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Biología

Guido Tomás Castillo

Agua

El agua es la sustancia química más abundante de todos los organismos, en el caso de los humanos corresponde aproximadamente al 60% del peso total, es decir, una persona de 1.70 metros y 70 Kg posee 42 litros de agua total, el resto corresponde a macromoléculas (proteínas, ácidos nucleicos, polisacáridos), biomoléculas (lípidos, monosacáridos, aminoácidos, nucleótidos), iones (Na +, K+, Cl - , Mg+2^ , Ca +2^ , Fe +2^ ) y moléculas inorgánicas (O2, CO2, urea), etc.

Esta agua se encuentra distribuida entre los diferentes compartimentos:

1. Liquido intracelular 66,6% (28 litros)
2. Liquido intracelular 33,3% (14 litros) y se distribuye entre: 2.1) Liquido intersticial 75% (11 litros) 2.2) Liquido plasmático 25% (3 litros)

Estructura química: La molécula de agua está formada por 3 átomos, un oxígeno y dos hidrógenos (H 2 O), de manera que cada hidrogeno está unido al oxígeno a través de un enlace covalente (un enlace fuerte en el cual se comparten electrones entre los átomos) quedando de la siguiente manera:

El átomo de oxigeno presenta seis electrones en sus orbitales más externos, por lo que requiere dos electrones para completar el octeto. La regla del octeto dice que los átomos tienden a completar los ocho electrones en su orbital más externo, esto lo logran compartiendo electrones a través de un enlace covalente o quitándole electrones a otro átomo en el caso de compuestos iónicos, en el caso de la molécula de agua el oxígeno

Los 3 elementos más electronegativos de la tabla periódica son el Nitrógeno, el Oxígeno y el Flúor, siendo este último poco abundante en el organismo.

En el caso de la molécula de agua que posee un oxígeno, un átomo muy electronegativo, unido covalentemente a dos hidrógenos cuya electronegatividad es más baja, los electrones que comparten en el enlace covalente se encuentran más cerca del oxígeno que de los hidrógenos. El resultado de esta lucha por los electrones ganada por el oxígeno es la formación de DENSIDADES ELECTRICAS en la molécula de agua. No confundir densidades eléctricas con cargas eléctricas. Podemos entenderlo como zonas de la molécula que son más negativas o más positivas que otras.

Recodamos que el átomo de hidrogeno es el átomo más simple de la tabla periódica, formado únicamente por un solo protón (de carga positiva) y un solo electrón (de carga negativa) en su órbita. Este electrón que participa en el enlace covalente con el oxígeno es alejado de su protón a causa de la alta electronegatividad del oxígeno. El resultado de este fenómeno es que la zona de la molécula de agua donde los protones de los hidrógenos quedaron alejados de sus respectivos electrones se forma dos densidades eléctricas positivas, y los dos pares libres de electrones del oxígeno forman densidades electicas negativas.

Volviendo al dibujo de la pirámide triangular, los dos vértices correspondientes a los hidrógenos corresponden a las dos densidades eléctricas positivas de la molécula y los dos vértices correspondientes a los dos pares de electrones libres del oxígeno corresponden a las densidades eléctricas negativas.

= densidad eléctrica

La presencia de densidades eléctricas en una molécula son las que determinan que esta sea polar. Por ejemplo en enlace C-H no forma densidades eléctricas, dado que el carbono no es lo suficientemente electronegativo para alejar los electrones del protón del hidrogeno y por lo tanto no genera densidades eléctricas.

Las densidades eléctricas se atraen con sus respectivas densidades eléctricas opuestas, igual que las cargas eléctricas aunque estas últimas son más fuertes. Esta

interacción de densidades eléctricas genera una interacción intermolecular muy importante denominada PUENTE DE HIDROGENO.

PUENTES DE HIDROGENO

Un puente de hidrogeno se forma entre dos átomos electronegativos (nitrógeno, oxigeno o flúor) habiendo un hidrogeno haciendo de “puente” entre ambos. Este hidrogeno se encuentra unido covalentemente a uno de los átomos electronegativos, generando una densidad eléctrica positiva, y esta densidad eléctrica positiva del hidrogeno interacciona con la densidad eléctrica negativa presente en el otro átomo electronegativo (en su par de electrones libres).

Podemos considerar que una molécula polar es aquella capaz de crear puentes de hidrógeno con otras moléculas polares.

Los puentes de hidrogeno es la manera en que las moléculas de agua interaccionan entre sí, dándole al agua las características físicas y químicas que esta posee (tensión superficial, cohesión, alto punto de ebullición, etc.). Y como una molécula de agua posee cuatro densidades eléctricas en su estructura, puede formar 4 puentes de hidrogeno con otras 4 moléculas de agua.

Dado que el agua presenta un ALTO calor específico implica que se requiere mucha energía para que el agua aumente su temperatura. Esta propiedad cumple la función de amortiguador térmico, consumiendo la energía liberada por las millones de reacciones químicas ocurridas en nuestro organismo que nos cocinarían ya que todas liberan calor. El agua consume esa energía liberada y disminuye muy poco su temperatura, manteniéndola a niveles compatibles con la vida. 3) Elevado punto de ebullición y fusión: el agua, a una atmosfera de presión, se mantiene liquida en un rango de 0 a 100 °C. es un rango bastante amplio y permite que ante temperaturas altas como 90°C o bajas como 3°C siga en estado líquido permitiendo mantener vida, tal como microorganismos denominados termófilos que viven en agua a temperaturas aproximadas de 80°C. 4) Elevada tensión superficial: La tensión superficial es la cantidad de energía que se requiere para que un líquido aumente su superficie. Que el agua tenga una elevada tensión superficial implica que se requiere mucha energía para que el agua aumente su superficie, por ejemplo para hundirse, permitiendo a algunos organismos “patinar” sobre el agua sin hundirse como el mosquito, ya que distribuyen su peso sobre el agua de tal manera que la fuerza que generan sobre la superficie del agua es menor a la tensión superficial que esta presenta. 5) Aumento de densidad al acercarse a los 4 °C: La máxima densidad alcanzada por el agua es a 4°C, alejándonos de esta temperatura (aumentando o disminuyendo) el agua disminuye su densidad. 6) Expansión al congelarse: Cuando el agua se encuentra en estado líquido, estos puentes de hidrogeno son muy inestables, se forman y se rompen millones de veces por segundo. Cuando se solidifica, es decir, se transforma en hielo, estos puentes de hidrogeno se vuelven más estables, las moléculas de agua se organizan en una red cristalina. Esta organización provoca que la molécula de agua ocupe un mayor espacio que cuando están desorganizadas como ocurre en un estado líquido. La misