción a otra, confiriéndole a los compuestos en los que se
halla propiedades características. En las moléculas orgánicas los radicales más usuales
son:
a. Radicales alquílicos: resultan de quitar un átomo de hidrógeno a la molécula de
un hidrocarburo saturado, quedando. una valencia libre. Ejemplos:
CH3
CH4
metano
H3C
metilo
CH3
etano
CH3
H2C
etilo
Nomenclatura: Se nombran cambiando el sufijo ano del alcano por el sufijo ilo.
Fórmula general: C n H 2 n + 1
43
b. Radicales ácidos: Resultan de suprimir en la molécula de un ácido el H.
H
C
H
O
O
C
OH
O
radical metanoilo
ácido metanoico
Nomenclatura: se. designa con el nombre del ácido cambiando de sufijo oico
por oilo.
FUNCIONES OBTENIDAS POR COMBINACIÓN DE FUNCIONES OXIGENADAS
1.- Función éter: se obtienen por combinación de dos moléculas de alcohol con pérdida de
una molécula de agua.
H
H
H2C
H2C
OH
H
H2C
H2O
OH
+
O
meta-oxi-metano
H2C
H
O sea que el átomo de oxigeno está unido a dos radicales alquilos. En general su fórmula
será:
R–O-R
Si los radicales alquílicos son iguales, el éter se llama simple; si son diferentes el éter se
llama mixto. Ejemplos:
H3C
O
CH3
éter metílico o
metano-oxi-metano
H3C
O
C2H5
metano-oxi-etano
Nomenclatura: se designan con el nombre de los hidrocarburos de donde provienen los
alcoholes con la palabra oxi al medio. Si es un éter mixto se designa primero el
hidrocarburo de menor número de carbonos. Ej.: metano-oxi-etano.
2.- Función anhídrido: resultan de la combinación de dos ácidos con pérdida de una
molécula de agua.
CH3
CH3
O
CO.O H
- H2O
C
O
CO.O H
C
O
CH3
ácido etanoico
CH3
anhídrido etanoico
44
Nomenclatura: se nombran anteponiendo la palabra anhídrido al nombre del ácido que lo
originó. Si los ácidos son diferentes se nombra poniendo primero el de menor número de
carbonos sin la terminación oico. Ejemplo: anhídrido metan etanoico
3.- Función éster: Resultan de la combinación de una molécula de ácido con una molécula
de alcohol con pérdida de una molécula de agua.
CH3
CH3
CH3
C
- H 2O
CH2
O
O
+
CH2
CH2
CO.O H
OH
CH2
CH3
ácido etanoico
etanoato de propilo
Los ésteres también pueden resultar de la combinación de un ácido inorgánico con un
alcohol.
CH3
CH3
H
H2O
+
Cl
CH2
OH
+
CH2
Cl
cloruro de etilo
Nomenclatura: se denominan como las sales orgánicas, cambiando la terminación ico
del ácido por el sufijo ato y añadiendo luego el nombre del radical alquílico. Si proviene de
un hidrácido se nombra como las sales de los mismos con la terminación uro seguida por
el nombre del radical alquílico.
Funciones nitrogenadas
1.- Función amina: resulta de la combinación de una molécula de amoníaco con una de
alcohol, con pérdida de agua.
H
N
H
H
amoníaco
CH3
CH3
+
H2O
+
CH2
OH
CH2
H
ó
NH2
N
H
C2H5
etilamina
etanol
Estas aminas se denominan primarias.
N
CH2
CH3
CH2
CH3
H
amina secundaria
N
CH2
CH3
CH2
CH3
CH2
CH3
amina terciaria
45
Nomenclatura: se nombran anteponiendo a la palabra amina el nombre del radical
alquílico.
2.- Función amida: resultan de la combinación de una molécula de amoníaco con una de
ácido con pérdida de agua.
CH3
H
N
H
+
CH3
H2O
O
+
O
C
H
etanamida
C
OH
NH2
También se puede escribir:
H
N
H
CO
CH3
resulta como si un átomo de
hidrógeno del amoníaco fuera
reemplazado por radical ácido.
Nomenclatura: se nombran añadiendo al nombre del hidrocarburo de donde proviene el
ácido sin la última letra, la palabra amida.
3.- Nitrilos: Provienen de la deshidratación de las amidas.
CH3
CH3
O
C
C
N H2
N
etano nitrilo
etanamida
O bien se forman por el reemplazo de tres hidrógenos de un carbono del hidrocarburo por
un átomo de nitrógeno.
H
C
H
CH3
H
H
C
C
N
H
H
El grupo funcional nitrilo es: C
N
Nomenclatura: llevan el nombre del alcano de donde provienen, seguido por la palabra
nitrilo.
46
Funciones distintas en una misma molécula
En química orgánica hay sustancias que en su molécula pueden tener funciones químicas
diferentes. Ejemplos:
CH3
CH3
CH OH
C
CH2 OH
O
O
C
H
CO OH
etanol-al
propanol-2-oico
CO OH
propanoico-ona
Nomenclatura:
a.- Se nombra en primer lugar el alcano originario. Ej. etano-propano, etc.
b.- Luego se añade las terminaciones de cada grupo funcional en este orden:
alcohol, aldehído, cetona y ácido
c.- En caso de duda sobre la ubicación de una función se indica ésta con un
número que señala el átomo de carbono respectivo.
47
TRABAJO PRACTICO Nº 2
IDENTIFICACION DE GRUPOS QUIMICOS, RECONOCIMIENTO DE DIFERENTES TIPOS
DE ENLACES.
I.
Objetivos:
1.- Identificar diferentes grupos químicos mediante reacciones de reconocimiento.
2.- Reconocer diferentes enlaces químicos mediante ejercicios de aplicación.
II. Parte experimental:
a. Función alcohol primario ( C1 H 2 OH )
Coloque en un tubo de ensayo 1 ml. de etanol, agregue igual cantidad de ácido
acético concentrado y 10 ó 12 gotas de ácido sulfúrico concentrado (V= 1,86).
Caliente a baño maría unos minutos y percibirá un olor agradable característico,
debido al éster formado (acetato de etilo).
COOH
CH2 OH
CO.OC 2H5
+
H2O
+
CH3
CH3
CH3
b. Función aldehído:
O
(C H)
Reacción de Tollens: coloque en un tubo de ensayo limpio, aproximadamente 1 ml.
de solución de nitrato de plata al 5%, agregue gota a gota solución de amoníaco hasta
producción de un precipitado, que posteriormente se redisuelve. Debe agregar la
cantidad mínima de amoníaco, pues un exceso disminuye la sensibilidad del reactivo.
El reactivo de Tollens debe prepararse en el momento de su utilización y por
pequeñas porciones. Una vez preparado el reactivo, agregue igual volumen de
solución de formaldehído (formol comercial) y observe la reducción de sal de plata. Si
el tubo de ensayo está bien limpio, la plata precipitada se depositará sobre las
paredes de vidrio, formándose un espejo. La interpretación química es la siguiente:
Ag NO3
+
NH4OH
NH4NO3
+
AgOH
H
H
2 AgOH
+
N
C
O
aldehído
2 Ag
OH
+
H2O
+
C
O
ácido
c. Función cetona (CO)
Reacción de Imbert: coloque en un tubo de ensayo 5 ml. de una solución diluida de
cetona y agregue 20 gotas de reactivo de Imbert (nitroprusiato-agua oxigenada-ácido
acético glacial) mezcle por agitación y luego inclinando el tubo haga deslizar NH 4 OH
por las paredes, cuidando no agitar, para que no se mezclen los reactivos. En el límite
de separación aparece, en presencia de cetonas, un anillo rojo violáceo. Esta es
48
también positiva, con los aldehídos pero se usa más comúnmente para
reconocimiento de acetonas.
d. Función ácido orgánico (COOH):
Los ácidos orgánicos debido al hidrógeno activo o ionizable de la función carboxilo,
actúan sobre indicadores:
I.
hacen virar al rojo el tornasol
II. enrojecen la solución de anaranjado de metilo o eliantina
III. decoloran la fenolftoleína enrojecida por los alcalís , etc.
e. Función amina primaria por transformación en fenol:
Coloque 2 gotas de anilina en un tubo de ensayo y agregue 1 ml. de H 2 SO4 al 10%;
luego caliente suavemente para disolver el sulfato de anilina formado, logrado lo cual,
añada lentamente 1 ml. de nitrato de sodio al 10%; vuelva a calentar suavemente y
reconozca el fenol que se ha formado por descomposición del hidroxilo de
diazobenceno, vertiendo una pequeña cantidad de líquido eh otro tubo de ensayo y
diluyendo con 1 ml. de agua destilada, añada luego reactivo de Millon (Hg: droga;
ácido nítrico y agua) caliente suavemente y aparecerá color rojo y oscuro.
+
C6H5NH2
anilina
C6H5N
O
N
C6H5N
OH
ácido nitroso
N
N
OH
N
OH
+
H2O
hidróxido de
diazobenceno
C6H5OH
+
H2O
benzofenol
III. Reconocimiento de diferentes enlaces químicos:
a. conocimiento de las clases teóricas
b. ejercicios de aplicación
IV. Informe: realice un informe de lo hecho durante el trabajo práctico.
V. Bibliografía: Blanco, Guía de Trabajos Prácticos de Química Biológica, 1972.
49
TEMA IV: ISOMERIA
Definición de isomería. Clasificación de las sustancias isómeras. Isomería plana.
Estereoisomería. Átomo de carbono asimétrico. Estereoisomería óptica. Estereoisomería
geométrica.
----------------------------Las fórmulas moleculares estudiadas en Química Inorgánica caracterizan a una sustancia.
Así por ejemplo:
H 2 O (agua)
HNO3 (ácido nitrico)
H 2 SO4 (ácido sulfúrico)
NaOH (Hidróxido de sodio)
Sin embargo en los compuestos orgánicos se encuentran con frecuencia sustancias distintas
que tienen la misma fórmula global pero propiedades distintas, por ejemplo:
1.- C 4 H 8 O2 (fórmula global)
Fórmulas desarrolladas:
CH3
CH3
CH2
CH2
CH2
C
COOH
CH2OH
ácido butanoico
butanol 1-ona 2
O
2.- C 3 H 6 O (fórmula global)
Fórmulas desarrolladas:
CH3
CH3
CH2
C
C
O
O
H
propanol
CH3
propanona
La palabra isómero deriva del griego: isos = igual; meros = partes; quiere decir que las partes
de las moléculas son las mismas; pero la distribución de los átomos en la moléculas es la que
cambia.
Isómeros: son todos aquellos compuestos que teniendo igual fórmula global pueden diferir
en sus propiedades físicas y químicas.
Propiedades físicas: plinto de fusión, ebullición, densidad, etc.
Propiedades químicas: reactividad hacia otras sustancias. En algunos casos es necesario
que la molécula de cada isómero se represente en forma espacial para poder explicar el
fenómeno. En otros casos es suficiente la representación de los isómeros en el plano. Por
estas razones dividimos a la isomería en:
50
a. Isomería plana: la isomería plana puede ser de posición y de compensación
- La isomería de posición: los isómeros de posición son compuestos que poseen
igual fórmula molecular e igual grupo funcional pero ubicado en distinta posición.
Por ejemplo:
1.- C 4 OH 10
CH3
CH3
CH3
C
CH3
metil-propanol-2
CH3
CH3
CH2
CH2
CH2
CH
CH2 OH
CH3
butanol
butanol-2
OH
2.- C 5 H 12
CH3
CH3
CH2
CH3
CH2
CH3
C
CH3
CH2
tetrametil metano
o
dimetil propano
CH3
pentano
- La isomería de compensación: los isómeros de compensación son aquellos
compuestos que tienen igual fórmula global pero poseen grupos funcionales
distintos. Por ejemplo:
1.- C 3 H 6 O
CH3
CH3
CH2
C
C
O
O
CH3
H
propanal
propanona
2.- C 3 H 6 O2
CH3
CH2
CH3
CO.OH
CH3
CO OH
ácido propanoico
etanoato de etilo
51
3.- C 4 H 10 O
CH3
CH3
CH2
CH2
O
CH2
CH2
CH2 OH
butanol-1
CH3
etano oxi-etano
b. Isomería espacial o estereoisomería: se ocupa de la ubicación en el espacio de los
átomos que forman una molécula. Estereoisómeros son aquellos compuestos cuyas
propiedades dependen fundamentalmente de la posición de los átomos o grupos
atómicos diferentes en el espacio. Se basa en la teoría del átomo de carbono asimétrico y
en la teoría tetraédrica del átomo de carbono. La estereoisomería puede ser:
- óptica
- geométrica
Teoría tetraédrica del átomo de carbono: En el año 1874 Le Bell y Van Hoff establecieron
esta teoría. En ella se explica que el átomo de carbono está relacionado con sus cuatro
valencias en la misma forma que si estuvieran ubicados en el centro de un tetraedro y sus
valencias dirigidas a cada uno de sus vértices; de esa forma las valencias formarán ángulos
iguales. Ej.
De acuerdo a esta teoría el metano CH4 se representa así:
De acuerdo a esta teoría la representación del etano es:
Teoría del átomo de carbono asimétrico: cuando las cuatro valencias del átomo de
carbono se hallan ocuparlas por átomos o grupos atómicos diferentes, el tetraedro se hace
asimétrico. Ej.
52
El átomo de carbono cuyas cuatro valencias se hallan ocupadas por átomos o grupos
atómicos diferentes entre sí se llama carbono asimétrico. Ej.:
CH3
1 CH.OH
CO.OH
El átomo de carbono asimétrico está marcado con el número 1. En el espacio se lo
representa así:
CH 3
H
HO
COOH
Presenta dos fórmulas moleculares espaciales.
Una es la imagen especular de la otra.
Toda sustancia que en su molécula posee un átomo de carbono asimétrico, tiene acción
sobre el plano de vibración de la luz polarizada. Puede desviar el plano de vibración hacia la
derecha o hacia la izquierda. Cuando lo desvía hacia la derecha, la sustancia se denomina
dextrógira y cuando lo hace hacia la izquierda, levógira.
53
A las sustancias que ejercen acción sobre el plano de vibración a la luz polarizada se los
llama ópticamente activos.
Estereoisomería óptica: dos sustancias son estereoisómeros ópticos cuando tienen
propiedades físicas y químicas semejantes pero presentan diferentes acciones sobre el plano
de vibración de la luz polarizada. Ya vimos el ácido láctico o propanol 2-oico, tiene dos
isómeros espaciales: uno que desvía el plano de vibración de la luz polarizada hacia la
derecha (forma destrógira) y el otro que lo desvía hacia la izquierda (levógira). Esto es
posible por la presencia de un átomo de carbono asimétrico en la molécula.
La forma I y II son imágenes especulares.
El uso del tetraedro no es práctico y se emplean proyecciones sobre el papel. Así se
representa el ácido láctico.
CH3
CH3
H
C
C
OH
OH
H
COOH
COOH
Estereoisomería geométrica: La presentan sustancias que siendo inactivas al plano de
vibración de la luz polarizada, presentan diferentes propiedades físicas. Ej.
COOH
CH
CH
COOH
ácido butenodioico
H
C
CH3
H
C
CH3
forma cis (I)
HC
HOOC
COOH
CH
forma trans (II)
En el caso I, en la forma cis, los dos átomos de hidrógeno se encuentran a la derecha del
plano determinado por los átomos de carbono. En el caso en la forma trans, los átomos de
hidrógeno se encuentran a ambos lados del plano antes mencionado.
54
TEMA V. AGUA
Propiedades físicas y estructura del agua. Enlace de hidrógeno. Propiedades disolventes del
agua. Interacciones hidrofóbicas. Efecto de los solutos sobre la estructura del agua.
Ionización del agua. Electrolitos fuertes y débiles. Producto iónico del agua. Concepto de pH.
Ácidos y bases. Tampones. Indicadores.
-----------------------------El agua es considerada con frecuencia, un líquido inerte, meramente destinado a llenar
espacios en los organismos vivos. Pero, en realidad el agua es una sustancia de gran
reaccionabilidad, con propiedades poco frecuentes, que la diferencian mucho, tanto física
como químicamente, de la mayoría de los líquidos corrientes.
Las primeras células que surgieron en el mar primitivo tuvieron que aprender a hacer frente a
las propiedades singulares del agua, y al fin los organismos vivos desarrollaron métodos para
la explotación de estás propiedades.
Sabemos ahora que el agua y los productos de su ionización, los iones hidrógeno e hidróxilo,
son factores importantes en la determinación de la estructura y las propiedades biológicas de
las proteínas, de los ácidos nucleicos, de los lípidos, de las membranas y de otros
componentes celulares.
Propiedades físicas y estructura del agua: Cuando se compara con otros líquidos
corrientes, el agua posee elevadas propiedades físicas: punto de fusión, punto de ebullición,
calor específico, calor de fusión y tensión superficial. Estas propiedades indican que en el
agua, las fuerzas de atracción entre sus moléculas, son relativamente elevadas. Por ejemplo,
en la tabla, vemos que el calor de vaporización del agua es considerablemente mayor que el
de cualquier otro líquido anotado en la lista.
Calores de vaporización de algunos líquidos:
AH vap. (cal gm −1 )
Agua
540
Metanol
263
Etanol
204
n-propanol
164
Acetona
125
Benceno
94
Cloroformo
59
Él calor de vaporización es una medida directa de la cantidad de energía necesaria para
superar las fuerzas de atracción entre las moléculas adyacentes en un líquido, de modo que
las moléculas individuales puedan separarse una de otras y pasar al estado gaseoso.
¿Cuál es el origen de estas fuerzas intermoleculares en el agua líquida?.
Es consecuencia de la ordenación de los electrones en sus átomos de hidrógeno y de
oxígeno, que a sus vez origina una polaridad eléctrica con las moléculas.
º
ºC º
º º
º
H
El átomo de oxígeno comparte un par de electrones con
cada uno de los átomos de hidrógeno.
H
55
El átomo de oxigeno, más electronegativo, tiende a atraer los electrones no compartidos del
átomo de hidrógeno, y deja desnudos los núcleos de hidrógeno. El resultado es que cada uno
de los dos átomos de hidrógeno posee una carga local parcial positiva (designada por δ + ).
El átomo de oxígeno, a su vez, posee una carga local parcial negativa (designada por δ − ).
Así, aunque la molécula de agua no posee una carga neta, es un dipolo eléctrico.
Enlace de Hidrógeno: La naturaleza dipolar de la molécula de agua es responsable, en
gran parte, de las fuerzas de atracción entre sus moléculas. Esto es debido a que se produce
una fuerte atracción electrostática entre la carga parcial negativa, situada sobre el átomo de
oxigeno de una molécula de agua, y la carga parcial positiva del átomo de hidrógeno de otra
molécula de agua adyacente. Este tipo de interacción electrostática, recibe el nombre de
ENLACE DE HIDROGENO.
A causa de la ordenación de los electrones en la molécula, tiende a establecer enlaces de
hidrógeno con cuatro moléculas de agua vecinas.
H
H
O
H
O
H
O
H
H
H
O
H
O
H
H
Propiedades de los enlaces de Hidrógeno
1.- Los enlaces de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes. Esto se
demuestra porque la energía de enlace (o sea la energía necesaria para disociar un
enlace) en el agua líquida es de solamente 4,5 k cal/mol-1 en comparación con las
110 kcal/mol-1 para los enlaces H − O .
2.- Los enlaces de hidrógeno son dirigidos debido a la ordenación característica de los
orbitales de enlace de los átomos de hidrógeno y oxígeno. Ejemplo:
H
O
O
H
O
H
H
O
3.- Los enlaces de hidrógeno poseen una longitud de enlace característica que depende
de la distribución electrónica en las moléculas implicadas. Los enlaces de hidrógeno
no se presentan solamente en el agua. Tienden a formarse entre cualquier átomo
electronegativo tal como: O2 , N 2 , F.
56
R
R
H
R'
N
C
C
O
R
C
H
O
H
O
H
H
N
H
O
H
H
Entre grupo hidróxilo
y el agua
C
C
R
O
O
H
Entre un grupo
carbonilo y el agua
Entre dos cadenas
peptídicas
Los enlaces de hidrógeno entre dos moléculas de soluto en un medio acuoso son muy
débiles, debido a que las moléculas de agua que los rodean compiten para formar enlaces de
hidrógeno con los solutos. Sin embargo, cuando existe cierto número de enlaces de
hidrógeno entre dos estructuras, la energía necesaria para separarlas es mucho mayor que la
de cada enlace de hidrógeno por separado. Este fenómeno se conoce con el nombre de
enlace de hidrógeno cooperativo y se presenta, de modo característico, en las proteínas y en
algunos ácidos nucleicos que pueden contener docenas e incluso centenares de enlaces de
hidrógeno cooperativos. Tales enlaces rinden estructuras que son muy estables en el agua.
Propiedades disolventes del agua: el agua es un gran disolvente debido a su naturaleza
dipolar. Cómo disuelve en el agua?
1.- Si se trata de compuestos de carácter iónico, se disuelven con facilidad en el agua.
Por ejemplo. NaCl : su red cristalina se mantiene unida mediante fuertes atracciones
electrostáticas entre iones positivos e iones negativos. Para separar a éstos unos de
otros, se necesita una energía considerable. El agua disuelve, no obstante, el NaCl
cristalizado, debido a la fuerte atracción entre los polos del agua y los iones Na + y
Cl − . Es tos iones forman iones hidratados, muy estables, superando la tendencia del
Na + y Cl − a atraerse mutuamente.
Este proceso también se ve favorecido por la tendencia del disolvente a oponerse a la
atracción entre los iones positivos y negativos; lo cual se expresa por la constante
dieléctrica D , definida por la siguiente relación:
F=
e1 e2
D r2
F = fuerza de atracción entre iones de carga opuesta.
e1 / e2 = carga de los iones 1 2
r = distancia entre los iones
57
Constante dieléctrica de algunos líquidos
Agua
Metanol
Etanol
Acetona
Benceno
Hexano
80
33
24
21.4
2.3
1.9
Como puede verse en la tabla el agua posee una constante dieléctrica muy elevada y
la correspondiente al benceno muy pequeña. Al ser baja la constante dieléctrica o sea
la atracción entre los iones, favorece la hidratación de los mismos y que la red
cristalina se rompa.
2.- Existe otra clase de sustancias que se disuelven en el agua con facilidad a pesar de
tratarse de compuestos no iónicos, pero de carácter polar. Ej. Azúcares, alcoholes
sencillos, aldehídos y cetonas.
Su solubilidad se debe a la tendencia de las moléculas de agua a establecer enlaces
de hidrógeno con grupos funcionales polares, por ej. los grupos hidróxilo de los
azúcares y alcoholes y el átomo de oxígeno del grupo carbonilo de aldehídos y
cetonas.
Interacciones hidrofóbicas
Existen compuestos que contienen simultáneamente grupos hidrofóbicos y grupos polares
fuertes. Dichos compuestos se denominan anfipáticos. El agua también los dispersa
formando micelas. Este tipo de "solubilización" resulta posible por el establecimiento de
enlaces de hidrógeno, que en este caso no se establecen entre las moléculas del soluto y del
solvente, sino entre las moléculas del disolvente. Las biomoléculas anfipáticas más corrientes
que tienden a formar micelas son ácidos grasos y lípidos polares. Veamos un ejemplo: un
ácido graso de cadena larga como el oleato de sodio (18 átomos de carbono).
O
C
Na
+
Oleato de sodio
O
Debido a su larga cadena hidrocarbonada tiene poca tendencia a disolverse en agua, como
disolución molecular. Sin embargo, si se dispersa cuando forma micelas, en la cual los
grupos carboxilos cargados negativamente se hallan expuestos a la fase acuosa y los grupos
no polares permanecen ocultos dentro de la estructura micelar.
Na O
O
C
cabeza
CH2
CH2
CH2
cadena
CH2
CH2
58
Cada micela posee una carga negativa neta y permanece en suspensión debido a su mutua
repulsión. Además, se forman porque el agua tiene más afinidad por sus propias estructuras
que por las no polares. En el interior de las micelas existen fuerzas de atracción adicionales
entre las estructuras hidrocarbonadas adyacentes, que se denomina interacción hidrofóbica.
Efecto de los solutos sobre la estructura del agua: La presencia de un soluto iónico (como
el NaCl ), origina un cambio en la estructura del agua, debido a que cada uno de los iones
Na + y Cl − se halla rodeado de una capa de dipolos del agua. Los iones hidratados poseen
geometría algo diferente de las agrupaciones de moléculas de agua unidas por medio de
enlace hidrógeno. Es decir que las sales "rompen" la estructura del agua.
El efecto de un soluto sobre el disolvente se manifiesta en un conjunto de propiedades
llamadas propiedades coligativas. Estas dependen del número de partículas del soluto por
unidad de volumen del disolvente. Los solutos producen en el disolvente:
a. Descenso del punto de congelación
b. Elevación del punto de ebullición
c. Disminución de la presión de vapor.
Ionización del Agua: Debido a la pequeña masa del átomo de hidrógeno y que su único
electrón está fuertemente retenido por el átomo de oxígeno, hay una tendencia limitada del
átomo de hidrógeno para:
a). disociarse, del átomo de oxígeno al que se halla unido correlativamente en una
molécula de agua;
b). para "soltar" al átomo de oxígeno de la molécula de agua adyacente a la cual se
halla unida por enlace de hidrógeno.
En esta reacción se producen dos iones, el ión hidronio ( H 3 O + ) y el ión hidróxilo ( OH − ).
H3O +
2 H2O
OH -
+
H
H
O
H
O
+
H
H
OH
+
-
H
O
H
Por convención la ionización del agua se escribe como sigue:
H2O
H
+
+
OH
-
Aunque en el agua no existen protones desnudos, el propio ión hidronio ( H 3 O + ) se halla
hidratado mediante el establecimiento de más enlaces de hidrógeno y formando el ión H 9 O + .
H
H
O
H
H
+
O
H
O
H
H
O
H
H
59
TRABAJO PRACTICO Nº 3: pH
I.
Objetivos
a). Llegar en forma práctica al concepto de pH.
b). Determinar el pH mediante el uso de indicadores.
c). Afianzar los conocimientos adquiridos mediante problemas.
II. Parte experimental
CONCEPTOS PRELIMINARES
Electrólitos: son sustancias que en solución (o fundidas) conducen la corriente eléctrica con
transporte de materia. Tienen la virtud de disociarse en iones, partículas con carga eléctrica
que surgen como consecuencia de un desplazamiento electrónico. Por ejemplo, el cloruro de
potasio es un electrolito cuya disociación en iones puede representarse por la siguiente
ecuación:
Cl
Cl K
-
+
K
+
El ión cloruro ( Cl − ) tiene carga negativa, es un anión (migra hacia el ánodo en un campo
eléctrico) y el ión potasio ( K + ), de carga positiva, es un catión (migra hacia el cátodo).
Cuando un electrolito se disuelve en agua, sus moléculas se disocian en iones. A su vez, los
iones formados pueden mostrar tendencia a recombinarse para originar de nuevo moléculas
enteras. Supongamos una sustancia AB que se disocie en iones A − y B + . De acuerdo a lo
expresado, el proceso puede representarse como una reacción reversible:
AB
1
2
A-
+
B
+
La reacción 1, indicada por la flecha hacia la derecha, se llamará reacción directa, la reacción
2, en el sentido de la flecha hacia la izquierda, será la reacción inversa. Llega un momento en
el cual ambas reacciones alcanzan igual velocidad y la reacción llega a un estado de
equilibrio. Este equilibrio es dinámico, es decir, la cantidad de AB que se disocia es igual a la
que se reconstituye por unión de los iones. En otros términos, en estado de equilibrio la
concentración de moléculas sin disociar y las de los iones permanecen constantes.
Como en toda reacción química, la velocidad con que transcurre una reacción de ionización
es expresada por la ley de acción de las masas (Gulberg y Waage): "La velocidad de una
reacción es proporcional a la concentración de las sustancias reaccionantes". De acuerdo a
esto, la velocidad ( V1 ) con que transcurre la disociación la reacción será:
V1 = K1 [AB]
donde:
K 1 : valor constante, característico para cada electrolito a temperatura determinada.
AB : concentración de AB. En general, la concentración de una sustancia se denota
escribiendo su fórmula o símbolo químico entre corchetes.
Para la reacción inversa, la velocidad ( V2 ) con la cual A y B se asocian, será:
[ ][ ]
V2 = K 2 A − B+
60
Cuando se alcanza el equilibrio las velocidades de ambas reacciones se hacen iguales, es
decir V1 = V2 y, por lo tanto:
[ ][ ]
K 1 [AB] = K 2 A − B +
de donde:
[ ][ ]
K1 A − B +
=
K2
[AB]
K1
es un cociente entre dos constantes, por lo tanto es constante.
K2
En el caso particular de una reacción de ionización como la que consideramos, la constante
de equilibrio se denomina constante de disociación ( K dis ). De acuerdo al valor de su
constante de disociación, los electrólitos pueden dividirse en dos grupos: fuertes y débiles.
1.- Electrólitos fuertes: al disolverse se disocian en alto grado. Su constante de
disociación tendrá un valor grande, pues es muy pequeña la tendencia de sus iones
a reconstituir las moléculas enteras. Cuanto mayor sea el valor de su K dis más
fuerte será el electrolito. Pertenecen a este grupo ciertos ácidos inorgánicos ( ClH ,
BrH , IH , NO 3 H , SO 4 H 2 ,….), los hidróxidos alcalinos y alcalinotérreos y la
mayoría de las sales inorgánicas. Su disociación en solución acuosa es virtualmente
completa y puede considerarse que todas sus moléculas están ionizadas. Por esta
razón la concentración de los iones se puede calcular a partir de la concentración
molecular de la solución. Por ejemplo, una solución 0,01 M de ClK tendrá una
concentración prácticamente nula de moléculas sin disociar; todo el ClK presente en
la solución se habrá ionizado en cloruro y catión potasio según la reacción que
dimos al comienzo. Como en la disociación se originan cantidades iguales de ambos
iones, sus concentraciones serán idénticas y corresponderán a la concentración
inicial de la sal.
−
+
−2
[Cl ] = [K ] = 0,01 M = 10
M
En una solución 0,1 M de nitrato de calcio, las concentraciones iónicas serán:
2 NO3-
(NO3)2 Ca
+
Ca
++
[NO3-] = 2 x 0,1 M = 2 x 10-1 M
[Ca++] = 0,1 M = 10-1 M
2.- Electrólitos débiles: Se encuentran sólo parcialmente ionizados y su constante de
disociación tiene valores muy pequeños. Cuanto menor sea K dis más débil será el
electrolito. A este grupo pertenecen algunos ácidos inorgánicos (carbónico,
sulfuroso, fosfórico...) los hidróxilos de metales divalentes (Zn, Cd, Hg,...) y el de
amonio, todas las bases orgánicas y la mayoría de los ácidos orgánicos. En las
soluciones de electrólitos débiles se encuentran simultáneamente iones y moléculas
enteras en gran proporción. El agua pura puede considerarse como un electrolito
sumamente débil cuya disociación puede representarse:
H2O
H
+
+
OH
-
61
En realidad, la disociación sería 2 H 2 O = H 3 O − . El ión H 3 O + se denomina ión
hidronio. Pero a los fines prácticos, la ecuación arriba anotada resulta más simple de
manejar y será la que utilizaremos en lo sucesivo. La constante de disociación del
agua será entonces:
[H ][OH ]
=
+
K dis
Un litro de agua pura contiene
(
)
−
[H 2O]
1000
moles de agua, de los cuales. sólo
18
1
10 −7 están disociados. Puede calcularse que de cada 555 millones de
10000000
moléculas de agua, una sola está disociada. Estos datos corresponden a una
temperatura de 25º C. La constante de disociación del agua tiene entonces un valor
muy reducido. Cuando un electrolito puede originar más de dos iones, la disociación
ocurre en varias etapas y para cada una de ellas existe una constante de
disociación. Ej.: Acido fosfórico
1. PO4H3
PO4H2-
+
H+
2. PO4H2
PO4H-
+
H+
3. PO4H-
PO4-
+
H+
ACIDOS Y BASES
Según Arrhenius, ácidos son aquellas sustancias que en solución acuosa liberan iones
hidrógeno ( H + ). Bases son los compuestos. que liberan iones oxhidrilos ( OH − ). Ejemplos:
Cl
ClH
SO 4H2
SO 4H
-
+
H
+
Ca (OH)
+
+
-
y
H
+
SO 4H
Na
OH
+
y
NaOH
Ca (OH)2
-
+
-
SO 4
OH
+
Ca (OH)
+
-
+
+
H
+
OH
-
Ca
++
-
Como la anterior definición no puede aplicarse a todos los casos, Bronsted y Lowry
propusieron ampliar el concepto definiendo como ácido a toda sustancia capaz de liberar
protones (iones hidrógeno) y como bases a los compuestos que aceptan protones. Ej. el
amoníaco se comporta como base pues puede aceptar un protón:
NH3
+
H
+
+
NH4
Posteriormente Lewis desarrolló úna teoría más general de acuerdo a la cual un ácido es
toda molécula, radical o ión que posea una configuración incompleta y que para completar
esa estructura puede aceptar uno o varios pares de electrones. El ClH es un ácido porque
origina un ión hidrógeno que tiene incompleta su estructura electrónica y puede unirse a una
62
base ( NH 3 ) para completarla. Una base es toda molécula, radical o ión capaz de ceder uno o
varios pares de electrones.
Concepto de pH
De acuerdo a lo expuesto anteriormente, el agua se comporta como un electrolito muy débil
cuya constante de disociación está dada por:
[H ][OH ]
=
+
K dis
−
[H 2 O]
El valor del denominador [H 2 O] es extraordinariamente grande con relación a la magnitud de
[H ] y [OH ] y prácticamente puede considerarse constante. En consecuencia, la ecuación
+
−
anterior se puede expresar:
+
-
Kagua = [H ] [OH ]
Para el agua pura a 25º C, [H+] = [ OH − ] = 1/10.000.000 = 10 −7 ,
por lo tanto, Kagua = [H+] [ OH − ] = 10 −7 x 10 −7 = 10 −14
El agua pura contiene tantos iones hidrógeno como iones oxhidrilos, por lo tanto, es neutra.
Si al agua le agregamos un ácido, es decir, una sustancia que libere hidrogeniones,
aumentará de inmediato la [H+] y para que el producto [H+] [ OH − ] se mantenga constante
(Kagua = 10 −14 ), debe disminuir [ OH − ] proporcionalmente. Así, si los hidrogeniones alcanzan
un valor de 10 −4 (ión gramo por litro), los oxhidriliones deberán reducirse a 10 −10 para
mantener Kagua = 10 −4 x 10 −10 = 10 −14 .
Serensen estableció una notación que simplifica la expresión numérica de las
concentraciones de hidrógeno en una solución. En el agua pura, [H+] = 1/10.000.000 = 10 −7 .
Tomando logaritmo decimal de cada miembro de esta igualdad:
log [H+] = log 10 −7 = -7
ó
-log [H+] = 7
La expresión logarítmica de la concentración de hidrogeniones da cifras con las cuales
resulta más fácil trabajar e indujo a Serensen a proponer la notación pH.
Se entiende por pH el logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones.
pH = -log [H+]
Para el agua pura a 25º C, pH -7 que es el pH correspondiente a la neutralidad. Una
disolución ácida tiene una [H+] mayor de 10 −7 y su pH será menor de 7 (como se trata de
exponentes negativos, cuando la [H+] aumenta, el valor del pH disminuye. El pH será mayor
de 7 en soluciones básicas. El valor del pH puede variar de 0 a 14.
Una solución 0,1 N de ClH que se disocia en forma prácticamente completa tendrá 0,1
átomos gramo de H por litro. [H+] será igual a 0,1 y su pH -log [H+] = 1. Una solución 0,1 N de
NaOH tiene una concentración de 0,1 iones gramo de OH por litro ( 10 −1 ) y, en consecuencia,
[H+] será 10 −13 (Kagua = 10 −13 x 10 −1 = 10 −14 ) y el pH será 13.
63
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O "BUFFERS"
Se llama soluciones buffers o amortiguadoras a aquellas que resisten cambios en la
concentración de iones hidrógeno y por lo tanto en el pH cuando se les agrega una cantidad
apreciable de un ácido o una base. En otros términos, frenan las desviaciones bruscas de pH
que un ácido o una base producirían en el medio.
En general, una solución buffers es una mezcla de un electrolito débil y una sal del mismo
que actúa como electrolito fuerte. De acuerdo a su composición, puede clasificarse en tres
grupos:
1.- Mezcla de un ácido débil y su sal (ej.: ácido acético y acetato de sodio).
2.- Mezcla de una base débil y su sal (ej.: amoníaco y cloruro de amonio)
3.- Mezcla de sales de un ácido polivalente (ej.: fosfato diácido monosódico y fosfato
monoácido disódico).
El mecanismo de la acción amortiguadora de estas soluciones depende del equilibrio entre
las moléculas del electrolito débil y sus iones.
En una mezcla reguladora constituida por ácido acético (acH) y acetato de sodio (AcNa), el
ácido acético es un electrolito débil que se disocia parcialmente.
AcH
Ac
-
H
+
+
(1)
y su constante de ionización es:
Ki =
[Ac ][H ] = 1,8 x 10
−
+
−5
(2)
AcH
El acetato de sodio es un electrolito fuerte y está totalmente disociado:
AcNa
Ac
-
+
Na
+
y por ende:
[Ac ] = [AcNa] = [sal]
−
La sal hace disminuir la disociación del ácido acético pues provee el ión acetato, común a
ambos componentes de la mezcla, que desplaza la reacción (1) hacia la izquierda. En la
mayoría de los casos esta disminución de la ionización es tan marcada que puede
considerarse a todo el ácido en forma de moléculas no disociadas. Por consiguiente, en la
ecuación (2) se puede reemplazar Ac − = sal y AcH = ácido .
Ki =
[sal][H + ]
= 1,8 x 10 −5
[ácido]
despejando H+ :
[H ] = ácido K
+
sal
i
y tomando logaritmos:
log[H + ] = log[ácido] + log K i + log[sal]
64
si se multiplican ambos miembros de la ecuación por -1 y se reordena la ecuación:
− log[H + ] = − log [ácido] − log K i + log [sal] = log
[sal]
[ácido]
− log K i
Esta es la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que permite calcular el pH de un buffers
teniendo en cuenta la concentración de sus componentes.
Cuando a un buffer de ácido acético-acetato de sodio se le adiciona un ácido fuerte (por ej.
ClH), el ión acetato proveniente de la sal captura los protones y se convierte en ácido acético,
poco disociado; de este modo, el efecto de un ácido fuerte ha sido amortiguado por la sal que
se convierte en un electrolito ácido poco ionizado.
Por el contrario, si se adiciona una base, el componente ácido de la mezcla (acH) impide el
cambio de pH neutralizándolo para formar acetato de sodio:
Ach
+
H2O
OHNa
AcNa
+
Si la concentración de sal es muy superior a la de su componente ácido, un buffer podrá
amortiguar adecuadamente cuando se agrega un ácido pero será deficiente para neutralizar
una base. Por el contrario, si predomina la concentración de ácido sobre la de sal, la mezcla
reguladora actúa preferentemente cuando se agrega un álcali. En el ejemplo que
consideramos, la mayor capacidad amortiguadora se consigue cuando ácido = sal pues en tal
caso existe la misma tendencia a neutralizar el efecto de un ácido como el de una base. De
acuerdo a la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se tendrá entonces:
pH = pK i + log
[sal]
[ácido]
= pK i + log 1 = pK i
Por lo tanto, el mayor poder amortiguador (frente a ácidos y bases)de un buffer compuesto
por un ácido débil y la sal correspondiente se alcanza cuando el pH de la mezcla es
numéricamente igual al pK i del ácido. En general, no se recomienda preparar buffers cuyos
pH se encuentran más de dos unidades fuera del pK i del electrolito débil.
DETERMINACION COLORIMETRICA DEL pH. INDICADORES
El pH de una solución se puede determinar de varias maneras. Uno de los métodos utilizados
es el colorimétrico, basado en el uso de indicadores ácido-base, sustancias que
experimentan cambios de color (viraje) dentro de determinados límites de pH. El color
desarrollado por la sustancia problema con algunos de estos indicadores es comparado con
el que producen soluciones de pH conocido (generalmente buffers). El pH del problema
corresponderá al de la solución de referencia que produzca el mismo color.
Como el pH puede variar entre 0 y 14 y los indicadores son útiles dentro de límites más
restringidos, se suelen preparar indicadores universales combinando varios de ellos de modo
de abarcar un rango más amplio. Con esta mezcla de indicadores se puede determinar el pH
de una solución con una precisión de una unidad. Una vez que el pH del problema se ha
localizado en forma aproximada, se repite la experiencia utilizando el indicador que
particularmente sea útil al pH que se desea estimar.
Desde el punto de vista químico los indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles cuya
forma disociada posee un color diferente al de la forma no disociada. Si simbolizamos a un
indicador como InH, su ionización será:
InH
(color A)
-
In
(color B)
+
H
+
65
Si este indicador se coloca en una solución ácida, el exceso de protones existentes en el
medio hará que la reacción marche hacia la izquierda de la ecuación y que la mayor parte del
indicador se encuentre como moléculas sin disociar. En un medio alcalino, en cambio,
predominará la forma ionizada (color B). Los límites de pH entre los cuales un indicador
puede cambiar de color se denomina zona de viraje.
INDICADORES UTILES Y SUS CARACTERISTICAS (Tomado de Glanstone)
Color
Indicador
Acido
Alcalino
pK in
Límites de
pH
Azul de timol
Rojo
Amarillo
1,51
1,2 - 2,8
Azul de bromofenol
Amarillo
Azul
3,98
3,0 - 4,6
Rojo de clorofenol
Amarillo
Rojo
5,98
4,8 - 6,4
Azul de bromotimol
Amarillo
Azul
7,0
6,0 - 7,6
Rojo de crexol
Amarillo
Rojo
8,3
7,2 - 8,8
Azul de timol (2º intervalo)
Amarillo
Púrpura
8,9
8,0 - 9,6
Anaranjado de metilo
Rojo
Amarillo
3,7
3,1 - 4,4
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
5,1
4,2 - 6,3
Fenolftale/na
Incoloro
Rojo
9,4
8,3 -10,0
ACIDEZ REAL, POTENCIAL Y TOTAL
El pH indica la concentración de hidrogeniones libres que realmente existen en el momento
del examen, corresponde a lo que se llama acidez real o actual. En un ácido débil, gran parte
de las moléculas permanecen disociar y el hidrógeno sustituible de esa porción no ionizada
recibe el nombre de acidez potencial. La suma de la acidez real y la potencial constituye la
acidez total.
PARTE EXPERIMENTAL
1.- Titulación de una solución que contiene un ácido débil y un ácido fuerte
Cuando se agrega un álcali a un ácido, el pH asciende a medida que el ácido va siendo
neutralizado. Tratándose de un ácido fuerte, cuando el pH se lleva a alrededor de 3,5 la
mayor parte ya se encuentra neutralizada. Para un ácido débil, la reacción con el álcali se
inicia a pH más alto y sólo al llegar a 9,0 se produce la neutralización. Este fenómeno
permite determinar la concentración de los ácidos en una solución que posea dos, uno
fuerte y otro débil. Para ello se titula usando dos indicadores, uno que vire en la zona de
pH 3,5 y otro que vire alrededor de pH 9,0. Este tipo de procedimiento se utiliza en la
valoración de la acidez del jugo gástrico, en el cual existe normalmente un ácido fuerte
(ClH) y en ciertas condiciones algunos ácidos débiles (ácido láctico, ácido acético, etc.).
La acidez correspondiente al ClH (acidez real) se titula empleando como indicador
dimetilazobenceno cuya zona de viraje se encuentra entre pH 2,9 (rojo) y pH 4,0
(amarillo) mientras que la acidez correspondiente al ácido láctico (acidez potencial), se
valora frente a la fenolftaleína con una zona de viraje entre pH 8,3 (incoloro) y pH 10,0
(rojo).
Técnica. Coloque en un frasco Erlenmeyer de 125 ml, 10 ml de jugo gástrico filtrado y 20
ml de agua destilada. Añada dos gotas de dimetilazobenceno y desde una bureta
enrasada en cero deje escurrir gota a gota OHNa 0,1 N hasta que el líquido del
66
Erlenmeyer tome color anaranjado rojizo. El volumen gastado corresponde a la acidez
real. Para apreciar mejor el viraje del indicador, conviene preparar un control de jugo
gástrico con dimetilazobenceno. A continuación agregue dos gotas de fenolftaleína y
continúe la adición de OHNa hasta que la solución tome un color rosado que se mantenga
por lo menos 20 segundos. El volumen gastado a partir de la primera titulación
corresponde a la acidez potencial. A partir de los resultados obtenidos, calcule acidez
real, potencial y total. Suponiendo que la acidez potencial en jugo gástrico esté
representada sólo por ácido láctico, calcule su concentración en gramos por litros de jugo
gástrico. En cinco tubos de ensayo limpios y secos coloque los volúmenes de ácido
acético y acetato de sodio. (ambos 0,2 N) que se indican en la siguiente Tabla. Complete
hasta 10 ml en todos los tubos con agua destilada.
ACIDO ACETICO
ACETATO DE SODIO
pH CALCULADO
4,4 ml
0,6 ml
3,8 ml
3,7 ml
1,3 ml
4,2 ml
2,5 ml
2,5 ml
4,6 ml
1,5 ml
3,5 ml
5,0 ml
0,9 ml
4,1 ml
5,4 ml
Compruebe mediante papel indicador (papeles que llevan impregnado un indicador) el pH
de las mezclas preparadas. Divida el contenido de cada tubo en dos porciones de igual
volumen (aproximadamente 5 ml). En otros dos tubos coloque unos 5 ml de agua
destilada. Realice ahora las siguientes operaciones:
- A la primera serie de seis tubos (5 con las distintas mezclas buffers y uno con
agua) agregue 1 ml de ClH 0,1 N; a la segunda serie añada 1 ml de OHNa 0,1 N.
Mediante los mismos papeles indicadores calcule nuevamente los pH de las
soluciones.
- Determine la modificación del pH para cada tubo después del agregado del ácido
y de la base. Explique los resultados.
2.- Curva de titulación de un ácido. Determinación del pk.
Una curva de titulación es la gráfica que resulta de representar el pH de una solución
frente a las cantidades de sustancia neutralizante empleada. Si la solución que se titula es
un ácido, estas cantidades corresponden a los equivalentes, o si se prefiere, a los ml del
álcali adicionado (generalmente OHNa).
Cuando el ácido es débil, la adición de álcali va originando un buffer (mezcla del ácido
que aún no ha sido neutralizado y la sal que se ha formado). Por ejemplo, si el ácido es el
acético, la adición de OHNa va originando acetato de sodio. La mezcla ácido acéticoacetato de sodio constituye un buffer cuyo pH depender de la relación entre el ácido y la
sal, de acuerdo con la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
En resumen, el método consiste en agregar a la solución de un ácido débil el álcali
elegido hasta que el pH de la solución alcanza un valor determinado (medido
colorimétricamente por comparación con patrones de pH conocido), en ese momento se
determina el volumen de OHNa empleado y se representa el punto correspondiente en un
sistema de coordenadas.
Técnica. Coloque en un tubo de ensayo 10 ml de ácido acético 0,1 N. Agregue unas
gotas de indicador universal de Bogen y agitando continuamente agregue desde una
bureta OHNa 0,1 N hasta que el color de la solución se iguale al patrón de pH 3,0. Anote
el volumen de OHNa gastado hasta alcanzar ese pH. Continúe la titulación hasta que se
llegue a los pH 4,0; 5,0; 6,0; 7,0 y 8,0 por comparación con el correspondiente patrón.
Anote los volúmenes de OHNa gastados en cada caso. Represente estos resultados en
papel milimetrado, colocando en ordenadas los volúmenes de OHNa 0,1 N y en la abcisa
67
los pH.
De acuerdo a la ecuación de Henderson-Hasselbalch, cuando la relación sal/ácido = 1, el
pH es igual al pK i . La concentración de ácido (ácido acético) será igual a la de la sal
(acetato de sodio) cuando la mitad del ácido se haya neutralizado, lo que corresponde a
la mitad del volumen de OHNa gastado en la titulación. Para determinar gráficamente el
pK trace una paralela al eje de las abcisas a partir del punto medio de la neutralización.
Desde el punto en que esta línea corta la curva de titulación, descienda una vertical sobre
el eje de abcisas. El punto de intersección corresponde al pK i del ácido. Compare sus
resultados con el valor aceptado del pK i del ácido acético que es 4,74.
Confeccione una tabla con los siguientes datos:
pH medido
Volumen de OHNa
agregado
AcH remanente
AcNa
AcH/AcNa
1.- El pH y el volumen de OHNa 0,1 N que se han gastado se conocen del experimento
anterior.
2.- La concentración de AcH remanente se calcula teniendo en cuenta la fracción que no
ha sido neutralizada y el volumen total de la solución. Por ejemplo: En el tubo en donde
se realizó la titulación se agregó 10 ml de AcH 0,1 N, o sea 1 miliequivalente de ácido.
Después de agregar 5,0 ml de OHNa 0,1 N quedarán libres 5 ml de ácido acético
(porque soluciones de igual normalidad se equivalen volumen a volumen) no
neutralizados, o sea 0,5 miliequivalentes. Esta cantidad estará disuelta en 15 ml de
solución (10 ml iniciales más los 5 ml agregados). Por cada litro de solución existirán:
0,5 x 1000
= 33 miliequivalentes = 0,033 equivalentes
15
Por consiguiente, la concentración de ácido acético en ese instante será 0,033 N.
3.- Al agregar los 5 ml de OHNa 0,1 N, el AcH ha sido en parte neutralizado: 0,5
miliequivalentes quedan libres y él resto (0,5 mEq) se han convertido en sal (acetato de
sodio). La cantidad de sal por litro será:
0,5 x 1000
= 33 miliequivalentes
15
igual a 0,033 equivalentes. La concentración de acetato será 0,033N.
4.- La relación AcH/AcNa es 0,033/0,033 = 1 y como log 1 = 0; pH = pK i . Para cualquier
otro valor, aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se puede calcular el pK i
del ácido acético. Valor aceptado para el pK i de ácido acético = 4,74. ¿Cuál será la
constante de ionización del ácido acético? ¿Es un ácido débil?.
PROBLEMAS
Tipo I. Calcule el pH de una solución acuosa 0,001 M de NO 3 H .
Solución. Como el ácido nítrico es un electrolito fuerte, se encontrara totalmente disociado
en sus iones:
NO3H
NO3
-
+
H
+
virtualmente no existirán moléculas del ácido sin ionizar. La concentración de los
iones será:
68
[NO ] = [H ] = 0,001 M = 10 M
Como pH = − log[H ], se tendrá:
log(10 ) = −3 x log 10 = −3
−
3
+
−3
+
−3
entonces:
− log(10 −3 ) = pH = 3
Tipo II. ¿Cuál es el pH de una solución 0,0001 M de OHK?
Solución. Como el OHK es un electrolito fuerte, se tendrá:
[OH ] = [K ] = [OHK] = 0,0001 M = 10
−
+
−4
M
Teniendo en cuenta que K agua = H + OH − = 10 −14 :
[H ] =
+
de donde:
K agua
[OH ]
−
=
10 −14
= 10 −10
−4
10
pH = − log[H + ] = − log(10 −10 ) = 10
III. Informe
Realice un informe de las experiencias realizadas durante el trabajo práctico.
IV. Bibliografía
Blanco, guías de Trabajos Prácticos de Química Biológica - Córdoba - 1972.
69
TEMA VII. HIDRATOS DE CARBONO
Nomenclatura. Características generales y clasificación. Monosacáridos estereoisomería,
mutarrotacion, derivados más importantes. Disacáridos. Trisacáridos. Identificación y análisis
de monosacáridos y oligosacáridos. Polisacáridos de almacenamiento y estructurales.
-----------------------------------Los carbohidratos o sacáridos son polialcoholes aldehídos o cetonas, cuya fórmula específica
es (CH 2 O ) n , donde n es igual a tres o número más grande.
Se los puede clasificar en monosacáridos, oligosacáridos y polisacáridos.
Los monosacáridos tienen una sola unidad de polialcohol aldehído o cetona. El monosacárido
más abundante es el azúcar de seis átomos de carbono; la glucosa, del cual derivan todos
los otros. Es la molécula combustible más importante para la mayoría de los organismos.
Los oligosacáridos contienen de dos a diez unidades de monosacáridos.
Los polisacáridos contienen cadenas muy largas de monosacáridos, que pueden ser lineales
o ramificadas.
Monosacáridos: El esqueleto de carbono de los monosacáridos es lineal, cada átomo de
carbono tienen un grupo OH (oxidrilo) menos uno de ellos que tienen un grupo carbonilo ese
grupo si está al final de la cadena; es aldehído y se denomina al monosacárido aldosa, si está
en cualquier otra posición es una cetona, y se denomina, al monosacárido cetosa.
Con respecto a la numeración de los carbonos, en las aldosas se llama carbono uno al
aldehído, corresponde al carbono terminal vecino al grupo cetona, en ese caso el carbono de
la cetona será el número dos.
O
1.
C
2.
HCHO
3.
CH2
H
OH
Gliceraldehído
aldosa
1.
CH2
OH
2.
C
O
3.
CH2
OH
Dihidroxiacetona
cetosa
Los monosacáridos más simples son los tres átomos de carbono, llamados triosas. Ej.:
gliceraldehído y dihidroxiacetona. El primero es urna aldotriosa y el segundo cetotriosa.
Agregando grupos de alcohol secundario a las triosas, tendremos tetrosas, pentosas,
hexosas, etc. Cada una de ellas existen en las dos formas; aldopentosas y cetopentosas,
aldohexosas y cetohexosas, etc. Todos los monosacáridos son simples, cristalinos, blancos,
solubles en agua e insolubles en: solventes no polares.
Ejemplos:
Triosas:
O
C
CH2 OH
H
O
CHOH
C
CH2 OH
CH2 OH
Gliceraldehído
Dihidroxiacetona
70
Terrosas:
O
CH2 OH
C
H
C
HO CH
O
HCOH
HC HO
CH2 OH
CH2 OH
Treosa
Eritrulosa
Pentosas:
O
C
H
HC OH
C
HCOH
CH2
OH
Xilosa
CH2 OH
H
H
O
C
HO CH
HC OH
OH CH
O
O
C
HC OH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
CH2
OH
Ribosa
OH
CH2 OH
Arabinosa
Ribulosa
CH2
Hexosas:
O
C
H
HCOH
OHCH
HO CH
HCOH
HCOH
HCOH
Glucosa
H
HO CH
HCOH
CH2 OH
O
O
C
CH2 OH
Manosa
C
H
HCOH
HO CH
HOCH
HCOH
CH2 OH
Galactosa
CH2 OH
C
O
HOCH
HCOH
HCOH
CH2 OH
Fructosa
Mutarrotación: es el fenómeno que presentan aquellas sustancias que al disolverlas en agua
varían con el tiempo su poder rotatorio específico. Se explica este fenómeno ya que los
compuestos se ciclan en soluciones acuosas. En esta disposición estructural se observa que
aparece un carbono asimétrico. La fórmula de proyección de Haworth es usada para indicar
la configuración en el espacio de los anillos. Por convención los grupos atómicos que en la
forma lineal irían a la derecha se representan hacia abajo, y los que irían a la izquierda se
representan hacia arriba.
71
Ejemplo: la glucosa
H
C
O
HCOH
HOCH
HCOH
HCOH
CH2 OH
HO
H
OH
H
C
C
CH2
HCOH
HO CH
HCOH
HO CH
O
HCOH
HCOH
HC
HC
CH3
HC
CH
HC
CH
O
O
CH3
β - Glucopiranosa
α - Glucopiranosa
Anillo de Haworth
CH2 OH
CH2 OH
O
H
OH
H
OH
H
H
H
HO
OH
H
H
O
H
OH
β - Glucopiranosa
H
OH
OH
H
OH
α - Glucopiranosa
La formación del anillo representa una reacción intracelular entre el grupo aldehído y uno de
los alcoholes, dando lugar a un hemiacetal en cuya formación no se libera agua. En química
orgánica si se libera H 2 O :
72
R
C
O
H O CH3
H
H O CH3
O CH3
R
HC
OCH3
+
H2O
Si el anillo formado engloba cinco átomos de carbono, se constituye una forma piranósica
(derivada de pirano). Esta forma se constituye por reacción del grupo oxidrilo alcohólico,
situado en el átomo de carbono aldehído. Pueden existir dos estereoisómeros denominados
alfa y beta. El primero presenta el oxidrilo del C1 a la derecha y el segundo el oxidrilo del C1
a la izquierda.
Los monosacáridos que poseen cinco o más átomos de carbono pueden formar anillos
estables. Por esta razón las triosas y tetrosas existen en solución en cadenas abiertas. Las
cetohexosas también existen en ciclos. En estos compuestos el grupo oxidrilo alcohólico
situado en el átomo de carbono 5 reacciona con el grupo carbonillo que se halla en el átomo
de carbono 2 y se forma un anillo de cinco miembros llamado furanosa (derivado de furano).
La glucosa se encuentra predominantemente en forma piranósica o glucopiranósica ya que
es más estable y la fructosa en forma furanósica o fructofuranósica.
Ejemplo: Fructosa
CH2 OH
C
O
HO CH
HCOH
HCOH
CH2 OH
HO
CH2 OH
HO H2C
C
OH
C
HO CH
HC
CH
HC
CH
HO CH
O
O
HC OH
HC OH
HC
HC
CH2 OH
β − Fructofuranosa
O
H2C OH
α − Fructofuranosa
73
Anillo de Haworth
O
O
OH
HO H2C
C
H
H
OH
C
OH
C
C
CH2 OH
H
OH
C
C
C
H
OH
H
OH
α − Fructofuranosa
HO H2C
CH2 OH
C
OH
CH2
C
HO CH
HCOH
C
H
β − Fructofuranosa
HO
CH2 OH
HO H2C
HO CH
O
HCOH
HC
HC
H
H
CH
HC
CH
O
HCOH
HCOH
HC
O
α − Fructopiranosa
β − Fructopiranosa
Anillo de Haworth
H
H
O
H
OH
H
H
CH2 OH
H
OH
HO
H
CH2 OH
HO
O
H
H
β − Fructopiranosa
OH
HO
OH
OH
H
α − Fructopiranosa
Acción de ácidos y bases sobre monosacáridos: Los monosacáridos son estables a
ácidos diluidos en caliente, pudiendo recuperarlos después de la hidrólisis de polisacáridos.
Los ácidos concentrados producen deshidratación de glúcidos dando en el caso de las
pentosas: furfurales y en el caso de las hexosas: hidroximetil furfurales (reacción de Molish).
74
O
O
C
O
C
H
C
C
HCOH
O
+
HC
HCOH
3 H2O
HC
+
O
OHCH
CH2 OH
H
C
H
HC
pentosa
H
HC OH
HC
HCOH
C
O
H
HC OH
C
HC OH
CH2 OH
furfural
+
HC
3 H2O
CH2 OH
5 - Hidroximetil
furfural
Hexosa:
glucosa
En presencia de álcalis se obtienen una interconversión de aldosas en cetosas. Se debe a
que se forman dienólisis entre carbono uno y carbono dos.
C
O
O
O
H
HCOH
C
H
C
O
C
HO CH
HO CH
HO CH
H
HO CH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
CH2 OH
CH2 OH
CH2 OH
Glucosa
Fructosa
Manosa
Cuando el medio se hace más alcalino se calienta más, se produce dienolización entre otras
parejas de carbono. El poder reductor de las aldosas y cetosas y de algunos disacáridos en
medio alcalino en caliente se emplea para reconocer azúcares. (reacción de Benedict). El
sulfato de cobre en presencia del glúcido reductor se transforma en oxido cuproso (en medio
alcalino).
Glicósidos: El carbono hemiacetálico de la aldosa o cetosa reacciona, con un alcohol
metálico para dar glicósido. La unión glicosídica se forma por la reacción de un monosacárido
con los grupos oxidrilos de otros compuestos para formar un polisacárido. Son glucósidos los
ácidos nucleicos, tó-nicos cardíacos, etc.
HO
O
H
C
C O
C
C
H
CH3OCH
HC OH
HO CH
HCOH
+ CH 3 O H
- H2O
HO CH
HC OH
HCOH
HC OH
HC
CH2 OH
Glucosa + Metanol
O
CH2 OH
metil - glicosido
75
Polialcoholes: Los monosacáridos pueden reducir su grupo aldehído o cetona al alcohol
correspondiente, bajo la acción de hidrógeno a presión y en presencia de amalgama de
sodio.
O
O
C
H
C
CH2 OH
HCOH
HCOH
HO CH
HO CH
H
CH2 OH
HOCH
HO CH
HO CH
HO CH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
CH2 OH
CH2 OH
Glucosa
Sorbitol
CH2 OH
CH2 OH
Manosa
Manitol
CH2 OH
CH2 OH
C
HCOH
CH2 OH
HOCH
O
HO CH
HO CH
HO CH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
CH2 OH
CH2 OH
CH2 OH
Manitol
Fructosa
Sorbitol
Ácidos azúcares: Las aldosas dan ácidos aldónicos bajo la acción de oxidantes débiles
como el agua de bromo, o solución alcalina de iodo. Ej.: glucosa ácido glucónico. En
presencia de oxidantes más fuertes: ácido nítrico, se oxida hasta carboxilo tanto el aldehído
como el alcohol primario; formando ácido sacárico. En el caso de la glucosa será ácido
glucosacárico. Puede suceder que solo se oxide el oxidrilo del carbono primario hasta
carboxilo dando ácidos urónicos. Ej.: glucosa ---- ácido glucurónicos
O
C
COOH
H
HCOH
HCOH
HO CH
oxidantes
HO CH
débiles
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
CH2 OH
Glucosa
CH2 OH
Ácido glucónico
76
O
O
C
H
C
COOH
H
HCOH
HCOH
HCOH
HO CH
oxidantes
fuertes
HCOH
HCOH
CH2 OH
Glucosa
HO CH
HO CH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
COOH
COOH
Ácido glucorónico
Ácido glucosacárico
Esteres: Son de importancia los ésteres fosfóricos que son intermedios en el metabolismo
glucídico. Ej.: glucosa 1 - fosfato; glucosa 6 - fosfato; fructosa 1 - 6 difosfato.
CH2OPO 3H2
HCOH
CH2OPO 3H2
O
C
HO CH
HO CH
HCOH
HCOH
HCOH
HCOH
CH2 OH
CH2OPO 3H2
Glucosa 1 fosfato
Fructosa 1 - 6 difosfato
Aminas: Las hexosas aminas resultan de sustituir un grupo alcohólico por un grupo amino
( NH 2 ). Los más importantes son las que resultan de sustituir el oxidrilo del carbono 2. Son la
glucosamina y la galactosamina. Son reductores.
O
C
H
HCNH2
HO CH
HCOH
HCOH
CH2 OH
Glucosamina
O
C
H
HCNH2
HO CH
HO CH
HCOH
CH2 OH
Galactosamina
77
Disacáridos: Son glúcidos formados por la unión de dos monosacáridos, Con pérdida de una
molécula de agua; esta unión se forma a expensas del grupo oxidrilo del aldehído o cetona
potencial de un monosacárido y de un oxidrilo de un grupo alcohólico secundario del otro. Ej.:
lactosa (galactosa + glucosa); sacarosa (glucosa + pentosa); maltosa (glucosa + glucosa).
Representación de Haworth de disacáridos
MALTOSA
α
CH2 OH
O
H
β
CH2 OH
H
O
H
OH
H
H
OH
H
H
OH
O
OH
H
OH
H
H
OH
LACTOSA
CH2 OH
CH2 OH
O
OH
β
H
OH
H
O
H
OH
H
O
OH
α
H
H
H
H
OH
H
OH
SACAROSA
CH2 OH
O
H
CH2OH
H
O
H
H
OH
H
H
OH
O
OH
H
OH
CH2 OH
OH
H
Todos tienen sabor dulce. Existe cierta relación entre el sabor y la configuración espacial. Se
ha observado que los derivados de la β glucosa son más amargos que los derivados de la α
glucosa.
Sacarosa: es el azúcar corriente, se la obtiene de la caña de azúcar y de la remolacha. No
tiene poder reductor porque la unión glicosídica se establece entre el carbono uno de la
glucosa donde está el grupo aldehído potencial (que es el reductor) y el carbono dos de la
fructosa con la cual quedan bloqueados los dos grupos reductores. Se describe como alfa
glucopiranosil -beta- fructofuranosa.
Lactosa: es el azúcar de la leche. Está formado por glucosa y lactosa y tiene poder reductor.
78
Maltosa: se encuentra en la malta soluble en agua, formada por dos moléculas de glucosa.
Tiene poder reductor.
Trisacáridos: son azúcares constituidos por tres moléculas de monosacáridos.
Rafinosa: es un trisacárido no reductor formado por fructosa, glucosa y galactosa. Se
encuentra en la melasa de la remolacha.
Polisacáridos: son azucares constituidos por grandes moléculas de monosacáridos; no son
reductores. No son dulces. Forman soluciones coloidales.
Almidón: está constituido por dos tipos de polisacáridos. La amilosa y la amilopectina, ambas
formadas por moléculas de glucosa, unidos en forma diferente.
La amilopectina: se forma por uniones de glucosa entre los carbonos 1-4, lo hace en forma
ramificada por uniones de carbono alfa 1-6. Es un alimento de reserva de los vegetales y es
la mayor fuente de hidratos de carbono en la alimentación del hombre.
La amilosa: está formada por cadenas largas de 200 a 500 moléculas de alfa glucosa unidas
por carbono 1-4. El almidón frente al iodo dá color azul
Punto de ramificación α 1-6 en la amilo pectina
O
O
O
1
4
O
O
O
CH2
6
O
O
O
O
O
cadena α 1-4
Glucógeno: se encuentra en el hígado y en el músculo como material de reserva, en menor
cantidad en todos los otros órganos. Es soluble en agua y frente al iodo dá color caoba. Por
hidrólisis con ácido dá glucosa. La estructura que forma al unirse es semejante a la
amilopectina pero ésta es más compacta.
Celulosa: es un polisacárido muy insoluble; forma parte de las paredes celulares de los
vegetales. Está formado por moléculas de beta-glucosa, contrariamente al almidón y al
glucógeno que lo están por alfa-glucosa; formado por largas cadenas de más de 1.000
unidades de glucosa asociada en manojos, que se retuercen sobre sí mismos y se agrupan
para formar la fibra de celulosa. No puede ser utilizada como alimento para el hombre porque
su tubo digestivo no tiene la enzima (celulosa) capaz de hidrolizarla. Es parte esencial de la
madera, del algodón y papel.
Agar-agar: se emplea corro soporte de medio de cultivo. También como laxante.
Quitina: forma el esqueleto de insectos y crustáceos .
Pectina: se encuentra en la pulpa de la fruta; con azúcar forma la jalea.
Mucopolisacáridos: son polisacáridos complejos. Pueden ser ácidos o neutros.
79
TRABAJO PRACTICO Nº 4
GLUCIDOS
I.
OBJETIVOS:
Al finalizar el trabajo práctico el alumno estará en condiciones de:
1.- Describir los fundamentos de los métodos para identificar los glúcidos.
2.- Identificar las propiedades organolépticas de los glúcidos a partir de las reacciones de
reconocimiento.
3.- Reconocer y diferenciar los distintos glúcidos mediante reacciones químicas.
4.- Identificar los distintos disacáridos que constituyen un polisacárido.
5.- Dibujar la fórmula de la D-glucosa, D-fructosa, D-galactosa, D-ribosa, maltosa, lactosa
y sacarosa.
6.- Reconocer que los glúcidos son parte de la estructura y material de reserva de los
vegetales y que constituyan uno de los tres grupos de alimentos energéticos de los
animales.
II. INTRODUCCION
A los glúcidos, hidratos de carbono o azúcares, se los clasifica basándose en el número y
naturaleza de las moléculas que se obtienen en su hidrólisis ácida. Así tenemos:
a). Monosacáridos o glúcidos simples: no hidrolizables y reductores. De acuerdo al
número de carbonos que tienen se denominan: triosas (de tres átomos) Ej.: aldehído
D-glicérico, dehidroxiacetona pentosas (de cinco átomos) Ej.: arabinosa, ribosa;
hexosas (de seis átomos) Ej.: glucosa, galactosa.
b). Oligosacáridos: algunos son reductores otros no. Por hidrólisis dan 2 a 10 moléculas
de monosacáridos. Los que tienen dos moléculas se llaman disacáridos. Ej.: lactosa
formada por glucosa y lactosa. Los que tienen tres moléculas se denominan
trisacáridos. Ej.: rafinosa formada por glucosa, fructosa y galactosa.
c). Polisacáridos o glicanos: por hidrólisis dan un número elevado de monosacáridos.
Tienen cadenas muy grandes que pueden ser lineales o ramificadas. Ej.: almidón,
glucógeno.
d). Glúcidos: por hidrólisis dan monosacáridos y otra sustancia. Ej. nucleósidos,
digitonina. El glucógeno desempeña una función de reserva en los tejidos animales.
Se encuentra acumulado en el hígado donde su concentración varía notablemente
con el estado de nutrición, luego en los músculos y en los tejidos. Por hidrólisis ácida
dá exclusivamente glucosa. El número de glucosa que forma el glucógeno es muy
elevado. El almidón se encuentra en los vegetales en forma de granos. Está formado
por dos polímeros de la glucosa: la amilosa y la amilopectina.
III. PARTE EXPERIMENTAL
Se obtendrá en este práctico un polisacárido animal y otro vegetal del tipo de los
homopolisacáridos. Son ellos respectivamente el glucógeno hepático y el almidón de papa.
Con el material preparado se efectuarán reacciones de reconocimiento.
a). Preparación del glucógeno hepático: El glucógeno puede ser extraído de los tejidos
animales aprovechando la propiedad de esa sustancia de ser resistente a los álcalis
concentrados (hidróxido de sodio y potasio) y de precipitar con alcohol.
Técnica: Anestesiar con éter sulfúrico el animal a utilizar (rata o ratón) y proceda a
abrir la cavidad abdominal. Extraiga el hígado y luego intensifique la anestesia hasta
lograr la muerte del animal. Tome un trozo de aproximadamente 3 gramos de tejido y
80
coloque lo dentro de un tubo de centrífuga graduado de 15 ml. de capacidad, que
contiene 4 ml. de hidróxido de potasio al 60% (esta solución no debe ser pipeteada
debido a su extrema causticidad). Caliente a continuación el tubo en un baño de agua
a ebullición agitando de vez en cuando con una varilla de vidrio hasta que el tejido
esté completamente digerido (20 a 30 minutos). Deje enfriar y agregue 2 volúmenes
de alcohol (etanol) al 95% aproximadamente 8 ml., agitando durante la adición.
Separe el glucógeno que precipita por centrifugación a 2000 r.p.m. durante 10
minutos. Descarte el sobrenadante y deje el tubo invertido sobre un papel de filtro
para que escurra. Después de unos minutos disuelva el sedimento en 4 ml. de agua
destilada y vuelva a precipitar agregando 4 ml. de alcohol. Centrifugue, decante y
redisuelva el sedimento de glucógeno en 4 ml. de agua destilada Debido al gran
tamaño de su molécula, el glucógeno forma un sistema coloidal y la solución tiene un
aspecto opalescente.
b). Obtención de almidón de papa: Los cereales y la papa son muy ricos en almidón
aproximadamente del 18 al 20% del peso de la papa, está representado por almidón
que se puede separar de otros componentes debido a su insolubilidad. Los gránulos
de almidón no sufren cambio alguno cuando son suspendidos en agua fría, pero por
calentamiento se hinchan y rompen, formando un gel opalescente y viscoso que se
conoce como engrudo de almidón.
Técnica: ralle una papa pelada con un rallador fino. Coloque el material obtenido en
una probeta de 100 ml. con tapa y agregue 3 volúmenes de agua. Tape el recipiente y
agite enérgicamente. Filtre a través de una gasa, lo que permitirá eliminar las
partículas gruesas. Recoja el filtrado en un vaso de precipitación (beacker) y deje
sedimentar espontáneamente. Deseche el líquido sobrenadante y suspenda el
sedimento en unos 80 ml. de agua destilada; deje en reposo unos 10 minutos y luego
decante el líquido con cuidado. Repita este lavado con agua dos veces más y
finalmente suspenda el sedimento en agua hasta un volumen final de 100 ml. Coloque
en un erlenmeyer de 125 ml unos 40 ml de la suspensión; hierva unos 5 minutos para
formar el engrudo de almidón y deje enfriar. Este material será utilizado para las
pruebas de caracterización.
c). Reacciones de reconocimiento: Se estudiarán la solución de glucógeno y el
engrudo de almidón preparados mediante las técnicas descriptas. En todo problema
analítico es conveniente seguir un orden racional que nos permita ir deduciendo la
naturaleza y constitución del material investigado. Se aconseja por ello efectuar las
reacciones en la siguiente secuencia:
1.- Reacción de Molisch: Identificación de glúcidos
La positividad de la reacción se debe a la formación furfural o sus derivados por
la acción deshidratante del ácido sulfúrico concentrado sobre los glúcidos. Este
producto reacciona con el alfa naftol dando compuestos coloreados.
O
C
H
C
H. O. H
C
H. O. H
C
H. O. H
C
H2 O. H
O
- 3 H 2O
H
O
C
C
C
C
H
H
C
H
Aldehído
Furfural
Pentosa
81
O
C
H
C
H. O. H
C
H. O. H
C
H. O. H
C
H. O. H
C
H2 O. H
O
- 3 H 2O
O
C
HO.H2C C
C
C
H
H
C
H
5-OH-metil furfural
Es una reacción general de identificación de glúcidos y resultará positiva con
cualquier problema que contenga hidratos de carbono. Coloque un ml de cada
solución problema en sendos tubos de ensayo y agregue dos o tres gotas de
reactiva de Molisch a cada tubo (ver composición al final del práctico). Mezcle
por agitación y agregue lentamente, haciendo deslizar por las paredes del tubo 1
ml de ácido sulfúrico concentrado. De este modo se puede lograr que los
líquidos no se mezclen. Un anillo violeta significa presencia de glúcidos en le
solución problema (reacción positiva). Puede aparecer un anillo verdoso que no
es especifico.
2.- Prueba del yodo: identificación de polisacáridos.
Agregue unas gotas de lugol diluido dentro de cada tubo conteniendo 1 ml de la
solución problema. La presencia de polisacáridos comunes se nota por la
aparición de color. Los monosacáridos y oligosacáridos no dan color con el
yodo. El almidón da un color azul intenso; el glucógeno, caoba.
3.- Reacción de Benedict: identificación de glúcidos reductores
Si el problema contiene algún glúcido reductor se producirá cambio de color del
reactivo. Las soluciones de cobre son reducidas por hidratos de carbono que
contengan el grupo aldehído o cetona y se forma óxido cuproso (precipitado
color rojo). Coloque en dos tubos de ensayo 5 ml de reactivo de Benedict y
agregue aproximadamente 0,5 ml de cada solución problema. Caliente a la llama
de un mechero hasta ebullición, agitando permanentemente los tubos. Deje
hervir durante 2 ó 3 minutos. Deje enfriar y observe si se produce algún cambio
de coloración (la solución se torna verde o amarilla) o se forma un precipitado
rojo.
d). Hidrólisis del engrudo de almidón de papa
Se procederá a realizar la hidrólisis del polisacárido preparado. Para ello coloque 3 ml
de la solución problema en un tubo de ensayo y agregue 2 gotas de ácido clorhídrico
concentrado. Sumerja el tubo en un baño de agua hirviendo durante 30 minutos. Deje
enfriar y neutralice con carbonato de sodio al 15 % (utilice papel de tornasol como
indicador para la neutralización). Repita la reacción de Benedict con el material
hidrolizado.
e). Identificación de las unidades constituyentes del polisacárido
Las reacciones que se detallan sirven para reconocer el tipo de monosacárido
constituyente del polisacárido problema. El alumno efectuará las mismas aplicándolas
al estudio del material obtenido por la hidrólisis ácida del almidón.
82
1.- Reacción de Seliwanoff: Identificación de cetosas
La reacción positiva se debe a la formación de 4-hidroxi-metil-furfural a partir de
la cetosa (fructosa) que se combina con el resorcinol del reactivo de Seliwanoff
dando un producto de color rojo. Generalmente las aldosas no producen
cambios de color; en cambio las cetosas dan un compuesto de color rojo.
Técnica: a 5 ml. de reactivo Seliwanoff agregue 1 ml del problema y caliente en
baño de agua hirviente durante 1 minuto. Se comparará el resultado obtenido
con el producido por una solución de fructosa.
2.- Reacción de Bial: Identificación de pentosas
La pentosa por acción del ácido clorhídrico del reactivo forma furfural que se
condensa con el orcinol y da coloración verde en presencia de cloruro férrico.
Técnica: a 2 ml del reactivo de Bial, agregue 1 ml de la solución problema.
Caliente hasta que comience a hervir y deje enfriar. Compare el resultado
obtenido de la solución problema, con el producido por una solución de pentosa.
f). Formación Osazona
Los grupos aldehídos o cetonas de las aldosas o cetosas respectivamente reaccionan
con la fenilhidrazina para formar una hidrazona. Con un exceso de fenilhidrazina se
forma un compuesto oxidado que reacciona con una nueva molécula de fenilhidrazina
y da la osazona correspondiente, cuyos cristales tienen forma característica y pueden
reconocerse al microscopio.
IV. INFORME
1.- Realice un cuadro comparativo donde se anotarán las distintas reacciones efectuadas
en el trabajo práctico explicando el por que de cada resultado.
2.- Dibuje las fórmulas de: D-glucosa; D-fructosa; D-galactosa; D-ribosa; Maltosa, Lactosa
y Sacarosa.
V. COMPOSICION DE REACTIVOS
- Reactivo de Molisch: Disuelva 15 grs. de alfanaftol en 100 ml de alcohol al 95% libre de
aldehídos. La disolución límpida obtenida no debe colorearse de verde por acción de
ácido sulfúrico puro. El reactivo se altera con el tiempo.
- Solución de LUgol diluído: Disuelva 2 grs. de yoduro en 3 ml de agua; agregue 1 gr de
yodo puro y diluya con agua hasta 100 ml. Diluya 4 veces esta solución al ser utilizada.
- Reactivo de Benedict: Disuelva 173 grs de citrato de sodio y 100 grs. de carbonato de
sodio anhidro en 600 ml de agua. Agregue agua hasta un volumen de 850 ml. Por otro
lado disuelva 17,3 grs de sulfato de cobre pentahidrato en 150 ml de agua. Mezcle esta
solución con la de citrato carbonato agitando continuamente.
- Reactivo de Bial: Disuelva 1,0 gr de orcinol en 500 ml de ClH 30% y agregue 1 ml de
solución de cloruro férrico al 10%.
- Reactivo de Seliwanoff: Disuelva 0,1 gr. de resorcina en 100 ml de agua. Esta solución
se mezcla en el momento de usarla con un volumen igual de ClH (densidad 1,19).
BIBLIOGRAFIA
1.- Blanco A. Guía de Trabajos Prácticos de la Facultad de Ciencias Médicas de la
Universidad Nacional de Córdoba. Capítulo 4º -1972-.
2.- Deulofeu V. y Marenzi A. Curro de Química Biológica. Editorial El Ateneo -1972-.
3.- Marsal A. Guía de Trabajos Prácticos de Química Biológica. Universidad Nacional de
Córdoba -1966-.
83
TEMA VIII: LIPIDOS Y LIPOPROTEINAS
Ácidos grasos. Propiedades. Clasificación de los lípidos. Lípidos simples. Grasos neutros o
acilgliceroles. Ceras. Lípidos complejos; fosfoglicéridos y glicolípidos. Esteroides. Terpenos.
Vitaminas liposolubles. Lipoproteínas.
----------------------------------Los lípidos son componentes celulares insolubles en agua. Al ser insolubles en agua (que es
un disolvente polar) pueden ser extraídos de las células por disolventes no polares como:
cloroformo, éter o benceno. Los lípidos desempeñan funciones generales:
1.- Como componentes estructurales de las membranas;
2.- Sirven como fuente y reserva de energía para el organismo. Los hidratos de carbono
aportan la energía habitual pero su reserva se agota rápidamente y si no hay aporte del
exterior, el organismo recurre a los lípidos cuyas reservas son superiores;
3.- Sirven como aislantes y como soporte de diversos órganos; como protectores de las
paredes celulares de las bacterias, de las hojas de las plantas superiores, exoesqueleto
de insectos y piel de los vertebrados.
Algunas sustancias clasificadas entre los lípidos cumplen funciones biológicas importantes:
vitaminas, hormonas, lipoproteínas, etc. Los bloques constructores de la molécula lipídica son
los ácidos grasos. Es por ello que aunque se encuentren en estado libre sólo en trazas en la
mayoría de las células y tejidos, hablaremos de ellos en detalle.
ácidos grasos: presentan las siguientes características generales:
a. Todos poseen una larga cadena hidrocarbonada y un grupo carboxilo terminal.
Ejemplo:
CH3
CH2
(CH2)
CH2
cadena
hidrocarbonada
COOH
carboxilo
En cuanto a la cadena hidrocarbonada:
1.- El número de átomos de carbono es siempre par, con cadenas cuyas longitudes
se hallan comprendidas entre los 14 y 22 átomos de carbono siendo los de 16 y
18 los más abundantes.
2.- En el espacio la cadena de carbono no sigue una línea recta, sino que lo hace
en zig-zag en cuyos vértices se hallan los átomos de carbono. Ej.
CH2
CH2
CH3
CH2
CH2
CH2
COOH
CH2
3.- Las cadenas pueden ser saturadas o contener uno o más dobles enlaces. Son
pocos los ácidos grasos que tienen enlaces triples. Es decir que la presencia o
ausencia de dobles ligaduras permite dividir los ácidos grasos en saturados y no
saturados, predominando los insaturados. Cuando hay dos o más enlaces
dobles, están separados uno del otro por grupos metileno.
CH
CH
CH2
CH
CH
84
b. Los ácidos grasos difieren uno del otro por:
- la longitud de su cadena;
- número de enlaces dobles;
- posición de los enlaces dobles.
c. Los ácidos grasos insaturados más abundantes son:
oleico
linoleico
Son ácidos grasos esenciales
linolénico
araquidónico
d. Con respecto al punto de fusión:
1.- Los ácidos grasos no saturados poseen un punto de fusión (PF) menor que los
saturados.
2.- Además el (PF) depende del largo de la cadena: hasta C12 (ácido láurico) son
líquidos y a partir de él son sólidos a temperatura ambiente. Es decir, que las
cadenas cortas son volátiles y arrastrables por vapor de agua.
e. Con respecto a la solubilidad:
Varía con el largo de la cadena. Son solubles en agua hasta C10 y a partir de él son
solubles en solventes orgánicos.
Configuración estructural de los ácidos grasos: los ácidos grasos saturados o insaturados
difieren significativamente en sus configuraciones estructurales. En los ácidos grasos
saturados la cadena hidrocarbonada puede existir en un número infinito de conformaciones
porque cada uno de los enlaces sencillos del esqueleto carbonado posee completa libertad
de rotación.
En los ácidos grasos insaturados la doble unión confiere al enlace entre dos átomos de
carbono e impide la rotación fácil alrededor del mismo. En este caso cabe la posibilidad (si
son diferentes los grupos funcionales que se encuentran unidos a dichos átomos de carbono)
que estén situados al mismo lado o en lado opuesto del plano correspondiente al doble
enlace.
Se obtiene así dos isómeros espaciales: cis y trans.
Cis: cuando los grupos funcionales se encuentran en el mismo lado del plano;
Trans: cuando los grupos funcionales se encuentran en lados opuestos con respecto al
plano.
H
H
C
H
R
R'
cis
R'
C
C
C
R
H
trans
85
Clasificación:
A. Lípidos simples: resultan de la esterificación de un ácido graso con un alcohol que
puede ser el glicerol (o propanotriol) o el colesterol. Comprenden:
- Grasas neutras o acilgliceroles
- ceras
a. Grasas neutras o acilgliceroles: son los componente principales de los depósitos
grasos. Químicamente son ésteres de ácidos grasos con el glicerol (o propanotriol)
CH2 OH
O
CH OH
+
R
CH2 OH
C
OH
CH2 OH
CH OH
- H 2O
CH2
O
O
C
R
monoacilglicerol
ácido graso
glicerol
Cuando dos grupos oxidrilos de la glicerina se hallan esterificados con ácidos grasos se
denominan diacil gliceroles (DAG). Cuando tres grupos oxhidrilos de la glicerina se
hallan esterificados con ácidos grasos se denominan triacil gliceroles (TAG).
O
CH2 OH
CH2
O
O
CH
O
C
O
C
DAG
R''
O
R'
CH
O
O
CH2
C
C
R'
O
R
CH2
O
C
R
TAG
Los TAG constituyen la mayor parte de las grasas neutras naturales, sin embargo en la
naturaleza se encuentran también MAG y DAG.
Hay diferentes tipos de TAG:
1. Los que contienen una sola clase de ácidos grasos que se denominan TAG
sencillos. Se nombran según el ácido graso que contienen. Ejemplo:
tripalmitina, trioleína, etc.
2. Cuando contienen dos o más ácidos grasos diferentes que se denominan
TAG mixtos.
Propiedades:
Punto de fusión: depende de los ácidos grasos constituyentes. En general, aumenta
con el número y longitud de los ácidos grasos saturados componentes. Ejemplo: el
punto de fusión es más elevado si predomina el ácido esteárico (saturado) sobre el
oleico (no saturado).
Propiedades químicas: entre las propiedades químicas de las grasas tiene
importancia:
1. Saponificación: haciendo hervir las grasas con ácidos o álcalis se logra su
hidrólisis, es decir separación de ácidos grasos más glicerol con introducción de
86
tres moléculas de agua. Cuando el proceso se realiza en presencia de álcalis se
denomina saponificación porque se forman jabones con las sales alcalinas de
los ácidos grasos.
O
H2C
O
C
CH2 OH
R1
R1 COOK
O
HC
O
C
R2
KOH
CH OH
+
R2 COOK
O
H2C
O
C
CH2 OH
R3
R3 COOK
2. Adición de Iodo: el iodo puede fijarse al doble enlace de los ácidos grasos no
saturados.
I2
CH
CHI
CH
CHI
La adición de iodo constituye un método para conocer el contenido de ácidos
grasos no saturados. O sea que de acuerdo a la cantidad de iodo que capte será
la cantidad de dobles enlaces que posee el ácido graso.
3. Oxidación: por acción del aire, humedad, luz, oxígeno, etc. los ácidos grasos no
saturados se oxidan a nivel de las dobles ligaduras.
CH3
CH3
(CH2)n
(CH2)n
H
H
C
C
H
H
C
C
O
O
(CH2)n
COOH
(CH2)n
COOH
Por ruptura oxidativa del doble enlace pueden formar aldehídos y cetonas de
olor desagradable (fenómeno de enranciamiento).
b. Ceras: son ésteres de ácidos grasos con alcoholes monohidroxílicos que poseen
alto número de átomos de carbono. Las ceras se encuentran como:
- recubrimiento protector de la piel, pelo, plumas;
- sobre las hojas y frutos de las plantas;
- sobre la cutícula del exoesqueleto de insectos.
Entre las ceras más comunes se encuentran:
- cera de abeja;
- cera de hoja, lanolina, etc.
87
B. Lípidos complejos: resultan de la combinación del glicerol (o inositol, o esfingosina) y
ácidos grasos, a los que se agregan otros componentes (ácido fosfórico, moléculas
aminadas, asufradas, etc.). Comprenden:
I.
Fosfolípidos:
ácido fosfatídico
lecitinas
cefalinas
inositol fosfátidos
Fosfoglicéridos
(ol = glicerol)
Fosfoesfingósidos
(ol = esfingosiha)
esfingomielina
II. Glucolípidos:
1.- cerebrósidos
2.- gangliósidos
1.- Fosfoglicéridos: se encuentran casi por completo en las membranas celulares. Están
constituidos por glicerol esterificado con dos moléculas de ácidos grasos y una de ácido
fosfórico. Según, que el ácido fosfórico se encuentre libre o unido a bases se obtienen los
distintos fosfoglicéridos.
Acidos fosfatídicos: son ésteres de glicerol con dos moléculas de ácidos grasos y una
de ácido fosfórico.
O
CH2 OH
HOOC
H2C
R
C
O
R
O
CH OH
HOOC
CH2 OH
HO
HO
HO
R´
P
O
HC
C
R´
C
O
O
H2C
P
OH
+
OH
El ácido fosfatídico menos un H del ácido fosfórico es el radical fosfotidil.
Lecitinas: en las lecitinas el radical fosfórico del ácido fosfatídico esté unido a la colina
que es una base cuaternaria de amonio y por lo tanto con una carga positiva.
CH3
NH4
+
HO
CH2
CH2
+
N
CH3
CH3
Se sustituyen tres hidrógenos del NH 4 por radicales metilo, y otro etanol y obtenemos:
trimetil etanol, amonio o colina.
88
Cefalinas: el radical fosfórico se encuentra unido a la etanolamina (colamina) o a la
serina.
HO
CH2
CH2
NH2
HO
CH2
CH
COOH
NH2
etanol amina
serina
Plasmalógenos: son muy abundantes en células musculares y nerviosas. En los
plasmalógenos el ácido fosfórico se encuentra esterificado a la colina, un OH
a un
ácido graso de cadena larga, y el otro OH
unido por una cadena alifática larga
mediante enlace éter alfa-beta insaturado.
Resumiendo:
HO
CH2
CH2
+
N (CH 3)3
lecitinas
colina
HO
CH2
O
CH2
O
C
CH2
O
C
R'
HO
CH2
CH
O
P
O X
COOH
NH2
R''
O
CH2
cefalinas
etanolamina
O
CH
NH2
H
OH
OH
C
C
H
H
OH
H
C
H
C
OH
OH
C
C
H
OH
fosfatidil
inositol
inositol
HO
CH2
CH
OH
fosfatil
glicerina
CH2 OH
glicerina
o glicerol
azúcar
fosfatidil azucares
89
Propiedades de los fosfoglicéridos:
a. Se encuentran casi por completo en las membranas celulares. En las grasas de
depósito hay cantidades muy pequeñas.
b. Todos los fosfoglicéridos poseen una cabeza polar y dos colas hidrocarbonadas
no polares. Son lípidos anfipáticos o sea que en agua forman micelas.
c. Habitualmente contienen un ácido graso saturado y otro no saturado (en posición
dos de la glicerina) por lo que expuestos al aire se oscurecen por la tendencia a
oxidarse.
2.- Fosfoesfingósidos o esfingolípidos: se encuentran en tejido cerebral y nervioso. Su
núcleo es la esfingosina que es una amino alcohol in-saturado de 18 átomos de carbono
con una función amina el penúltimo carbono y alcohol en la última.
CH3
(CH2)12
CH
CH
CH OH
CH
CH2
OH
NH2
Lo representaremos así:
Ac
Esfingosina
OH
NH2
Se los clasifica en:
a. Esfingolípidos simples: como los cerámidos en los que la función amina está
bloqueada por un ácido graso y la función alcohol libre.
Ac
Esfingosina
NH2
OH
Ac. graso
b. Esfingolípidos complejos: en los cuales además de tener el ácido graso en
la función amina se le agregan distintos tipos de radica, les que se fijan a la
función alcohol.
fosforil colina: se obtiene de la esfingomielina
Ac
Esfingosina
OH
oligosacáridos complejos (azucares y derivados de
amino azucares) gangliósidos
NH2
azucar generalmente lactosa cerebrósidos
90
Los lípidos descriptos hasta aquí se llaman a menudo saponificables, es decir, que dan
jabones calentándolos con álcalis.
Las células contienen otra clase de lípidos que se denominan insaponificables ya que no
experimentan hidrólisis que son: esteroides y terpenos.
Esteroides: dijimos que:
a. Compuestos alicíclicos son sustancias cuyos carbonas se unen entre sí formando
un ciclo. Ejemplo:
H2
H2
H2
H2
H2
H2
b. Compuestos aromáticos son los que derivan del benceno cuya fórmula es:
CH
HC
CH
HC
CH
CH
c. Su característica es la presencia de doble ligadura. Existen hidrocarburos
aromáticos superiores que están formados por condensación de dos o más
núcleos bencénicos y son:
III
I
naftaleno
II
fenantreno
antraceno
El fenantreno con cadena alicíclica en el ciclo III forma el ciclo pentano
fenantreno.
CH2
CH2
CH2
Los esteroides derivan de este ciclo. Los más importantes son: hormonas, ácidos biliares.
Dentro de los esteroides se encuentran los esteroles que tienen un grupo oxidrilo en C 3 y
91
una cadena ramificada en C17 . El colesterol es el esterol más importante.
17
12
11
9
1
2
14
15
7
5
6
4
HO
16
8
10
3
13
Tiene C 3 un OH.
C 5 C 6 doble enlace.
C10 y C13 metilos ( CH 3 ).
C17 una cadena lateral con 8 átomos de carbono.
Terpenos: están constituidos por múltiples unidades de un hidrocarburo de cinco átomos de
carbono. Ejemplo:
CH3
CH
C
CH
CH2
1
2
3
4
2 metil 1-3 butadieno o isopreno
numero de carbonos
Los terpenos pueden ser moléculas lineales o cíclicas. Se ordenan regularmente o
irregularmente.
Regularmente
Irregularmente
C
C
C
C
C
C
C
C
C
cola
C
cola
C
cabeza
C
cola
C
C
C
C
C
C
C
C
Vitaminas liposolubles:
Las vitaminas son sustancias vitales que en pequeñas cantidades se necesitan para la
función celular, y que algunas especies son incapaces de sintetizar y deben obtenerla de
fuentes exógenas.
92
Se dividen en dos clases: hidrosolubles y liposolubles.
Las vitaminas liposolubles son: A, E, K y D
Las tres primeras derivan de unidades isoprenoides; la última es un derivado esteroide.
Vitamina A
Se encuentra solamente en los tejidos animales. Aunque las plantas carecen de vitamina A
tienen un grupo de sustancias llamadas carotenos que actúan como precursores de la
vitamina A. Se encuentra en dos formas químicas principales: A1 y A 2 ( retinol1 y retinol 2 ).
Químicamente son alcoholes que contienen anillos alicíclicos de seis átomos de carbono con
cadenas laterales constituidas por dos unidades de isopreno.
A 1 difiere de A 2 en que tiene un doble enlace más.
A 1 → predomina en animales superiores
A 2 → predomina en aceite de hígado de pescado.
La
larga
cadena
isoprenoide es la
responsable por sus
múltiples dobles enlaces de una gran capacidad de absorción lumínica. A través de esta
propiedad la vitamina A está relacionada con los fenómenos bioquímicos de la visión y su
carencia produce ceguera nocturna, porque los receptores lumínicos en la retina que son
sensibles a la penumbra no responden normalmente.
H2
H
C
H2C
C
CH2
H2C
H3C C
C
CH3
H3C
C
H3C C
C
CH3
H3C
C
CH
CH
CH
CH
C
A1
CH
CH3
A2
CH
CH3
C
CH
CH
CH
CH
CH
C
CH3
CH3
C
CH
CH
CH2 OH
CH2 OH
Vitamina E o tocoferones: contiene un sistema aromático (derivado del benceno) portador
de un grupo hidroxilo y una cadena lateral isoprenoide.
CH3
H2
HO
H2
O
CH3
CH3
CH2
CH3
(CH2
CH2
CH
CH2
)3
CH3
93
Una de sus características más importantes es su acción antioxidante protegiendo a las otras
vitaminas liposolubles de la oxidación y a los ácidos grasos poliinsaturados de los tejidos del
ataque del O 2 molecular sobre los dobles enlaces.
Vitamina K o antihemorrágica: Se encuentra en dos formas: K 1 y K 2 . Se trata de una
naftoquinona con cadena lateral isoprenoide de diferente longitud.
O
CH3
K1
CH3
CH2
CH
CH3
C
CH2
(CH2
CH2
CH
CH2
)3
O
La deficiencia de vitamina K produce una coagulación defectuosa de la sangre.
Vitamina D: La más importante es la D 2 o calciferol que se obtiene a partir del ergosterol.
HC
CH3
CH3
CH
H
CH3
C
CH
CH3
CH3
CH
CH3
HO
Ergosterol
Irradiación
CH3
H
C
CH3
CH3
CH
CH
CH
H3C
CH
CH3
CH2
HO
La deficiencia de vitamina D origina anomalías en el metabolismo del calcio y fósforo y
produce cambios en la estructura de los huesos y dientes. En los niños este estado se
conoce como raquitismo; en los adultos como osteomalacia.
Lipoproteínas: los lípidos se asocian con ciertas proteínas específicas para formar
lipoproteínas, entre las cuales la mejor conocida son las lipoproteínas de transporte del
plasma sanguíneo. Actúan a modo de vehículos para el transporte de lípidos desde el
intestino delgado hasta el hígado y desde ésta hasta los depósitos grasos y di versos tejidos.
En el plasma sanguíneo se hallan lipoproteínas cuya clasificación se basa en su densidad.:
94
a. alta densidad o alfalipoproteína
b. muy baja densidad o prebetalipoproteína
c. baja densidad o betalipoproteína
a. transporta mayor proporción de fosfolípidos
b. transporta mayor proporción de triacilglicéroles
c. transporta mayor proporción de colesterol
La estructura precisa de las lipoproteínas no es conocida, pero la proteína se halla
aparentemente, localizada en la superficie externa, donde forma una cubierta hidrofílica
delgada alrededor de parte de la estructura lipídica micelar.
95
PRÁCTICO DE LIPIDOS
EXTRACCIÓN
Tratar con alcohol hirviente un poco de tejido de órgano desecado y extraer tres veces
consecutivas. Filtrar en caliente. En solución se encuentran: grasas, ácidos grasos,
Colesterol, Fosfatidos (Cefalina, Lecitina, Esfingomielina) y Cerebrósidos (Frenosina,
Querasina).
SEPARACION
Esta solución se concentra a baja temperatura (50° C o me nos) y se añade Éter hasta
obtener un líquido espeso y opalescente, se filtra o mejor se centrifuga. Queda la mezcla
separada en dos partes.
a. Parte soluble en Éter: Contiene Lecitina, Cefalina, Ácidos grasos, Colesterol, y
algo de Esfingomielina y Cerebrósidos. Se concentra y se añade acetona en
exceso que precipita los Fosfáticos y disuelve las Grasas y Colesterol; se
centrifuga y el líquido sobrenadante se separa (c). El precipitado se disuelve en
Éter y queda un residuo constituido por Esfingomielina y Cerebrósidos que pueden
agregarse a (b). Se centrifuga y el Éter sobrenadante, se evapora a sequedad y se
añade Acetona. Se centrifuga y el líquido sobrenadante se añade a (c). El
precipitado (d) se considera relativamente libre de impurezas. Las dos partes (C
soluble en Acetona y D insoluble en Acetona), están constituidas por: c por
grasas, Ácidos grasos, Colesterol y d: por Lecitina y Cefalina. Se separan la
Lecitina y Cefalina por su diferente solubilidad en alcohol. Se disuelve la mezcla
(residuo) d) en Éter y se añade un exceso de alcohol, se obtiene un precipitado;
Cefalina y un cuerpo soluble, lecitina.
b. Un residuo constituido por Esfingomielina y Cerebrósidos.
Residuo B
Está constituido por sales, esfingomielina y cerebrósidos. Se separan éstos
últimos por su diferente solubilidad en Piridina. El residuo se disuelve en Piricidina
caliente (poca) y se deja enfriar. Aparece un precipitado. En el líquido se
encuentran los Cerebrósidos y en el precipitado la Esfingomielina.
Residuo C
Se saponifica con potasa alcohólica y el líquido se extrae con Éter. El extracto
Etéreo contiene Colesterol, se evapora el Éter y el residuo se disuelve en un poco
de Alcohol Hirviente y se deja cristalizar, se obtiene así colesterol bastante puro.
RESUMEN
Algunos gramos de órgano desecado se tratan con alcohol hirviente tres veces y se filtra en
caliente. En el filtrado pasa.
GRASA Y ACIDOS GRASOS
COLESTEROL
Lecitina
FOSFOLIPIDOS
Cefalina
Esfingomielina
Frenosina
GALACTOLIPIDOS
Queratina
Nervona
96
Se evapora el alcohol y se agrega éter. Centifugar.
A. SOLUBLE
en Éter
Lecitina
Ácidos grasos
Cefalina
Colesterol
Grasas
Esfingomielina
B. INSOLUBLE Cerebrósidos
en Éter
Sales
Se trata en caliente con
priridina, al enfriar precipita
solo la esfingomielina. En
la solución de cerebrósidos
la Reacción de Molisch
Se concentra y se añade acetona.
CENTRIFUGAR
Precipitado
FOSFATIDOS
C. SOLUCION
Lecitina
Cefalina
Se disuelven en éter y luego
en exceso de alcohol que solo
disuelve la Lecitina.
Grasas
Ácidos Grasos
Colesterol
La Potasa Alcohólica saponifica las grasa.
Caracterizar el jabón y los ácidos grasos.
Con éter se extrae el colesterol evaporar
el éter y disolver residuo en cloroformo.
Efectuar las reacciones de Salkowski y
Lieberman.
REACCION DE SALKOWSKY
A 2 ml. de solucion cloroformica de colesterol añadir, sin mezclar, una cantidad igual de
SO 4 H 2 concentrado. En la zona de contacto de los dos líquidos aparece una coloración rojo
intensa.
97
TEMA IX. PROTEINAS
Aminoácidos: principales aminoácidos constituyentes de las proteínas. Clasificación.
Aminoácidos poco frecuentes y no proteínicos. Propiedades generales de los aminoácidos.
Reacciones químicas. Péptidos: estructura. Propiedades ácido-básicos, ópticas, químicas.
Proteínas: composición, tamaño de la molécula, conformación, funciones, comportamiento en
solución; propiedades ácido-básicas. Precipitación como sales; separación por diferencia de
solubilidad. Estructuras de las proteínas: nativa o primaria, secundaria, terciaria y cuaternaria.
---------------------------------------Aminoácidos: son compuestos orgánicos constituidos por C, H, N y O. Una molécula de
aminoácido está compuesta por una cadena hidrocarbonada sustituida con dos grupos
funcionales que son: un grupo carboxilo (ácido) y un grupo amino (básico), Este grupo amino
puede encontrarse en C alfa, beta, gamma, etc. Nos ocuparemos en este capítulo de los alfa
aminoácidos por ser éstos los principales constituyentes de las proteínas.
Principales aminoácidos constituyentes de las proteínas: Los aminoácidos hallados
comúnmente en las proteínas son veinte. Estos se encuentran ordenados en muchas
secuencias distintas, de modo tal que pueden formar numerosos tipos de proteínas. Es así
que por ejemplo las tres mil proteínas o más que existen en una célula de E. coli están
integradas tan solo por 20 pequeñas moléculas diferentes las cuales forman polímeros
(proteínas) con una secuencia característica para cada proteína. Todos estos aminoácidos
(excepto la prolina) presentan en común el poseer un grupo carboxilo libre ( − COOH ) y un
grupo amino ( − NH 2 ) libre en el C alfa. En la prolina el grupo amino ( − NH 2 ) está sustituido
por lo que se trata de un aminoácido. Todos estos aminoácidos poseen un radical
hidrocarbonado (R) característico.
Clasificación: Se han propuesto varios métodos para clasificar los aminoácidos sobre las
bases de sus grupos R. El más significativo se funda en la polaridad de estos grupos R.
Existen 4 clases principales:
1.- No polares o hidrófobos
2.- Polares, pero sin carga
3.- Con carga positiva.
4.- Cargados negativamente.
Esta clasificación se realiza en base a un rango de pH entre 6,0 - 7,0 que es la zona del pH
intracelular. Dentro de cada clase existen marcadas variaciones en el tamaño, la forma y la
polaridad de los grupos R
98
1.- GRUPOS R: hidrófobos o sea no polares (o poco solubles en agua).
H
Alanina
(Menos hidrófobo)
CH3
C
COO
NH3
CH
C
CH3
-
COO
NH3
+
H
H3C
CH
Leucina
+
H
CH3
Valina
-
CH2
C
H3C
COO
NH3
-
+
Hidrocarburos
alifáticos
H
CH3
Isoleucina
CH2 CH2
C
COO
NH3
-
+
H2
C
H2C
C
Prolina
H2C
COO
-
H
N
H
H
CH2
Fenilalanina
C
COO
NH3
-
+
Anillo aromático
H
C
Triptófano
CH2
CH
C
NH3
COO
-
+
NH
H
Metionina
H3C
S
CH2
CH2
C
NH3
COO
-
contiene azufre
+
99
2.- Aminoácidos con grupo R polares sin carga: (pero pueden establecer enlace
hidrógeno con el agua)
H
No influye en la polaridad del
NH3+ y COO- de la molecula porque el
átomo de hidrógeno es muy pequeño
para influir
H
Gliucocola o
glicina
H
C
-
COO
NH3
+
H
HO
Serina
CH2
C
COO
NH3
-
X La polaridad se debe a los OH
X
+
H
HO
Treonina
CH
C
OH
NH3
COO
-
X
+
H
Cisteína
HS
CH2
C
NH3
COO
-
El grupo SH tiende a perder el protón
por ionización
+
H
Tirosina
CH2
HO
C
NH3
C
CH2
NH3
NH2
C
X
+
C
O
Glutemina
-
H
NH2
Asparagina
COO
COO
-
+
La polaridad se debe a los grupos
amídicos
H
CH2
CH2
C
O
NH3
COO
-
+
3.- Aminoácidos con grupos R cargados: (negativamente y positivamente)
O
Acido aspártico
H
C
CH2
O
C
NH3
COO
-
+
aminoácidos ácidos
O
Acido glutámico
H
C
O
CH2
CH2
C
NH3
COO
-
+
100
H
+
Lisina
NH3
CH2
CH2
CH2 CH2
C
NH3
COO
-
+
aminoácidos básicos
H
Arginina
NH2
C
NH
CH2
CH2 CH2
+
NH2
C
NH3
COO
-
+
4.- Aminoácidos poco frecuentes y no proteínicos: Además de los 20 aminoácidos
corrientes, existen otros que han sido aislados de los hidrolizados de unos pocos tipos
especializados de proteínas. Todos son derivados de los aminoácidos normales. Entre
ellos tenemos la 4-hidroxiprolina derivado de la prolina que se encuentra con cierta
frecuencia en la proteína fibrosa colágeno y en algunas proteínas de plantas, la
hidroxilisina derivado de la lisina, etc.
5.- Aminoácidos no proteicos: Además de los 20 aminoácidos corrientes y de otros pocos
frecuentes de las proteínas se conocen unos 150 aminoácidos más que se encuentran en
diferentes células y tejidos en forma libre o combinada pero nunca formando parte de las
proteínas. La mayor parte de ellos son derivados de los alfa-aminoácidos hallados en las
proteínas, pero también se conocen beta, gamma y delta aminoácidos. Algunos
aminoácidos no proteicos actúan como precursores importantes o intermediarios en el
metabolismo así por ejemplo la beta alanina es el precursor de la vitamina ácidopantoténico, la citrulina y la ornitina son intermediarios en la síntesis de la arginina.
Propiedades Generales de los aminoácidos
- Propiedades ácido-básicas: el conocimiento de estas propiedades de los aminoácidos
es extremadamente importante en la comprensión y el análisis de las propiedades de la
proteína. Esta propiedad sirve también para la identificación y valoración de los
diferentes aminoácidos. Los aminoácidos cristalizados poseen puntos de fusión o de
descomposición relativamente altos (más de 200º C). Son muchos más solubles en
agua que en disolventes menos polares. Los aminoácidos en solución acuosa se
encuentran en forma de iones dipolares o iones hídricos.
+
NH3
R
C
COO
-
El grupo carboxilo (-COOH)
de los aminoácidos es más
fuerte que el grupo (-COOH)
de los ácidos alifáticos. Por
ej.: el ácido acético CH3
COOH
H
Lo que ocurre es que el grupo amino cercano con carga positiva tiende a repeler el
protón del carboxilo (-COOH) de este modo aumenta su tendencia a la disociación. El
grupo amino es una base más débil que el grupo amino (- NH 2 ) de los aminos alifáticos.
101
- Propiedades ópticas: Todos con excepción de la glicocola hacen virar el plano de la
luz polarizada.
- Reacciones químicas: Las reacciones características de los aminoácidos son los de
sus grupos funcionales, es decir, las de los grupos alfa (-COOH) y alfa (- NH 2 ), así,
como la de los grupos funcionales presentes en las cadenas laterales. Los grupos alfa (COOH) de los alfa (- NH 2 ) experimentan reacciones orgánicas bien conocidas como por
ej.: formación de sales con los metales, ésteres con los alcoholes y por calentamiento
con Ba (OH) 2 , se descarboxila dando aminas.
- Reacciones del grupo amino (- NH 2 ): Este grupo puede reaccionar con aluros o
anhídridos de ácidos. Una de las reacciones del grupo (- NH 2 ) más características es la
reacción de la ninhidrina que puede utilizarse para valorar cuantitativamente los
aminoácidos. Los grupos alfa (- NH 2 ) reaccionan reversiblemente con los aldehídos
formando compuestos llamados "bases de Schiff" que son muy débiles.
H
R'
C
H
H
O
+
H2N
C
H2O +
R
R'
C
H
N
C
R
COOH
COOH
Bases de Schiff
Además de estas reacciones los aminoácidos pueden llevar a cabo reacci2 nes típicas
de otros grupos funcionales que se encuentran en su cadena lateral.
Péptidos:
Definición: Son compuestos orgánicos que se obtienen por hidrólisis parcial de las largas
cadenas polipeptídicas de las proteínas o síntesis en el laboratorio. Están constituidos por
dos o más unidades de aminoácidos, son compuestos de bajo peso molecular. Los
aminoácidos constituyentes están unidos por un enlace tipo amida sustituido que se conoce
como enlace peptídico y es un enlace covalente característico de este tipo de compuesto. Si
un péptido está constituido por 2 unidades de aminoácidos se denomina dipéptido, si está
constituido por 3 unidades de aminoácidos se denomina tripéptido, y así sucesivamente.
Cuando el número de unidades de aminoácidos constituyente es grande se denomina
polipéptido. Si los polipéptidos están constituidos por un solo tipo de aminoácidos se
denomina monopéptido y si están constituidos por varios tipos de aminoácidos se denomina
heteropéptido. El enlace peptídico se forma entre el grupo (-COOH) de un aminoácido y el
grupo (- NH 2 ) de otro aminoácido con pérdida de agua.
H2O
COOH
R'
C
H
H
+
N
H
NH2
HO
C
O
C
H
R
H2O + R'
COOH
O
NH2
C
N
C
C
H
H
R
H
Enlace peptídico
Nomenclatura: Los péptidos se nombran comenzando por el aminoácido que tiene el grupo
amino libre dando a cada aminoácido el nombre de su raíz terminado en il hasta llegar al
aminoácido que constituye el otro extremo y que tiene el grupo (-COOH) libre, cuyo nombre
no se modifica.
102
HO
H2C
NH2
O
H
H
O
H
H
C
C
N
C
C
N
C
H
H
Serina
H 2O
OH SERIL-glicil-tirosina
COOH
Glicina
Tirosima
Péptidos y polipéptidos naturales: Existen péptidos naturales que tienen interés fisiológico
como el glutation que es un tripéptido formado por ácido glutámico-cisteína y glicocola, y
hormonas hipofisiarias que no derivan de la hidrólisis parcial de proteínas. Existen también
otros péptidos de interés farmacológico como los antibióticos que tampoco derivan de las
proteínas.
Propiedades ácido-básicas de los péptidos: Para explicar las propiedades ácido-básicas
de los péptidos estudiaremos la disposición espacial de la cadena peptídica.
+
+
R
R'
H3N
NH3
C
H
O
O
O
H
H
C
-
O
NH3
C
C
C
+
R2
COOH
-
De este esquema se deduce que solamente se encuentra libre el grupo amino y el grupo (COOH) de los aminoácidos que constituyen los extremos de la cadena. Por lo tanto las
propiedades ácido-básicas de los péptidos está determinada por los grupos (- NH 2 )
terminales y además por los grupos R que son capaces de sufrir una ionización. Que quiere
decir con capacidad de ionización?. Quiere decir que ambos forman iones. El grupo amino es
una base por lo tanto acepta un protón y se carga positivamente; el grupo (-COOH) es un
ácido por lo tanto tiene capacidad para ceder un protón y cargarse negativamente.
¿Que pasa con los grupos R?
O
R=
CH2
CH2
-
Acido glutámico
C
O
O
R=
CH2
-
C
Acido Aspártico
O
R=
CH2
CH2
CH2
CH2
+
NH3
Lisina
Se tiene una larga cadena que sirve como eje alrededor del cual van apareciendo distintas
cadenas laterales con grupos funcionales distintos. Si predomina el ácido aspártico en las
cadenas laterales aparecerán numerosos grupos carboxílicos y la cadena eje resultará rica
en cargas negativas. Si predomina la lisina la cadena eje resultará rica en cargas positivas.
103
Propiedades ópticas de los péptidos: Se dijo que todos los aminoácidos muestran
actividad óptica es decir que pueden desviar el plano de la luz polarizada al ser examinados
en un polarímetro. En el caso de los péptidos relativamente cortos la actividad óptica total
observada es una función aditiva aproximada de las actividades ópticas de los aminoácidos
componentes de ese péptido. En el caso de cadenas peptídicas largas la rotación total del
plano de la luz polarizada no es ya una función aditiva. La importancia de la actividad óptica
se la verá luego al estudiar las proteínas. Para que una sustancia sea ópticamente activa
debe tener por lo menos en su constitución un C asimétrico, es decir, un C cuyas valencias
están saturadas por átomos o grupos distintos.
Reacciones químicas de los péptidos: Los grupos aminoterminales de los péptidos
experimentan idénticas clases de reacciones químicas que los grupos alfa (- NH 2 ) de los
aminoácidos libres tales como la acilación y las reacciones con el 2,4dinitrofenilfluorobenzeno o con el fenilisotiosianato. De modo similar el grupo (-COOH)
terminal de un péptido puede ser esterificado o reducido. Los diversos grupos R de los
diferentes restos aminoácidos encontrados en péptidos dan visualmente las mismas
reacciones características y pruebas coloreadas que las descriptas para los aminoácidos
libres. El resto amino ácido terminal de los péptidos reaccionan también cuantitativamente
con la ninhidrina para formar derivados coloreados; esta reacción se emplea para la
identificación y determinación cuantitativa de los péptidos mediante procedimientos
electroforéticos y cromatográficos. Una reacción coloreada muy empleada que dan los
péptidos y las proteínas y no la producen los aminoácidos libres es la reacción del Biuret. El
tratamiento de un péptido o de una proteína con Cu SO 4 y álcalis produce un complejo
purpúreo del Cu + + y el péptido, que puede medirse cuantitativamente en un espectro
fotómetro.
Proteínas:
Definición: Son compuestos orgánicos de elevado peso molecular constituidos por largas
cadenas de aminoácidos unidos entre sí por enlaces peptídicos, Son moléculas orgánicas
más abundantes en el interior de las células pues contribuyen el 50% o más de su peso seco
Y son de gran importancia biológica por las múltiples funciones que / cumplen.
Composición: Se han aislado muchas proteínas en forma pura y cristalina, todas contienen
carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno y casi todas también azufre. Hay proteínas que
contienen elementos adicionales particularmente fósforo, hierro, zinc, cobre. Practicamente
todo el N 2 del cuerpo se encuentra en las proteínas, puesto que las otras sustancias
nitrogenadas, aunque son de gran importancia biológica, constituyen una mínima fracción de
la célula en general. En las moléculas proteicas los sucesivos restos amino-ácidos se hallan
unidos covalentemente entre sí formando largos polímeros no ramificados. Están unidos en
una ordenación de cabeza a cola mediante uniones sustituidas, llamadas enlaces peptídicos,
producidas por eliminación de los elementos del agua entre el grupo carboxilo de un aminoácido y el grupo amino del siguiente. Tales polímeros reciben el nombre de cadenas
polipeptídicas, pueden contener centenares de unidades de amino-ácidos y es posible que
haya varias cadenas peptídicas en una molécula proteica. Las proteínas no son sin embargo,
meramente polímeros al azar, de longitud variable, cada tipo de molécula proteica posee una
composición química específica, peso molecular y una secuencia ordenada de sus
aminoácidos estructurales. Las proteínas según su composición se dividen en dos clases
principales: simples y conjugadas.
Las proteínas simples son aquellas que por hidrólisis producen solamente aminoácidos, sin
ningún otro producto principal, orgánico o inorgánico.
Las proteínas conjugadas son aquellas que por hidrólisis producen no solamente aminoácidos, sino también otros componentes orgánicos o inorgánicos. La porción no amino-ácida
de una proteína conjugada, se denomina grupo prostético. Las proteínas conjugadas pueden
104
clasificarse de acuerdo a la naturaleza química de sus grupos prostéticos. De este modo
tenemos nucleo-proteínas y lipoproteínas, las cuales contienen ácidos nucleicos y lípidos
respectivamente, así como fosfoproteínas, metaloproteínas y glucoproteínas.
Tamaño de la molécula: El peso molecular (PM) de las proteínas varía según el tipo de
molécula proteica, así hay proteínas que tienen un peso molecular de 6.000 y otras que
pueden tener un peso de 1.000.000 o más. Aún entre las proteínas que desempeñan el
mismo tipo de funciones, no se pueden establecer generalizaciones sobre el tamaño. El límite
superior del peso molecular de las proteínas sólo puede ser establecido arbitrariamente, ya
que depende de la definición de los términos proteína y molécula. Existen diversos
procedimientos para determinar el peso molecular de una proteína pero todos son de difícil
realización y requieren delicados aparatos y técnicas muy cuidadosas. Las dificultades
provienen de que los métodos empleados no solo dependen del peso molecular de las
proteínas, sino que influyen otros factores como la forma de la molécula. Ejemplo:
Albúmina
PM 60.000
Hemoglobina
PM 68.000
Betaglobulina
PM 90.000
Otro factor que dificulta la determinación del peso molecular es el hecho de que existen
proteínas en forma de complejos de PM y estabilidad muy elevados, por ej. la insulina, su
unidad elemental está constituida por dos unidades de PM 6.000, pero en muchas
circunstancias se presenta como una molécula de PM 36.000 por asociación de unidades
más pequeñas. A pesar de estos inconvenientes hay buenas concordancias entre los
distintos procedimientos.
Conformación de las proteínas: Cada tipo de molécula proteica, en su estado nativo, posee
una forma tridimensional característica que es conocida corro su conformación. Las proteínas
pueden clasificarse en dos clases principales según su conformación: proteínas fibrosas y
proteínas glubulares.
Globulares
Fibrosas
Las proteínas fibrosis son materiales físicamente resistentes, insolubles en agua o en
disoluciones salinas diluidas. Se hallan constituidas por cadenas polipeptídicas ordenadas de
modo paralelo a lo largo de un eje formando fibras o láminas largas Las proteínas fibrosas
son los elementos básicos estructurales en el tejido conjuntivo de los animales superiores,
tales como el colágeno de los tendones y la matriz de los huesos, la alfa-queratina del
cabello, cuerno, cuero, uñas y plumas y la elastina del tejido conjuntivo elástico, otra proteína
fibrosa muy importante es el fibrinógeno responsable de la coagulación sanguínea.
Las proteínas globulares, por otra parte están constituidas por cadenas polipeptídicas,
plegadas estrechamente de modo que adoptan formas esféricas o globulares compactas. La
mayoría de las proteínas globulares son solubles en los sistemas acuosos y difuden con
facilidad. Desempeñan una función móvil o dinámica en la célula. De la gran cantidad de
proteínas que se conocen, casi todas son globulares, como lo son los anticuerpos, algunas
105
hormonas y muchas proteínas que desempeñan una función de transporte tales como la
seroalbúmina y la hemoglobina. Algunas proteínas se hallan situadas entre los tipos fibrosos
y globulares, como las proteínas fibrosas, estén constituidas por largas estructuras y a
semejanza de las proteínas globulares son solubles en las disoluciones acuosas salinas.
Función de las proteínas: Las proteínas pueden clasificarse también de acuerdo a la
función que desempeñan. Daremos a continuación un esquema reducido de clasificación de
las proteínas según su función:
a. Enzimas: ribonucleasa, tripsina, etc.
b. Proteínas de reserva: ovoalbúmina, caseína, etc.
c. Proteína transportadora: hemoglobina,. seroalbúmina, mioglobina, etc
d. Proteínas contráctiles: miosina, actina, etc.
e. Proteínas protectoras en la sangre de los vertebrados: anticuerpos, complemento,
fibrinógeno, etc.
f. Toxinas: toxina diftérica, veneno de serpientes, etc.
g. Hormonas: insulina, hormona del crecimiento, etc.
h. Proteínas estructurales: colágeno, alfa-queratina, etc.
i.
Mucoproteínas: secreciones mucosas.
Comportamiento en solución de las proteínas: haremos una breve descripción de los
principios físicos en que se basa el comportamiento de las proteínas en solución. En estos
principios se basan la mayoría de los métodos destinados a determinar la forma y peso
molecular de las proteínas y las técnicas empleadas en su separación y purificación.
Propiedades ácido, básicas de las proteínas: El comportamiento ácido-básico de las
proteínas globulares nativas e intactas en disolución está determinado, en gran medida, por
el número, relativamente grande del grupo ionizables de los diversos amino-ácidos; los
grupos alfa amino y alfa-carboxilo, situados en los extremos de las cadenas peptídicas,
aportan una contribución muy pequeña. De acuerdo a su composición, las proteínas pueden
comportarse como moléculas anfóteras es decir que pueden reaccionar como ácido o como
base según el pH del medio en que se encuentran disueltas. Es así que si una proteína está
disuelta en un medio con un pH tal que sus cargas positivas y negativas estén equilibradas,
decimos que estamos en el punto isoeléctrico que es el pH en el cual no hay migración de
partículas protéicas hacia ninguno de los polos de una cuba electrolítica. Ahora, si el pH es
superior que el punto isoeléctrico una proteína poseerá una carga neta negativa y migrará
hacia el ánodo de la cuba electrolítica y esa carga negativa aumentará en magnitud a medida
que aumente el pH. Análogamente a cualquier pH por debajo del punto isoeléctrico, la
proteína poseerá una carga neta positiva y se moverá hacia el cátodo. Tanto la curva de
valoración como el pH isoeléctrico de la proteína pueden cambiar significativamente en
presencia de sales neutras, las cuales influyen en el grado de ionización de los diferentes
tipos de grupos R. El comportamiento ácido-básico de las proteínas es utilizado directamente
en dos métodos, para la separación y el análisis de mezclas proteicas: la electroforesis y la
cromatografía de intercambio iónico.
Precipitación de las proteínas en forma de sales: La mayor parte de las proteínas pueden
precipitarse en su disolución acuosa por la adición de ciertos ácidos tales como el
tricloroacético y el perclórico, los cuales forman con la proteína sales insolubles en ácido.
Estos reactivos se emplean para aclarar los fluidos biológicos o extractos celulares antes de
realizar el análisis para determinar la existencia de moléculas de bajo peso molecular, tales
coco la glucosa y los amino-ácidos. Otros precipitantes análogos de las proteínas son los
ácidos tungstico y fosfotungstico. Las proteínas también pueden ser precipitadas por cationes
como el Zn + + y el Pb + + .
106
Separación por diferencia de solubilidad: La solubilidad de las proteínas globulares en los
sistemas acuosos varían mucho, estas diferencias pueden utilizarse para lograr la separación
de mezclas de proteínas. Se han reconocido cuatro variables importantes que influyen en
dicha solubilidad:
1.- pH
2.- fuerza iónica
3.- propiedades dieléctricas del disolvente
4.- temperatura
Efecto del pH: en ausencia de sales, algunas proteínas son virtualmente insolubles a su pH
isoeléctrico. Puesto que las distintas proteínas poseen diferentes pH isoeléctricos, pueden
separarse unas de otras mediante la técnica conocida como precipitación isoeléctrica.
Cuando se ajusta el pH de una mezcla de proteínas al pH isoeléctrico de uno de sus
compuestos, gran parte o todo el componente precipitare y sólo quedarán en solución
aquellas proteínas cuyo pH isoeléctrico esté por arriba o por debajo de ese pH.
Efecto de la fuerza iónica: (Concentración salina). Las sales neutras ejercen notorios
efectos sobre la solubilidad de las proteínas globulares. A bajas concentraciones de sales la
solubilidad aumenta, este fenómeno recibe el nombre de solubilidad por salado. Cuando la
concentración de las sales aumenta, la solubilidad de las proteínas disminuye de nuevo, y a
concentraciones altas de sales la proteína puede precipitarse completamente, a este efecto
se lo llama precipitación por salado y/o simplemente salado. Los efectos de aumento o
disminución de la solubilidad por las sales constituye un procedimiento importante para la
separación de las proteínas de una mezcla.
Efecto del disolvente: La adición de disolventes orgánicos neutros miscibles en agua, tales
como el etanol, y la acetona, disminuye la solubilidad en agua de la mayor parte de las
proteínas, hasta el extremo que precipitan de la solución en que se encuentran.
Efecto de la temperatura: Dentro de un intervalo limitado, entre 0º C y 40º C, la mayor parte
de las proteínas son más solubles que al aumentar la temperatura pero con algunas
excepciones. Por encima de 40º C a 50° C, la mayor part e de las proteínas son más
inestables cada vez y comienzan a desnaturalizarse, por lo común con pérdida de solubilidad
en la zona de pH neutro.
Estructura de las proteínas: Cada proteína se caracteriza por tener no solo una proporción
definida de amino-ácidos sino también una secuencia u orden definido y característico. Esta
secuencia de amino-ácidos en orden definido y característico para cada proteína se
denomina estructura primaria de la proteína y está regulada genéticamente. O sea que
resumiendo diremos que la estructura primaria de una proteína está dada por la secuencia y
proporción característica de sus amino-ácidos constituyentes.
Estructura secundaria: cada cadena polipeptídica se encuentra como enrrollada sobre sí
misma, formando un espiral, denominada alfa-hélice. Esta estructura se denomina estructura
secundaria de las proteínas.
Para estudiar la posición de los átomos de una molécula en el espacio se utiliza el método de
difracción de rayos X. La difracción consiste en hacer incidir un haz de rayos X sobre un
cristal, es este caso de una proteína y recoger los haces difractados sobre una placa
fotográfica. Cada mancha que se observa en la placa corresponde a la difracción de los
planos del cristal. Con este estudio se dedujo la estructura tridimensional de la molécula y en
particular la estructura del enlace peptídico.
107
A qué conclusión llegaron
a. Que la unión C-N del enlace peptídico es más corta que la mayor parte de los
enlaces C-N sencillos y que posee algún carácter de doble enlace y no puede girar
libremente.
R
H
O
R
N
H
H
C
C
C
N
O
R
N
H
C
C
H
enlace
peptídico
H
C
Lugares de giro
C
R
O
H
b. Los cuatro átomos comprendidos en el enlace peptídico y los dos átomos de C en
alfa residen en un mismo plano y el O 2 del grupo carbonilo y el H 2 del grupo NH
están en posición trans.
R
C
H
C
O
N
trans
H
R
trans
C
H
c. A partir de estos hallazgos puede comprenderse que el esqueleto de una cadena
peptídica está forrada por una serie de planos relativamente rígida separados por
grupos metileno sustituidos.
H
O
H
N
H
R
C
C
C
lugares
de giro
C
H
O
H
α
α
N
H
N
R
C
C
R
O
Enlace
peptídico
Pauling y Corey estudiaron los modos posibles de retorcerse o plegarse de una cadena
peptídica, teniendo en cuenta las restricciones impuestas por los enlaces peptídicos.
108
En esta estructura denominada alfa-hélice existen:
a). Aproximadamente 3,6 restos de amino-ácidos por cada vuelta de la hélice
b). Los grupos R de los aminoácidos se proyectan hacia el exterior de la hélice.
c). Cada vuelta de la hélice tiene 5,4 A a lo largo del eje y cada resto de aminoácido 1,5
A.
d). La ordenación de la hélice alfa se ve favorecida porque permite la formación de
enlaces puente hidrógeno intracatenarios, entre el N 2 (que es electronegativo) del
enlace peptídico de una vuelta de la hélice y el O 2 del grupo carbonilo de una vuelta
vecina, por lo tanto cada enlace peptídico de la cadena participa en el enlace
hidrógeno.
e). Como con proteínas ricas en S , se forman puentes disulfuro
hélice alfa es el más estable y posee la mínima energía.
S S , éste tipo de
De modo general se acepta en la actualidad que las alfa queratinas fibrosas (pelo, uñas, lana,
etc.) están constituidas por cadenas peptídicas paralelas con ordenamiento alfa helicoidal en
sentido dextro. No todas las cadenas peptídicas forman hélice alfa, pues su tendencia a
formarla depende de los grupos R de la cadena.
Por ejemplo cuando:
- R. es pequeño y no tiene carga, la cadena tiende a formar espontáneamente
hélice alfa.
- R. está cargado positivamente, al hallarse muy próximos se repelen con tanta
fuerza que superan la tendencia a formar enlace hidrógeno intracatenario y
existen como arrollamiento al azar, es decir sin orden.
Lo mismo ocurre cuando el grupo R se encuentra cargado negativamente. Si el grupo R es
voluminoso ofrece un impedimento estérico para la formación de la hélice.
Propiedades ópticas de los enrollamientos helicoidales: Cuando la longitud de la cadena
polipeptídica es hasta 7 amino-ácidos, su rotación óptica es una función aditiva de las
rotaciones de los aminoácidos constituyentes. En cambio en los polipeptídicos largos la
rotación óptica es más dextro rotatoria que la suma de las rotaciones individuales. Por qué?.
Porque se suman las rotaciones individuales más la del enrollamiento helicoidal que puede
existir en dos sentidos, enrollado hacia la derecha o hacia la izquierda.
Estructura terciaria de las proteínas: En las proteínas globulares las cadenas peptídicas se
encuentran plegadas sobre sí mismas, a modo de un ovillo constituyendo la estructura
terciaria, de las proteínas. Fuerzas que estabilizan la estructura terciaria:
a). Puentes hidrógenos:
1.- intracadena, en las alfa hélices;
2.- enlaces hidrógeno intercadena como ocurre en la conformación beta.
b). Uniones hidrofóbicas: en las proteínas existen con frecuencia amino-ácidos, con
cadenas laterales (grupos R) no polares, es decir, con mínima afinidad por el H2O ,
por lo que tienden a ser repelidas de la fase acuosa y a agruparse y adherirse unos
con otros. Se piensa que las fuerzas hidrofóbicas Inducen en buena medida los
plegamientos de las cadenas que son mantenidas por los enlaces H2
c). Enlaces disulfuros - S - S - : Las uniones disulfuro se producen entre residuos de
cisteína, que al oxidarse dejan unidos los S entre sí. Las uniones S - S - S
desempeñan un papel importante en la estructura terciaria, tanto en la unión de
109
cadenas polipeptídicas distintas, como de zonas separadas de una misma cadena y
que forma plegamiento
Estructura cuaternaria de las proteínas: además de las estructuras primaria, secundaria y
terciaria, en algunas proteínas presentan una estructura cuaternaria. Una vez constituida la
molécula proteica, se unen varias formando dímeros, trímeros o polímeros superiores. La
constitución de estos polímeros se conoce como estructura cuaternaria y un ej. tipo lo
constituye la hemoglobina que contiene cuatro cadenas polipeptídicas separadas 2 alfa con
141 restos de amino-ácidos y 2 beta con 146 restos de amino-ácidos. Cada una de las cuales
se halla unida a un resto Hemo. Las cadenas se acoplan en una configuración
aproximadamente tetraédrica. Como conclusión podemos decir:
- La estructura primaria está dada por la secuencia y proporción de los aminoácidos, característica de cada proteína y que es regulada genéticamente.
- La estructura secundaria está dada por el enrollamiento de las cadenas
polipeptídicas formando alfa hélices.
- La estructura terciaria está dada por el plegamiento de las alfa hélices a modo
de un ovillo.
- La estructura cuaternaria, está dada por la formación de polímeros formados
por varias moléculas proteicas.
Desnaturalización de las proteínas: La exposición de la molécula proteica a factores
externos en condiciones extremas le hacen experimentar un cambio tanto estructural como
funcional conocido como desnaturalización. La desnaturalización de la proteína, puede
definirse como un cambio en sus propiedades físicas, químicas y biológicas caracterizado por
un desplegamiento de la molécula, sin ruptura de los enlaces covalentes. Es decir se
obtienen cadenas de amino-ácidos dispersas y sin conexión entre sí. Son numerosos los
agentes que pueden dar lugar a la desnaturalización de una proteína, entre ellos están:
- calor
- agitación violenta
- altas presiones
- congelación y descongelación repetidas
- disolventes orgánicos
- ácidos, álcalis concentrados, etc.
¿ qué efectos provoca. la desnaturalización?
1.- El efecto más visible es la disminución de la solubilidad precipitando con
facilidad.
2.- Si se calienta entre 50º C - 60º C o se enfría entre 10º C - 15º C se forma un
coágulo insoluble. Ej.: clara de huevo que al calentarla se transforma en una
masa blanca homogénea. Lo mismo ocurre con el suero sanguíneo.
3.- Las proteínas pierden su actividad biológica específica. Por ej.: las enzimas
pierden su capacidad de catalizar una reacción química específica. Debido a
que los enlaces covalentes del esqueleto peptídico no se rompen durante la
desnaturalización, se ha llegado a la conclusión de que la desnaturalización se
debe al desplegamiento de la molécula de proteína
110
Arrollamiento al azar
Forma nativa
repliegue
desnaturalización
Forma nativa
Renaturalización de las proteínas: Se ha observado en muchos casos que una molécula
proteína desplegada recupera su forma nativa en un proceso que recibe el nombre de
renaturalización o repliegue. El plegamiento de una proteína desnaturalizada no necesita
aporte de trabajo químico externo. El proceso tiene lugar espontáneamente siempre y cuando
el medio en que se encuentre la proteína tenga un pH y una temperatura adecuada. El
repliegue es muy lento por lo que la desnaturalización parece ser un proceso irreversible.
Además, si la proteína desnaturalizada es una enzima, recupera también su actividad
catalítica sin ningún cambio en su especificidad.
111
TRABAJO PRACTICO 8 Y 9
PROTEINAS
I. OBJETIVOS:
Al finalizar el práctico el alumno estará en condiciones de:
- Definir el comportamiento de las proteínas como iones dipolares o anfolitos;
- Definir punto isoeléctrico;
- Establecer los factores de estabilidad que influyen en la solubilidad de las
proteínas;
- Definir el fundamento de la electroforesis;
- Citar los efectos de desnaturalización y los agentes que la provocan;
- Identificar por reacciones de precipitación y de coloración las proteínas.
II. INTRODUCCION
a. Carga eléctrica neta o total de las proteínas: En la cadena polipeptídica
constituyente de proteína. existen grupos ácidos y básicos libres. Entre los ácidos se
cuentan principalmente los grupos carboxilo que al disociarse liberan un hidrogenión y
adquieren una carga negativa ( − COOH COO - + H+ ). Entre los básicos el principal
es el grupo amino, capaz de fijar un hidrogenión y adquirir una carga positiva ( NH2+ +
H+ NH3+ ) En consecuencia, las proteínas se comportan como iones dipolares o
anfolitos. Si se disuelve una proteína en una solución francamente ácida, la mayor
parte de los grupos amino libres captarán hidrogeniones, cargándose positivamente.
Por otro lado, la mayoría de los grupos carboxilo libres estarán no disociados, es
decir, sin carga alguna. En estas condiciones la proteína presentará una carga neta o
total POSITIVA. Si por el contrario se disuelve la proteína en una solución alcalina, los
grupos aminos libres no fijarán protones, no poseerán carga eléctrica, en cambio, los
grupos carboxilos se disociarán cediendo hidrogeniones al medio y adquiriendo por
ello una carga negativa. En medio alcalino la proteína presentará una carga neta o
total de signo NEGATIVO. Si a la solución de proteína de carácter netamente ácido se
le agrega paulatinamente un álcali, de modo que el pH suba progresivamente, los
grupos básicos cargados positivamente comenzarán a ceder hidrogeniones a la base,
perdiendo así su carga. A medida que aumenta la alcalinidad de la solución los grupos
carboxilo van cediendo sus hidrogeniones y adquiriendo carga negativa. Llegará un
momento en el cual el número total de cargas positivas y negativas será idéntico. En
ese instante, la molécula tendrá una carga eléctrica total igual a cero. El pH de la
solución en el cual la carga neta es nula se conoce cono PUNTO ISOELECTRICO, y
se indica por el símbolo pHi . Como distintas proteínas poseen diferente cantidad de
grupos aminos y carboxilos libres, a un determinado pH el signo y la magnitud de su
carga neta o total será diferente. Por la misma razón, el punto isoeléctrico tiene
valores característicos para cada proteína.
b. Solubilidad de las proteínas: la mayor parte de las proteínas que estudiaremos son
solubles en agua o en soluciones acuosas. Por su tamaño molecular forman
dispersiones coloidales (son coloides obligados) cuya estabilidad se debe a varios
factores. Uno de los más importantes es la propiedad de las partículas dispersas de
atraer las moléculas de solventes polares como el agua, que les forman una cubierta
o aureola denominada capa de solvatación (deshidratación cuando el solvente es
agua). Esta capa separa las micelas coloidales e impide su aglomeración y
precipitación. La presencia de grupos funcionales ionizados, con agua como - NH 2+ y
112
- COO - y de otros grupos funcionales polares ( - Oh y = NH ) produce atracción de
moléculas de agua, que se orientan a su alrededor. Las diferencias de solubilidad
entre distintas proteínas se debe a su diverso grado de hidratación, pues difieren en el
número de grupos con carga y grupos polares que poseen. Debe tenerse en cuenta
también la presencia de grupos no polares (anillos y bencénicos, cadenas alifáticas)
que repelen el agua, cuyo número y distribución influyen en el grado de solvatación.
Otro factor do estabilidad es la carga eléctrica neta o total de la molécula, que es de
igual signo para todas las partículas de una misma proteína y por lo tanto, origina
fuerzas de rechazo mutuo entre moléculas e impide que se agrupen y precipiten. El
valor de la carga neta puede ser diferente para las distintas proteínas en similares
condiciones y ello explica su diferente grado de solubilidad. Esta solubilidad varía con
el pH. La temperatura y la presencia en el medio de sales inorgánicas o solventes
polares. La conducta frente a estos factores es distinta para las diferentes métodos de
fraccionamiento tales como los de precipitación selectiva radiante el agregado de
miles o solventes no polares en diversas concentraciones y condiciones de pH y
temperatura.
c. Efecto del pH: El pH es un factor importante en la solubilidad de una proteína por
cuanto de él depende la magnitud de la carga eléctrica neta de la molécula. La carga
eléctrica total de una molécula proteínica es prácticamente nula en su punto
isoeléctrico y, en consecuencia, la solubilidad será mínima a ese pH. Esta propiedad
puede ser utilizada para separar proteínas de una mezcla modificando el pH hacia
valores en los cuales una de ellas tiende a precipitar mientras las restantes, de
diferente pHi , no son afectadas (separación isoeléctrica). En el pHi la carga neta es
cero, las fuerzas de repulsión intermoleculares desaparecen y la precipitación puede
producirse directamente o luego del agregado de agentes que actúen sobre la capa
de solvatación.
d. Efecto de sales: A bajas concentraciones, las sales favorecen la solubilidad de
muchas proteínas pues los iones inorgánicos interaccionan con los grupos con carga
de las moléculas proteínicas y aumentan las repulsiones de ellas. A medida que se
aumenta la concentración de la sal, los iones inorgánicos se fijan a la molécula de
proteína anulando sus cargas; además, los iones ejercen atracción sobre las
moléculas de agua que forman la capa de solvatación y tienden a despojar a la
proteína de su cubierta hidratante. En consecuencia su solubilidad decrece. Cuando la
concentración alcanza cierto valor, estos efectos se hacen suficientemente intensos
como para provocar la precipitación de la proteína. Los sulfatos de amonio, sodio o
magnesio y el hiposulfito de sodio son entre otras, las sales más utilizadas para
obtener precipitaciones selectivas. En efecto, cuando se agrega una de astas sales a
soluciones de mezclas de proteínas, se puede obtener precipitación de las diferentes
fracciones a medida que se alcanzan distintas concentraciones de sal en el medio; a
este método de separación se lo llama fraccionamiento salino. Estos métodos resultan
convenientes pues las proteínas no son desnaturalizadas y pueden ser redisueltas sin
mengua de sus propiedades.
e. Desnaturalización: Al trabajar con proteínas debe tenerse en cuenta que son
susceptibles a diversos agentes físicos y químicos que pueden producir cambios más
o menos intensos en la estructura de la molécula, que llevan a la desnaturalización o
pérdida de las propiedades naturales. Por lo tanto, siempre que se desee conservar
las características físicas-químicas y biológicas de una proteína, deben utilizarse en
su separación procedimientos que no alteren esas propiedades (trabajar a bajas
temperaturas, evitar cambios bruscos de pH o solventes y sustancias de acción
desnaturalizantes). Los cambios en la estructura molecular que llevan a la
desnaturalización consisten en desplegamientos de la cadena polipeptídica por
113
ruptura de las uniones que mantienen las estructuras secundarias y terciarias, como
puentes hidrógeno, uniones disulfuro, etc. En la práctica se reconoce la
desnaturalización de una proteína por la pérdida de solubilidad (precipitación de sus
soluciones) o por la pérdida de su acción biológica cuando se trata de enzimas,
hormonas, etc. En ciertas ocasiones, una proteína desnaturalizada puede ser
redisuelta y recuperar su actividad fisiológica; en este caso se habla de
desnaturalización reversible. Pero es frecuente que si el agente actuó con tiempo
suficiente o es muy agresivo, la desnaturalización sea irreversible. En estos casos, al
fenómeno de precipitación se lo suele denominar coagulación. A veces, la
desnaturalización provocada por ciertos agentes como el calor no se acompaña de
precipitaciones si simultáneamente no concurren otros factores como presencia de
sales, vecindad al punto isoeléctrico, etc. La desnaturalización se aprovecha a veces
para separar una proteína de una mezcla completa. Si se lleva el pH del medio al pHi
de esta proteína, ella será mucho más susceptible a la desnaturalización que las
otras. Varias reacciones de reconocimiento de proteínas se basan en fenómenos de
desnaturalización pues con ella aparecen cambios visibles como la precipitación. En
muchas técnicas analíticas en líquidos biológicos es necesario eliminar las proteínas,
lo cual se logra por precipitación con agentes desnaturalizantes enérgicos. Entre los
agentes de desnaturalización citaremos el calor, la agitación enérgica, congelación y
descongelación repetida, solventes no polares, ácidos o bases concentradas, metales
pesados, altas concentraciones de urea ,etc.
f. Efecto de solventes poco polares: El agregado de solventes poco polares (etanol,
acetona, etc.) a soluciones de proteínas disminuye su solubilidad y produce precipitación cuando la concentración del solvente alcanza ciertos valores que serán variables
según la proteína de que se trate. La precipitación se acompaña de desnaturalización
a menos que se trabaje a temperaturas muy bajas. Si a una solución de una mezcla
de proteínas se le agrega etanol en forma paulatina, se pueden ir creando condiciones
de solubilidad diferentes para las distintas proteínas y obtener precipitación selectiva
de las mismas. (fraccionamiento alcohólico). El alcohol aísla a la molécula proteínica
de las moléculas de agua que forman la capa de solvatación por ser mucho menor su
constante dieléctrica. Para lograr la precipitación fraccionada hay que hacer
cuidadosos ajustes de la temperatura y pH para evitar la desnaturalización y para
disminuir en lo posible la carga total de las moléculas de proteínas.
g. Electroforesis: Si se somete una proteína a la acción de un campo eléctrico en un
medio cuyo pH sea ácido con respecto al punto isoeléctrico de la proteína, su carga
eléctrica positiva determinará que se desplace hacia el cátodo o polo negativo (se
comporta como un catión). A un pH por encima del punto isoeléctrico, se desplazará
hacia el polo positivo pues su carga será negativa (se comporta como un anión). La
magnitud te la carga eléctrica es proporcional a la diferencia entre el pH del medio y el
pHi de la proteína, mientras más se aleje el pH del punto isoeléctrico mayor será la
carga neta manifiesta y mayor la velocidad de migración de la proteína en el campo
eléctrico. Si el punto isoeléctrico coincide con el pH del medio la proteína no poseerá
carga eléctrica y no de desplazará hacia los polos. El desplazamiento de proteínas por
acción de un campo eléctrico se conoce con el nombre de electroforesis. Si una
mezcla de dos o más proteínas cuyos pHi sean diferentes se disuelven en un medio
de determinado pH, las diferencias entre éste pH y el pHi de cada proteína serán
distintas y por ello y valor de su carga neta y su velocidad de migración en el campo
eléctrico serán también distintos. Este fenómeno constituye el fundamento de una
técnica de separación de proteínas : el fraccionamiento electroforético.
114
h. Hidrólisis de proteínas: Es la ruptura de las uniones peptídicas en medio acuoso,
obteniéndose como producto final una mezcla de alfa-aminoácidos. La hidrólisis total
se realiza cuando se desee estudiar la composición en aminoácidos de una proteína
Que previamente ha sido obtenida en forma pura. Los aminoácidos. existentes son
identificados y cuantificados por diversas técnicas cromatográficas.
i. Otras reacciones químicas de Proteínas: Las proteínas pueden experimentar
modificaciones químicas sin hidrólisis, por acción de reactivos sobre los diferentes
grupos funcionales libres de la cadena de aminoácidos. Ello puede dar lugar a la
formación de precipitados(reacciones de precipitación) o a derivados coloreados
(reacciones de coloración). Estas reacciones se utilizan en la investigación y
caracterización de proteínas. Ciertos colorantes se fijan en forma preferencial sobre
proteínas y son utilizados para revelar la presencia de proteínas en loa medios en que
se ha efectuado separaciones electroforéticas. Loa colorantes más utilizados son el
azul de bromofenol y el negro de anido.
III. PARTE EXPERIMENTAL:
A. Aislamiento de la caseína de la leche de vaca
- Fundamentos: las proteínas muestran su mínima solubilidad en su punto isoeléctrico.
Algunas, como la caseína son insolubles a ese pH y pueden precipitarse directamente
de sus soluciones por ajuste del pH al valor de su punto isoeléctrico.
- Técnica:
1. Diluya 5 ml de leche con 5 ml de agua destilada, en un vaso de precipitación
de 50 ml.
2. Añada HCl 0,1N gota a gota con una pipeta, mientras agita con suavidad
hasta que se forme un primer precipitado abundante. En su mayor parte este
precipitado está constituido por caseína, la proteína más abundante de la
leche.
3. Deje sedimentar el precipitado y determine el precipitado del suero
sobrenadante mediante una tira de papel indicador. Compare el color con el
producido por una solución buffer pH 4,6. Ajuste el pH hasta ese valor (pH del
suero), agregando HCl 0,1 N y NONaOH 0,1N según sea necesario.
Transferir a un tubo de centrifuga.
4. Centrifugue la suspensión durante 5 minutos. El suero sobrenadante contiene
otras proteínas que también interesa estudiar, de modo que conviene
decantarlo cuidadosamente y reservarlo para posteriores investigaciones en
un tubo de ensayo.
5. Al tubo de centrifuga que contiene el sedimento de caseína agregue unos 10
ml de agua acidulada (preparada con 100 ml de agua destilada más 10 gotas
de HCl 0,1 N) y suspenda el precipitado mediante una varilla de vidrio.
Centrifugue nuevamente y deseche el agua de lavado. Repita una o dos veces
esta operación.
6. Añada al tubo 12,5 ml de acetato de sodio 0,2 N y remueva el precipitado con
una varilla de vidrio hasta lugar que la caseína que de finamente suspendida
en el medio.
B. Determinación del punto isoeléctrico de la caseína
Se suspende la caseína en una serie de soluciones buffer de acetato de de sodio,
ácido acético de diferente pH y se determina en cual de ellas se produce la máxima
precipitación. Se utilizará una concentración de proteína que permita la visualización
115
del precipitado.
Técnica:
1. Diluye en un tubo de ensayo 1,5 ml de la suspensión de caseína con 8,5 ml de
agua destilada.
2. Preparar una serie de tubos con soluciones amortiguadoras de acetato de
sodio ácido acético en las siguientes proporciones:
Acetato
de Sodio
Ácido acético
0.2 N
0.2 N
1
1.2 ml
8.8 ml
3.8
2
2.65 ml
7.35 ml
4.2
3
4.9 ml
5.1 ml
4.6
4
7.0 ml
3.0 ml
5.0
5
8.6 ml
1.4 ml
5.4
Tubo Nº
pH a 18º C
3. Añada a cada tubo 0,2 ml de caseína diluida y agite.
4. Deje los tubos en reposo y observe al cabo de 20 ó 30 min. Registre la
turbidez en cada tubo y exprese la intensidad de la precipitación mediante
valores arbitrarios en una escala de 0 a 4. Dibuje una gráfica representando la
intensidad de la turbidez en ordenadas y el pH en las abscisas. El punto
isoeléctrico corresponde al pH del tubo donde la turbidez es máxima.
C. Investigación de otras proteínas contenidas en el suero de la leche.
Además de la caseína, en la leche existen otras proteínas del tipo de albúmina y de
las globulinas (lactoalbúmina y lactoglobulina). Su investigación puede efectuarse
mediante reacciones de reconocimiento de proteínas, ya sean reacciones de
precipitación o de coloración.
o
Reconocimiento de proteínas por el calor: el calor desnaturaliza las proteínas,
precipitándolas. La precipitación no se hace evidente si la proteína está muy
diluida, si el medio es muy pobre en sales o si el pH de la solución está muy
alejado del punto isoeléctrico de la proteína. Caliente sobre la llama de un
mechero un tubo de ensayo que contenga aproximadamente 1 ml de suero de
leche. Observará un precipitado blanco de proteínas coaguladas.
o
Reacción del ácido nítricos: Los ácidos fuertes desnaturalizan en forma
irreversible a las proteínas, fenómeno que se evidencia por la formación de un
precipitado. En un tubo conteniendo 1 ml de ácido nítrico concentrado agregue
con cuidado la solución problema haciéndola deslizar lentamente por las paredes
del tubo para que no se mezclen las soluciones. En la superficie de contacto entre
los dos líquidos se formará una capa de proteínas coaguladas.
o
Reacción de Biuret: Si se agrega una sal de cobre a una solución de proteínas
en medio alcalino, el cobre se fija por enlace coordinando en los restos = NH de
las uniones peptídicas y forma un derivado coloreado. La reacción es positiva
cuando en el problema existen moléculas que poseen 1 o más uniones peptídicas.
A 1 ml del suero de leche añada la misma cantidad de solución de NaOH 2,5 N.
Agite y agregue unas gotas de sulfato de cobre al 0,1 %. En presencia de
proteínas aparecerá un color violeta.
116
o
Separación de albúmina y globulinas por "salado" con sulfato de amonio:
Fundamento: el agregado de ciertas sales a soluciones complejas de proteínas
permite su fraccionamiento pues distintas proteínas son precipitadas a diferente
concentración salina. Así las proteínas del tipo de las globulinas son precipitadas
de sus soluciones cuando se agrega sulfato de amonio hasta concentraciones
correspondientes a 50% de saturación. La albúmina en cambio sólo precipita
cuando se alcanza la saturación con sulfato de amonio. Técnica: a unos 4 ml. del
suero de leche agregue igual cantidad de solución saturada de sulfato de amonio.
En la mezcla se alcanza de este modo media saturación de la sal y se lograré.
precipitar las lactoglobulinas. Filtrar con papel de filtro y en una pequeña fracción
del filtrado investigue si existe aún proteína por cualquiera de las reacciones
anteriormente descriptas. Si la reacción es positiva, agregue al resto del filtrado
sulfato de amonio en cristales hasta llegar a la saturación. Esta operación debe
precipitar la lactoalbúmina presente en la solución. Filtre e investigue de nuevo
proteína en el filtrado. Las reacciones serán negativas esta vez. El método
descrito se utiliza para la separación selectiva de proteínas en una mezcla pero
puede obtenerse mayor solución con otras técnicas, como el agregado de etanol a
pH y temperatura adecuadas, la cromatografía en columna, las técnicas
electroforéticas, etc.
D. Separación de proteínas por electroforesis
La electroforesis es un método de estudio ampliamente difundido en la investigación
biológica y clínica. A fin de presentar al alumno las posibilidades de esta técnica, se
realizará durante el práctico la separación de proteínas de una mezcla compleja cuya
investigación tiene indudable interés: el suero sanguíneo humano. Ya se ha analizado
la importancia que tiene el pH del medio en el cual se encuentra una proteína para
determinar la magnitud y el signo de carga eléctrica. En estudios electroforéticos de
proteínas del suero sanguíneo se aconseja trabajar a un pH de 8,6 pues todas las
fracciones proteínicas del suero tienen sus puntos isoeléctricos por debajo de ese
valor. En consecuencia todas poseerán carga negativa y se comportarán como
aniones en el campo eléctrico. El método original de Tiselius obtiene migración en el
seno de un liquido conductor contenido en un tubo en "U"; a este método se lo
denomina "electroforesis libre". En cambio, cuando la migración se realiza sobre un
medio "soporte sólido" como el papel de filtro, el acetato de celulosa, o gel de distintas
naturalezas (agar, almidón, poliacrilamida), se habla de "electroforesis de zona". Estos
últimos son los métodos más accesibles para laboratorios corrientes y son los más
utilizados en la práctica. En todas las técnicas mencionadas la magnitud de la carga
neta de la proteína es el principal factor determinante de su velocidad de migración,
pero en algunos medios so portes, especialmente gel de algodón y poliacrilamida,
también influye el tamaño y forma de la molécula. El alumno utilizará la técnica sobre
acetato de celulosa que por su facilidad de ejecución, es la más difundida en práctica
clínica.
Técnica: Se utilizará un dispositivo como el esquematizado en la figura 1, que consta
esencialmente de: 2 cubetas que contengan la solución buffer, en cada una de las
cuales se sumerge uno de los electrodos terminales de una fuente de corriente
constante, una fuente de corriente continua, de voltaje regulable, con instrumentos
para medir el voltaje y ampere de la corriente que atraviesa el sistema. Entre las dos
cubetas se coloca, a manera de puente, tiras de acetato de celulosa, cuyos extremos
se sumergen en la solución buffer de cada una de las cubetas. El acetato de celulosa
se embebe por capilaridad con el líquido y, de este modo, cierra el circuito.
Siembra de material: Tome una banda de acetato de celulosa y sumerja en buffer la
tira durante 10 min.; llene las cubetas de los electrodos con buffer de veranal sódico
8,24 g por litro; pH 8,6. Coloque entonces la tira a modo de puente entre las dos
cubetas, sumergiendo los extremos en la solución buffer. Espere el tiempo suficiente
para que el líquido embeba completamente la tira.
117
+
-
Figura 1
Esquema muy simplificado de un dispositivo para electroforesis sobre acetato de
celulosa.
Albúmina
(-)
(+)
Separación en fracciones
de una proteína
α1 α2
β
γ
Figura 2
Esquema de las fracciones proteínicas del suero sanguíneo humano separadas:
electroforéticamente sobre papel. Se ha tratado de reproducir la intensidad en cada
banda.
Con un sembrador deposite 1,5 lambdas (1 lambda = 0,001 ml) de suero sanguíneo
sobre el acetato de celulosa, a 1 cm del extremo catódico de la tira. Esta operación
recibe el nombre de "siembra" y debe realizarse en forma de trazo perpendicular al eje
longitudinal del acetato de celulosa.
Migración electroforética: El conjunto de cubetas y acetatos de celulosa debe
quedar en un compartimiento cerrado para reducir la evaporación. Conecte los
electrodos a los polos de la fuente eléctrica, cierre el circuito y regule la corriente a
una intensidad de 200 voltios fijos. Las proteínas comenzarán su desplazamiento
hacia el ánodo con velocidad proporcional a su carga. Se deja pasar la corriente
durante 30 - 40 min.
Revelado de proteínas: completado el tiempo de migración, interrumpa el paso dé
corriente, saque la tira de acetato de celulosa. Como las proteínas séricas no se
visualizan directamente, es necesario someterla a una baño de colorante que tiña
selectivamente las proteínas y revele su posición. Para ello, sumerja la tira, durante 10
min. en un recipiente que contiene azul de amido. Al cabo de 10 min, retire la tira del
líquido de tinción, colocarlas en decolorante. Repita los lavados hasta eliminar por
completo el colorante.
Determinación del porcentaje relativo de cada fracción: El suero sanguíneo
humano normal posee cinco fracciones proteínicas separables por electroforesis en
118
acetato de celulosa. Cada una de estas fracciones aparecen después de la tinción
como una banda de color azulado. La anchura de cada banda y la intensidad de la
tinción son proporcionales a la cantidad de proteínas de cada fracción. La fracción de
mayor movilidad es la banda más intensamente coloreada y corresponde a la
seroalbúmina. Las bandas restantes pertenecen a distintas fracciones globulínicas,
que por orden de velocidad de migración se denominan α1 -globulina, α 2 -globulina;
β -globulina y γ -globulina. Uno de los métodos utilizados para determinar la
proporción relativa de las diferentes fracciones es la elupción del colorante depositado
en cada una de las bandas y posterior determinación fotocolorimétrica.
Otras técnicas como la densitometría, permiten trazar una curva en la cual se dibujan
ondas o "picos" cuyas dimensiones son proporcionales a la cantidad de colorante
fijado en cada fracción. A los fines prácticos, se puede considerar que la cantidad de
colorante depositado en cada banda guarda una relación directa con la cantidad de
proteína existente en la misma.
En este trabajo se aplicará la técnica de elución. Para ello se delimitará cada una de las
fracciones teñidas sobre el acetato de celulosa, cortando la zona correspondiente a cada
banda. (ver figura 2). Coloque el trozo de acetato de celulosa correspondiente a cada banda
en un tubo de ensayo. como blanco utilizará un trozo de acetato de celulosa cortado de una
región de la tira donde no exista proteínas. Agregue a cada tubo 5 ml de ácido acético al
80%, y 10 ml al tubo correspondiente a la albúmina. El colorante se solubilizará en el líquido.,
Mida la concentración en un fotocolorímetro utilizando un filtro que deje pasar luz de 510 m.u.
Lleve a cero el aparato con el blanco obtenido en el trazo de celulosa sin colorante. De las
lecturas obtenidas calcule el porcentaje que corresponde a cada fracción.
Ejemplos:
Supongamos que las lecturas registradas fueron 200 para albúmina (se lo multiplica por 2),
20 para globulina α1 , 35 para globulina α 2 , 60 para globulina β , y 120 para globulina γ . La
suma de todos estos valores da 4,35, que correspondería al 100% de colorante o proteína
total. El porcentaje de cada fracción se obtiene por regla de tres simple. Para α1 , por
ejemplo, se plantea la relación:
435 ………………. 100%
20 ………………. x
Para transformar los porcentajes así obtenidos en valores absolutos que se expresan en
gramos por 100 ml de suero, es necesario determinar la concentración de proteínas totales
del suero.
DETERMINACION DE PROTEINAS TOTALES EN SUERO SANGUINEO
Método de Robinson, Gornall Bardawill y David.
Fundamento: Se determina fotocolorimétricamente el calor producido por el suero con un
reactivo de buiret y se lo compara con el que desarrolla una solución de concentración
proteínica conocida.
Reactivos:
- Reactivo de biuret: en 500 ml de agua disuelva 1,5 g de sulfato de cobre
pentahidratado y 6,0 g de tartrato sódico potásico. Agregue 300 ml de NaOH al 10%,
agitando continuamente durante la adición. Enrase con agua hasta volumen final de
1000 ml.
119
- Solución de cloruro de sodio al 0,9%: La concentración de proteínas en el problema
se obtiene comparando la lectura obtenida con la producida por una solución testigo
de concentración proteínica conocida. Se utilizan dos tubos B (blanco) en el que se
colocan 2 ml de la solución de cloruro de sodio y otro D (desconocido) en el que se
vierten 1 ml de cloruro de sodio y 0,1 ml de suero. A ambos tubos se añaden 8 ml de
reactivo de biuret y se mezcla por inversión. Se deja en reposo 20 min. La lectura se
hace en fotocolorímetro usando filtro verde (540 u). La concentración se obtiene
comparando la lectura obtenida con la producida por una solución testigo de
concentración proteínica conocida.
IV. INFORME
a. Dibujar una gráfica representando la intensidad de la turbidez en ordenadas y el
pH en las abscisas, para determinar el punto isoeléctrico de la caseína;
b. Anotar los cambios observados en las reacciones de reconocimiento de las otras
proteínas de la leche.
c. Dibujar un esquema de las diferentes fracciones proteínicas separadas por
electroforesis del suero sanguíneo y colocar sus nombres respectivos.
V. BIBLIOGRAFÍA
a. Aiquel F. "Manual de Análisis clínico" 135, 136- 1969;
b. Blanco A. "Guía de Trabajos Prácticos de Química Biológica de la Universidad de
Ciencias Médicas de Córdoba", 1972.
120
TEMA X: Enzimas
Definición: las enzimas son proteínas con actividad biológica que actúan como catalizadores
con respecto al sustrato y a la reacción que catalizan en forma especifica. Pertenecen a la
clase de moléculas proteicas más numerosas y especializadas.
Proteínas:
1.- Enzimas
2.- Hormonas
O sea que las enzimas son proteínas de acción catalítica con un elevado grado de
especificidad. La primera enzima aislada en forma cristalina fue la "ureasa" por Summer en el
año 1926, quién demostró que los cristales se hallaban constituidos por proteínas. En la
actualidad se han identificado un millar de enzimas diferentes. De todas éstas, unas se
aislaron en forma pura y homogénea y otras 150 se aislaron en forma cristalina.
Clasificación: muchas enzimas han sido designadas añadiendo al nombre del sustrato el
sufijo asa.
Sustrato: es la molécula sobre la cual la enzima ejerce su acción catalítica. Ejemplo:
ureasa
UREA
sustrato
AMONIACO
+
ANHIDRIDO CARBONICO
E
arginasa
UREA
ARGININA
E
+
ORNITINA
productos
Como esta nomenclatura resultó en algunos casos poco práctica o engorrosa, se adoptó una
nomenclatura y clasificación siguiendo las recomendaciones de la "Comisión Internacional de
Enzimas"
Este sistema divide a las enzimas en seis clases principales:
1. Oxidoreductasas
4. Liasas
2. Transferasas
5. Isomerasas
3. Hidrolasas
6. Ligasas o Sintetasas
Cada clase a su vez se divide en subclases y cada subclase en subclases. Cada enzima
posee un número de clasificación que lo identifica. Por ejemplo:
Nombre trivial de la enzima: Transaminasa
Nombre sistemático: Glutamato piruvato aminotransferasa
Reacción catalizada:
GLUTAMATO + PIROVATO
ALFA OXOGLUTARATO + ALANINA
121
Nombre trivial: Hexoquinasa
Nombre sistemático: ATP hexosa fosfoaminotransferasa
Reacción catalizada:
ATP +
GLUCOSA
GLUCOSA-6-FOSFATO
+
ADP
Cofactores enzimáticos: a semejanza de otras proteínas, las enzimas pueden clasificarse
basándose en su composición química, así:
- Enzima simple: que por hidrólisis dan aminoácidos
- Enzimas conjugadas: que por hidrólisis dan aminoácidos y otros compuestos no
proteicos
Desde el punto de vista funcional algunas enzimas dependen para su actividad solamente de
su estructura proteica, mientras que otras necesitan además para ser activas estructuras no
proteicas o COFACTORES. El cofactor puede ser:
- Ion metálico
- Moléculas orgánicas complejas (coenzimas)
Los cofactores son generalmente estables al calor mientras que muchas proteínas
enzimáticas son termolábiles.
- El complejo ENZIMA COFACTOR se llama HOLOENZIMA.
- Cuando el cofactor se separa, la proteína restante que es inactiva se llama
APOEN ZIMA..
- Las coenzimas unidas estrechamente a la enzima se llaman GRUPOS
PROSTETICOS.
Cinética Química: Antes de estudiar en detalle la catálisis enzimática vamos a ver algunos
términos que se deben conocer en cuanto a reacciones químicas. Si en una reacción nos
basamos en el número de moléculas que deben reaccionar para formar los productos de la
reacción hablaremos de reacciones:
a. Monomoleculares
b. Bimoleculares
c. Trimoleculares
Si clasificamos a la reacción química sobre una base cinética o sea por el orden de reacción
tendremos:
a. Reacciones de orden cero
b. Reacciones de primer orden
c. Reacciones de segundo orden
d. Reacciones de tercer orden
De esto depende la influencia que tengan sobre la velocidad de la reacción, la concentración
de las sustancias reaccionantes en un conjunto determinado de condiciones como por
ejemplo: pH, temperatura, etc.
122
Reacciones de primer orden: son aquellas que ocurren a una velocidad exactamente
proporcional a la concentración de un reaccionante. Ej.
P (monomolecular)
A
O sea la velocidad de la reacción es proporcional a la velocidad de desaparición de A ó
aparición de P.
Reacciones de segundo orden: en éstas la velocidad es proporcional al producto de la
concentración de dos reaccionantes. Ej.
A
+
B
P (bimolecular)
Reacciones de tercer orden: son menos frecuentes, la velocidad es proporcional al producto
de tres términos de concentración. Ej.
A
+
B +
C
P (trimolecular)
Reacciones de orden cero: son reacciones químicas independientes de la concentración de
los reaccionantes
Catálisis:
Si A
P
Estado de Transición
Estado Libre
No catalizada
Catalizada
Estado inicial
Curso de la reacción
A se transforma en P porque cierta fracción de A posee en un instante dado, mucha más
energía que el resto de la población, esta energía seria la necesaria para alcanzar un estado
activo en el que se rompe o se establece un enlace químico para dar lugar a la formación de
P. En toda reacción hay un estado de transición que sería el estado rico en energía.
estado de transición
A
P
Si se eleva la temperatura, se incrementa la energía y se hace mayor el número de moléculas
capaces de entrar al estado de transición. Por cada aumento de 10º C en la temperatura la
velocidad de reacción se duplica. Los catalizadores aceleran las reacciones químicas
disminuyendo la energía libre de activación o sea el catalizador se combina con las
sustancias reaccionantes y da un estado de transición con menor energía libre que el estado
de transición de la reacción no catalizada. Al formarse los productos se regenera el
catalizador al estado libre.
123
Cinética de reacciones catalizadas por enzimas: los principios cinéticos de las reacciones
químicas ya descriptos son también aplicables a reacciones catalizadas por enzimas.
Un rasgo diferencial seria:
El fenómeno de saturación de la enzima por el sustrato
A
P
A bajas concentraciones de A la velocidad de la reacción es proporcional a la concentración
del sustrato (primer orden). A medida que aumenta la concentración de A la velocidad se
hace menor y no es proporcional a la concentración del sustrato (orden mixto). Si se aumenta
más la concentración de A la velocidad se hace constante e independiente de la
concentración del sustrato (orden cero). La enzima se ha saturado con el sustrato, la reacción
se halla limitada por la concentración de la enzima. Este efecto de saturación condujo a
Michaelis Menten (1913) a formular una teoría general de la acción de las enzimas y de su
cinética.
K1
E + S
ES
K2
Esta reacción está regulada por una corriente de equilibrio o corriente de Michaelis.
[S] (E libre )
= Km
(ES )
La concentración de la E libre y la del complejo ES no pueden medirse pero si se puede
medir la concentración de la E total.
[E total ] = [E libre ] + [ES ]
[E libre ] = [E total ] − [ES ]
Km =
Km =
[S ][. E total ] − [ES ]
[ES ]
[S][. E total] − [ES]
[ES]
Se distribuye:
Km = [S ]
(1)
[E total ] [ES ]
−
[ES ]
[ES ]
 [E total ] 
Km = [S ]
 −1
 [ES ] 
La velocidad de la reacción es proporcional a la concentración del complejo ES, o sea cuando
toda la enzima se halla formando complejo con el S la velocidad será máxima (Vmáx) y en
este caso:
[E total] = [ES] (no hay nada de E libre )
124
Si la mitad de la E está libre y la otra mitad forma complejo con el sustrato la velocidad será:
−
Vmax
2
ES =
y
E total
2
Entonces



 [E total]
Km = [S] 
− 1

 [E total]




2
Km = S
cuando Vmax es
En síntesis Km = S si la
o sea
Km = [S ]
[E total ] − 1
1
[E total ]
2
1
.
2
1
1
de la E está libre y la otra
forma complejo. Si graficamos:
2
2
V
II
Vmax
E + S
ES
K3
P + E
V/2
S
La fase II se origina:
1. Si el S se termina
2. Si se forman productos que inhiben la reacción
3. Por desnaturalización de la E
Ecuación de Michaelis Menten: partiendo de la relación (1) que es la siguiente:
Km =
Km =
[S][. E total] − [ES]
[ES]
(1)
[S][. E total] [S][ES]
−
[ES]
[ES]
Km =
[S][. E total]
− [S]
[ES]
[S][. E total]
[ES]
[ES] =
[S][. E total]
(2 )
Km + [S]
Km + [S] =
y luego
La velocidad de disociación de ES en E y productos es:
ES
K3
P + E
125
v = K 3 ES si despejo el valor de ES [ES] =
Reemplazo en (2):
v
K3
[S][. E total]
v
=
Km + [S]
K3
O sea:
. E total] 
 [S][
v = K3
 v = K3 E
 Km + [S] 
v = sería la velocidad máxima cuando toda la E esté unida, al sustrato. Luego toda la E
estaría como complejo ES. O sea: E = [ES]
Esta sería la ecuación de Michaelis Menten:
v=
V ⋅ [S]
Km + [S]
Una de las transformaciones usadas de la ecuación de Michaelis Menten es tomar la
recíproca de ambos miembros.
1
1
1 Km + [S]
V ⋅ [S]
=
=
v Km + [S]
v
V ⋅ [S]
1
Km
[S]
=
+
v V ⋅ [S] V ⋅ [S]
1 Km 1
1 [S]
=
⋅
+ ⋅
v
V [S] V [S]
Ecuación de Lineawaver - Burk:
1 Km 1
1
=
⋅
+
v
V [S ] V
y = a.x + b = ecuación de la recta
a: pendiente
b: ordenada al origen
1
v
1
Km 1 1
=0=
⋅ +
v
V S V
Km
v
Km 1
1
⋅ =−
V S
V
1
1
=−
S
Km
1
v
-
Km
1
S
126
•
El Km representa un índice de la afinidad de la E por el S. Sí una enzima tiene una
constante de Michaelis muy bajo con un determinado sustrato, quiere decir que se
1
de las
requiere una pequeña concentración de sustrato para lograr saturar la
2
1
moléculas de la E y luego para alcanzar la
de Vmax.
2
•
Segundo, indica cuál es el sustrato preferente de una enzima cuya especificidad se
amplia.
•
Tercero, el Km sirve para caracterizar una enzima, en los casos en que x se purifica una
E es necesario siempre conocer este valor.
•
Cuarto, el estudio del Km es un elemento de juicio para interpretar el mecanismo
enzimático, pues varía si se modifica el pH, por la presencia de otros sustratos, si la
reacción es bimolecular, etc.
Influencia de la concentración de la enzima en la velocidad de reacción: si se mantiene
una concentración de S alta como para saturar la E, toda le E se unirá al S y formará el
complejo ES en este caso la velocidad va a depender de la concentración de la E. Existen
diferentes sustancias capaces de inhibir es decir, disminuir la velocidad de las reacciones
enzimáticas sin que se haya desnaturalizado la E. Los inhibidores fueron de gran utilidad para
determinar secuencias metabólicas pues:
E1
Si
A
B
E2
C
E3
D
Si el inhibidor inhibe la enzima E1 se acumulará el sustrato A. Lo mismo ocurre en el caso de
que el inhibidor inhiba E 2 se acumulará B y así sucesivamente. Las enzimas poseen sitios
activos, que seria el lugar donde se fija el sustrato. Hay sustancias o inhibidores que se fijan
en el sitio activo de la enzima por ser químicamente semejantes al sustrato y lo hacen en
forma reversible. A estas sustancias se las denomina: inhibidores competitivos.
Si se aumenta la concentración del sustrato, como tanto el sustrato como el inhibidor
compiten por el sitio activo de la enzima; al haber mayor concentración de sustrato ganará el
sitio activo el sustrato. Si aumenta la concentración del inhibidor ganará el sitio activo el
inhibidor. En este grupo de inhibidores competitivos hay un grupo de sustancias llamadas
antimetabolitos. Su estructura es semejante a los metabolitos normales. Existe otro grupo de
inhibidores que son los no competitivos, que actúan en forma independiente de la
concentración del sustrato. Su acción se explica porque anulan o destruyen ciertos grupos de
la enzima, necesarios para que se fije el sustrato.
En síntesis:
1. Inhibidores no competitivos:
a. disminuyen la Vmax pues suprimen moléculas de la enzima;
b. no modifican el Km;
c. producen cambios irreversibles.
2. inhibidores competitivos:
a. no modifican la Vmax de la enzima;
b. alteran el Km pues la acción del inhibidor disminuye la afinidad de la enzima por el
sustrato;
c. los cambios que producen son reversibles.
127
Influencia del pH en la velocidad de la reacción enzimática: las enzimas para actuar con
eficacia necesitan determinada concentración de iones H2 en el medio.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
pH
Cambios de pH modifican la Vmax y el Km de las enzimas. Si el pH no es el correcto para
una enzima puede ocurrir una desnaturalización parcial de la enzima y reducirse su actividad.
Cada enzima tiene un pH óptimo de acción. Generalmente el pH óptimo de acción de la
mayoría de las enzimas es el neutro (pH = 7) o próximo a él. Aunque existan enzimas que
actúan a pH sumamente ácidos o sumamente alcalinos.
Influencia de la temperatura en la velocidad de la reacción: la temperatura afecta en
forma notable la actividad de la enzima. A 0º C se inhibe por completo la acción de la enzima,
a medida que se aumenta la temperatura aumenta la actividad enzimatica la cual llega a un
máximo a los 40 ó 50º C. A mayor temperatura va disminuyendo gradualmente la actividad
hasta que a los 100º C la mayoría se inactivan por completo. Esta inactivación sería
irreversible pues las proteínas se desnaturalizan por coagulación.
V
40º C
T
Efecto de la concentración de sustrato en la actividad enzimática: se mantiene constante
la concentración de la enzima, la velocidad inicial de una reacción monomolecular depende
de la concentración de sustrato pues a mayor concentración de sustrato habrá mayor
concentración del complejo E - S.
V
orden cero
1º orden
[S]
128
En las reacciones enzimáticas llegamos a una Vmax donde a pesar de aumentar la
concentración de sustrato la velocidad no aumenta , es constante. O sea que se transforma
en una reacción de orden cero donde la velocidad es independiente de la concentración del
sustrato. En una palabra, la enzima se satura de sustrato.
Mecanismo de las reacciones enzimáticas: en la formación del complejo E-S intervienen
diversas clases de uniones. A veces serian fuerzas iónicas, otras enlaces hidrófobos o a
veces puentes hidrógeno. Cuando el complejo E-S da origen a los productos y se regenera la
enzima libre, quiere decir que algunos de estos enlaces se ha roto.
ES
E + S
E + P
Todas las teorías sobre el mecanismo de la reacción enzimática, postulan que la combinación
entre la enzima y el sustrato producen alguna forma de "activación" de las moléculas del
sustrato. Esta activación se produce por:
1. Desplazamiento de electrones;
2. Por lo tanto polarización del sustrato;
3. Distorsión de ligaduras que intervienen en la reacción.
Sistemas multienzimáticos: en las células intactas las enzimas trabajan juntas en
secuencias encadenadas en las que el producto de la primera enzima es el sustrato de la
siguiente. Se distinguen 3 niveles en la complejidad de la organización molecular de los
sistemas enzimáticos.
a. En los más sencillos las enzimas individuales están en solución en el citoplasma como
entes moleculares independientes;
B
A
E1
C
E2
P
E
D
E3
E4
En
b. En los de organización superior, las enzimas individuales se hallan asociadas
físicamente y actúan en forma conjunta como complejos enzimáticos. Ej: el complejo
que cataliza la síntesis de de los ácidos grasos está formado por tipos (7) diferentes de
moléculas enzimáticas ordenadas en una agrupación íntimamente unidas. Este
complejo no se disocia con facilidad en moléculas enzimáticas separadas, pues las
moléculas de esta enzima aisladamente son inactivas.
E1
E2
E5
E3
E4
E6
E7
c. Los sistemas multienzimáticos de mayor grado de organización son aquellos asociados
con grandes estructuras supramoleculares como ser ribosomas o membranas.
membrana
E1
E2
E3
129
Un complejo importante sería la cadena de las enzimas respiratorias responsables de la
transferencia de electrones desde los sustratos al aceptor final oxígeno. Las moléculas de
enzima individualmente están ligadas a la membrana interna de las mitocondrias y forman
parte de su estructura. En un sistema multienzimátíco cada miembro de la secuencia posee
su propio Km característico para su sustrato y para su cofactor.
Isoenzimas: Uno de los problemas que se planteó en los últimos tiempos al aplicar métodos
continuos para el fraccionamiento de proteínas (como la electroforesis en soportes de geles o
la cromatografía con derivados de la celulosa), es la existencia de formas múltiples de una
enzima que cumplen la misma función catalítica. A las formas diversas de una enzima con
igual especificidad de sustrato se les llama isoenzimas o izozimas. Las isoenzimas serían
formas moleculares separables dentro de una misma enzima. Uno de los casos mejor
estudiados de isoenzimas es el de la deshidrogenasa láctica; se puede aislar al estado
cristalino a partir de extractos de músculos o de otros tejidos animales. Se creía que era una
enzima pura; pero al someterla a la electroforesis en gel de almidón se han separado 5
isoenzimas:
1. Cada isoenzima tiene un PM aproximadamente igual de 135.000
2. Todas tienen como sustrato al ácido láctico
3. Todas tienen como coenzima al NAD (nicotinamida-adenina-dinuleótidotido)
4. Tienen diferente estructura proteica y diferentes propiedades físicas.
A su vez cada isoenzima está constituida por 4 unidades polipeptídicas de igual tamaño.
Estas-unidades presentan 2 tipos de cadenas polipeptídicas A y B con cargas eléctricas
diferentes. Si se permite la unión al azar de las 2 cadenas se obtienen 5 tetrámeros.
A)
A)
A)
A)
A)
0
1
2
3
4
B4
B3
B2
B1
B0
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
Inhibidor No Competitivo
Inhibidor Competitivo
1
v
1
v
1
vp
1
v
−
1
v
1
Km
−
1
Kp
varía Km y se obtiene Kp
1
S
−
1
Km
1
S
varía Vmax y se obtiene vp
130
TRABAJO PRACTICO: ENZIMAS
OBJETIVOS:
a). Determinación de la actividad de la enzima ureasas.
b). Determinación de la influencia de la concentración de la enzima sobre la velocidad de
reacción.
c). Determinación de la influencia de la concentración del sustrato sobre la velocidad de
reacción.
d). Determina le influencia de le temperatura sobre la velocidad de la reacción
e). Influencia del pH sobre la velocidad de la reacción
PARTE EXPERIMENTAL
En este trabajo práctico se estudiará la influencia de ciertos factores sobre le velocidad de
una reacción catalizada por una enzima. Se utilizará como enzima la ureasa.
DETERMINACION DE LA ACTIVIDAD UREASICA
Fundamento: La ureasa descompone específicamente a la urea produciendo dióxido de
carbono y amoníaco, éste reacciona con el fenol e hipoclorito en medio alcalina produciendo
azul de indofenol que se determina colorimetricamente a 540 nm.
Técnica: Colocar en un tubo de ensayo 20 microlitros (0,02 ml) de sustrato (urea) y 1 gota de
enzima (ureasa), colocar en un baño a 37º C durante 5' al cabo de los cuales se agrega 1 ml
de reactivo 1 (fenol) y 1 ml de reactivo 2 (hipoclorito); se mezcla por agitación suave, se deja
en el baño 5' más y luego se agrega 10 ml de agua destilada.
Experiencia 1: Influencia de la concentración de enzima sobre la velocidad de la reacción.
TUBO
SUSTRATO
(UREA)
ENZIMA
(UREASA)
BAÑO
37º C
1
0.02 ml
1 gota
5’
2
0.02 ml
2 gotas
5’
3
0.02 ml
3 gotas
5’
4
0.02 ml
4 gotas
5’
5
0.02 ml
5 gotas
5’
REACTIVO
1
REACTIVO
2
5’
AGUA
1 ml
1 ml
BM 5’
10 ml
1 ml
1 ml
BM 5’
10 ml
1 ml
1 ml
BM 5’
10 ml
1 ml
1 ml
BM 5’
10 ml
1 ml
1 ml
BM 5’
10 ml
131
Experiencia 2: Influencia de la concentración de sustrato sobre la velocidad de reacción.
TUBO
SUSTRATO
ENZIMA
BAÑO
37º C
REACTIVO
1
1
0.02 ml
1 gota
5’
1 ml.
2
0.04 ml
1 gota
5’
1 ml.
3
0.06 ml
1 gota
5’
1 ml.
4
0.08 ml
1 gota
5’
1 ml.
REACTIVO
2
BM 37º C
AGUA
DESTILADA
1 ml.
5’
10 ml.
1 ml.
5’
10 ml.
1 ml.
5’
10 ml.
1 ml.
5’
10 ml.
Experiencia 3: Influencia de la temperatura sobre la velocidad de la reacción
En 3 tubos de ensayo se colocan 0,02 ml de sustrato y 1 gota de enzima. Luego a uno de los
tubos se lo coloca en un baño de hielo, a otro en un baño a 37º C y al tercero en un baño de
ebullición y se los deja 5' luego se agrega a todos 1 ml de reactivo numero 1 y 1 ml de
reactivo número 2; se deja actuar 5' más en sus respectivos baños y luego se agrega a los 3
tubos 10 ml de agua destilada.
Experiencia 4: Influencia de pH sobre la velocidad de la reacción.
TUBO
SUSTRATO
ENZIMA
pH
BAÑO 37º C
1
0.02 ml
1 gota
1 ml. HCl
5’
2
0.02 ml
1 gota
1 ml. 1NaOH
5’
3
0.02 ml
1 gota
1 ml. 1H 2 O
5’
REACTIVO
1
REACTIVO
2
AGUA
1 ml
1 ml
10 ml
(½ ácido)
1 ml
1 ml
10 ml
(½ alcalino)
1 ml
1 ml
10 ml
(½ neutro)
INFORME:
Represente gráficamente todos los resultados: concentración de enzima, concentración de
sustrato, pH y temperatura en función de la velocidad de la reacción.
BIBLIOGRAFIA:
Guía de trabajos prácticos de Química Biológica (1976). Niemeyer.
132
TEMA XI: NUCLEOTIDOS Y POLINUCLEOTIDOS
Nucleósidos de 5'-difosfato y 5'-trifosfato. Otros mononucleótidos. Dinucleótidos.
Polinucleótidos. ADN - ARN. Unión covalente de los ácidos nucleicos. Complejo proteínaácido nucleico.
-------------------------------------Nucleoproteínas: son proteínas conjugadas formadas por ácidos nucleicos y proteínas. A su
vez los ácidos nucleicos están constituidos por la unión de unidades denominadas
nucleótidos o mononucleótidos.
Ácidos nucleicos
+
proteínas
(mononucleótidos)n
Qué importancia tienen, porqué los estudiamos?:
a. Porque participan en los procesos mediante los cuales la información genética se
almacena, se replica y se transcribe.
b. Actúan como coenzimas transportadoras de energía.
c. Actúan como coenzimas en la transferencia de ácido acético, azúcares, aminas y
otras biomoléculas.
d. Actúan como coenzimas en las reacciones de óxido-reducción.
Componentes de los mononucleótidos: los mononucleótidos contienen 3 componentes
característicos:
1. una base nitrogenada
2. un azúcar de cinco átomos de carbono
3. ácido fosfórico
Bases nitrogenadas: en los nucleótidos se encuentran dos clases de bases nitrogenadas:
a. purinas;
b. pirimidinas.
Son derivadas de los compuestos heterocíclicos aromáticos purina y pirimidina.
Purina: resulta de la unión de un núcleo pirimidínico con uno imidazólico (ciclo penta-atómico
con dos átomos de nitrógeno separados por un átomo de carbono).
CH
4
5 CH
N 3
CH
6
N
CH
HC
N
7
5C
N 1
8 CH
+
6 CH
HC 2
N
4C
HC 2
HC
3
1
N
H
pirimidina
imidazol
9
N
H
N
purina
133
Pirimidina: resulta de la sustitución de dos carbonos alternados por átomos de nitrógeno.
CH
CH
4
HC
CH
N
3
5
CH
HC
CH
HC
2
6
CH
1
CH
N
Cuáles son las bases pirimidínicas: en los nucleótidos existen tres bases pirimidínicas:
a. uracilo;
b. timina;
c. citosina.
Se designan respectivamente U - T - C. Existen, además cierto número de pirimidinas menos
importantes que son poco frecuentes como la 5-metil citosina y la 5-hidroximetilcitosina.
O
NH2
O
C
C
C
HN
CH
HN
CH
C
CH
C
CH
C
C
CH
CH3
O
O
O
HN
N
H
N
H
N
H
Uracilo
Citosina
Timina
Cuáles son las bases púricas: Las dos purinas principales halladas en los nucleótidos son:
a. adenina
b. guanina.
Algunas purinas menos importantes, tales como la 2-metil adenina y la 1-metil guanina se
encuentran también en la composición de los nucleótidos.
O
NH2
C
N
C
N
HN
C
N
C
CH
CH
HC
C
C
C
H2N
N
N
H
Adenina
N
N
H
Guanina
134
Azúcares: los nucleótidos contienen dos hidratos de carbono diferentes que son pentosas:
D-ribosa y D-2desoxiribosa.
O
O
C
C
H
H
CH2
H
C OH
H
C OH
H
C OH
H
C OH
H
C OH
CH2 OH
CH2 OH
D-desoxiribosa
D-ribosa
Nucleósidos: Los nucleósidos se forman cuando se someten los nucleótidos a hidrólisis
parcial de modo tal que solamente se pierde el grupo fosfato.
Base nitrogenada
+
Azúcar
+
Ácido fosfórico
Nucleótido
Nucleósido
¿Cómo se une la base nitrogenada y el azúcar?
a. El átomo de carbono 1 de pentosa se halla unido al N9 de la base púrica o al N1
de la base pirimidínica.
b. La unión glicosídica es beta.
c. La pentosa se halla presente en forma de furanosa.
Ejemplo:
1. Si la base es adenina y el azúcar la ribosa
NH2
NH2
C
N
C
N
6
7
6
7
N1
5
C
N1
adenina
8
HC
2
3
4
C
N
9
5
C
CH
8
HC
N
2
3
4
C
CH
9
N
N
H
O
HOH2C
β−ribosa
OH
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
O
HOH2C
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
135
2. Si la base es uracilo y el azúcar ribosa
O
O
C
C
4
4
HN 3
5
CH
C2
6
CH
HN 3
5
CH
C2
6
CH
uracilo
O
O
1
1
N
N
H
O
HOH2C
β−ribosa
O
OH
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
HOH2C
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
Hay dos series de nucleósidos:
a. Los ribo nucleósidos que contienen D-ribosa
b. Los desoxiribonucleósidos que contienen desoxiribosa.
Los nombres son:
RIBONUCLEOSIDOS
DESOXIBONUCLEOSIDOS
adenosina
Desoxiadenosina
guanosina
Desoxiguanosina
citidina
Desoxicitidna
Uridina
Desoxitimidina
Nucleótidos: son ésteres fosfóricos de los nucleósidos, en los que el ácido fosfórico eterifica
a uno de los grupos hidroxilo libres de la pentosa. Los nucleótidos aparecen en forma libre,
en cantidades significativas en todas las células. Se forman también por hidrólisis parcial de
los ácidos nucleicos, en particular por la acción de las enzimas llamadas nucleasas. Los
nucleótidos que contienen desoxiribosas son los desoxiribonucleótidos y los que poseen
ribosa son los ribonucleótidos. Puesto que en los nucleótidos hay dos o más grupos hidroxilo
libres, el grupo fosfato puede, potencialmente, estar situado en más de una posición del anillo
del azúcar. En el caso de loa desoxiribonucleótidos solamente existen dos posiciones
posibles en la desoxiribosa que pueden eterificarse con el ácido fosfórico y son la 3 y 5. En el
caso de los ribonucleótidos el grupo fosfato puede hallarse en las posiciones 2, 3 y 5 del
azúcar. Sin embargo, predominan los que poseen el grupo fosfato en posición 5.
136
Ejemplo:
O
O
HO
P
O
Base
H2C
OH
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
Base nitrogenada
+
Azúcar
2
+
1
H3PO4
nucleótido
Los nombres son:
RIBONUCLEOTIDOS
Ácido adenosin
5' - fosfórico (AMP)
Ácido guanosin
5' - fosfórico (GMP)
Ácido citidin
5' - fosfórico (CMP)
Ácido uridin
5' - fosfórico (UMP)
DESOXIRIBONUCLEOTIDOS
Ácido desoxiadenosin
5' - fosfórico (AMP)
Ácido desoxiguanosin
5' - fosfórico (GMP)
Ácido desoxicitidin
5' - fosfórico (CMP)
Ácido desoxiuridin
5' - fosfórico (UMP)
Nucleótido - 5'-difosfato y 5-trifosfato:
Todos los ribonucleótidos se encuentran también en las células en forma de 5' difosfatos y 5'
trifosfatos. Los grupos fosfatos específicos de estos compuestos se designan con los
símbolos, alfa, beta y gamma.
Ejemplos:
O
HO
O
γ
P
OH
O
O
β
P
OH
O
α
P
OH
O
O
H2C
Base
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
Hidrógenos que ceden en su disociacion
Los ácidos 5' difosfórico y 5' trifosfórico de los nucleótidos ceden en su disociación tres y
cuatro protones, respectivamente, que proceden de sus grupos fosfatos condensados.
137
Estructura general y abreviatura de los NMP, NDP y NTP:
O
HO
-
P
O
O
O
-
P
O
O
O
-
P
O
O
O
H2C
Base
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
estructura
general
Nucleótido 5' monofosfato (NMP)
Nucleótido 5' difosfato (NDP)
Nucleótido 5' trifosfato (NTP)
Ribonucleótidos
Base
Abreviaturas
Adenina
AMP
ADP
ATP
Guanina
GMP
GDP
GTP
Citosina
CMP
CDP
CTP
Uracilo
UMP
UDP
UTP
Desoxiribonucleótidos:
Base
Abreviaturas
Adenina
dAMP
dADP
dATP
Guanina
dGMP dGDP dGTP
Citosina
dCMP
dCDP
dCTP
Uracilo
dUMP
dUDP
dUTP
Los grupos fosfato de los nucleótidos difosfato y trifosfato (NDP y NTP) forman complejos con
cationes divalentes tales como Mg + + y Ca + + . El segundo y tercer grupo fosfato puede ser
hidrolizado selectivamente por enzimas específicas que no escinden otros enlaces
Funciones: desempeñan importantes funciones:
a. El ATP es el portador primario de energía en la célula; transfiere grupos fosfato de
contenido energético elevado desde los lugares que producen energía hacia los
que la necesitan. Después de la defosforilación del ATP, el ADP y el AMP que se
forman son refosforilados a ATP durante la respiración.
b. La segunda función principal de los NTP y NDP es servir de coenzimas
transportadoras de moléculas. Así el difosfato de uridina (UDP) es un
transportador específico de los restos de azúcar en la síntesis de polisacáridos. El
CDP colina es un dador de colina en la biosíntesis de fosfoglicéridos que
contienen colina.
138
c. La tercera función importante de los NTP es actuar como precursores ricos en
energía de las unidades mononucleótidas, en la síntesis del ADN y ARN.
Otros mononucleótidos: existe cierto número de otros mononucleótidos importantes que
contienen a veces, bases nitrogenadas distintas de las que se encuentran en los ácidos
nucleicos. La nicotinamida mononucleótido (NMN); la flavin-mononucleótido (FMN) y la
coenzima A (CoA) poseen una base nitrogenada unida, mediante enlace beta glucosídica a la
posición 1 de la ribosa y están fosforiladas en posición 5.
Coenzima A: contiene:
Adenina unida mediante enlace Beta-glicosídico;
En posición 5 de la ribosa hay un grupo pirofosfato que se halla esterificado al ácido
pantoténico (que es vitamina del complejo B);
El ácido pantoténico esta a su vez unido a un Beta-amino etanotiol.
Función: transportadora de grupos acetilo y acilo graso que esterifican al grupo tiol.
O
CH2
O
Adenina
HO
P
O
O
HO
P
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
β
O
ácido pantoténico
NH
CH2
CH2
SH
Nicotinamida mononucleótido: NMN es el precursor de NAD (Nicotinamida dinucleótido).
CONH2
OH
O
HO
N
P
O CH2
O
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
La nicotinamida deriva del ácido nicotínico. El ácido nicotínico es una vitamina necesaria para
la nutrición del hombre y de los mamíferos; su deficiencia en la dieta origina las
enfermedades de la nutrición conocidas como pelagra en el hombre y como lengua negra en
el perro.
139
Flavín mononucleótido: (FMN) EL flavín mononucleótido es el éster 5’-fosfórico de la
riboflavina o vitamina B 2 que se necesita en la nutrición del hombre y de otros vertebrados.
6-7 dimetil-iso-aloxacina
CH2
OH
HC
Ribloflavina
HC
OH
HC
OH
Ribitol
CH2
O
HO
P
OH
O
Ribloflavina
El FMN que contiene el azúcar alcohol de cinco átomos de carbono D-ribitol en lugar de la Dribosa, es una coenzima de óxido reducción importante que participa en la respiración celular.
El anillo de isoaloxacina experimenta óxido reducción reversible. El FMN es también
precursor en la síntesis de flavín-adenina-dinucleótido (FAD) otra coenzima importante en
óxido-reducción.
Dinucleótidos: los dinucleótidos están constituidos por dos unidades de mononucleótidos
enlazados mediante un puente de ácido fosfórico. Muchos de los dinucleótidos son productos
de la hidrólisis enzimática de los ácidos nucleicos. En tales nucleótidos el grupo puente es un
enlace fosfodiéster que une la posición 5’ de la D-ribosa de un mononucleotido y la posición
3’ del otro.
OH
HO
P
O
CH2
O
Base
O
C
H
H
C
H
C
C
H
O
OH
HO
P
3' 5' dinucleótido
O
O
5' CH2
O
Base
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
140
Solamente se conocen unos pocos dinucleótidos en que el grupo fosfato puente sea distinto
del enlace 3'5' fosfodiéster; no son derivados de los ácidos nucleicos, pero se encuentran al
estado libre en la célula. Los ejemplos mejor conocidos son las tres coenzimas de óxidoreducción.
1. nicotinamida-adenín-dinucleótido (NAD)
2. nicotinamida-adenín-dinucleótido 3' fosfato (NADP)
3. flavin-adenin dinucleótido (FAD)
En las tres coenzimas, las dos unidades de mononucleótido se hallan enlazadas mediante
una unión anhídrido entre sus grupos fosfato, que forman puente fosfato 5'-5'.
5'
O
CH2
O
Base
HO
P
O
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
O
HO
P
O
O
5' CH2
O
Base
C
H
H
C
H
C
C
H
OH
OH
NAD y NADP son coenzimas que actúan en la reacción de óxido reducción enzimática; el
anillo de piridina de la nicotinamida puede experimentar una oxidación reversible. El FAD está
constituido por una molécula de adenin-ríbonucleótido y otra de flavín-mononucleótido unidas
por enlace anhídrido entre sus grupos 5'fosfato. El anillo de isoaloxacina del FMN y del FAD
experimenta una óxido-reducción reversible. FMN y FAD actúan como grupos prostéticos de
las enzimas de óxido-reducción denominadas flavín deshidrogenasas.
Polinucleótidos: están integrados por varias unidades de mononucleótidos. Los
polinucleótidos constituidos por cadenas de unidades de desoxiribonucleótidos enlazadas
covalentemente son los ácidos desoxiribonucleicos (ADN); y aquellas cuyas cadenas lo
constituyen ribonucleótidos son los ácidos ribonucleicos (ARN). El ADN y el ARN comparten
cierto numero de propiedades físicas y químicas porque en ambos las sucesivas unidades
mononucleotídicas están unidas covalentemente de modo semejante, es decir, mediante
puentes fosfodiéster establecidos entre la posición 3’ de una unidad de mononucleótido y la
posición 5’ de la siguiente. Ejemplo:
141
CH2
O
Base
H
H
HO
H
H
3'
O
P
OH
O
O
5' CH2
O
Base
H
H
H
H
3'
O
HO
P
OH
O
O
5' CH2
O
Base
H
H
H
H
O
OH
ADN: las moléculas de ADN contienen cuatro mononucleótidos principales cuyas bases son:
A - G - C – T. Los ADN de las diferentes especies varían en la relación y secuencia de estas
cuatro unidades. El ADN está constituido por dos cadenas polinucleotídicas enlazadas y
dispuestas en espiral, que se mantienen unidas por enlaces hidrógeno. Las bases de una y
de otra cadena se unen de la manera siguiente:
A - T
G - C
142
Pentosa
- T ---------------------H-------------------- Adenina
Fosfato
Fosfato
Pentosa
- G ---------------------H-------------------- Citosina
- Pentosa
Fosfato
Fosfato
Pentosa
- Pentosa
- A ---------------------H-------------------- Timina
- Pentosa
------ -H------------ -H------------ -H-------
cadenas
polinucleótidas
eje pentosa y fosfatos
bases unidas por puentes hidrógeno y dirigidas al interior
ARN: su estructura es similar al ADN, pero las bases de los mononucleótidos son A - G - C y
U (en lugar de timina). Se han descrito varias clases de ácidos ribonucléicos:
1. ARN mensajero: que se sintetiza en el núcleo y su importancia se debe a que
transmite la información genética desde el ADN al sistema que sintetiza las
proteínas (ribosomas) que se encuentran en el citoplasma celular.
2. ARN de transferencia: participa en el proceso de activación de los aminoácidos
en el proceso de síntesis proteico.
3. ARN ribosómico: se encuentra constituyendo los ribosomas que son estructuras
particuladas del citoplasma de la célula, a cuyo nivel se efectúan las etapas finales
de la síntesis proteica.
Complejo proteina-ácido nucleico: los ácidos nucleicos se hallan asociados a proteinas
formando complejos supramoleculares de elevado peso molecular como los ribosomas y
virus.
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BIBLIOGRAFIA
•
ALLENDE, J.E. “Biosíntesis de proteinas y Código Genético”. O.E.A.; Monografía Nº 10,
serie biologica. Washington, D.C. 1972.
•
DEULAFEU, V. y MARENZI, A.D. “Curso de Química Biológica”. El Ateneo. Bs. As. 1972
•
LENHNINGER, A.L. “Bioquímica” Wotrh Publishers, Inc. 5º Ed. 1971.
•
NIEMEYER, H. “Bioquímica” Intermédica, Bs. As. 1968
•
VILLANUEVA, J.R. “La Base Molecular de la Vida” (selecciones de Scientific American).
Ed. Blume, Madrid, 1º Ed. 1971.
•
VILLANUEVA, J.R. “La célula viva” (selecciones de Scientific American). Ed. Blume,
Madrid, 2º Ed. 1970.
•
WEST, E.S.; TODD, W.; MASON, H. y VAN BRUGGEN, J. “Bioquímica Médica”. Ed.
Interamericana, S.A. México, 4º Ed. 1969.
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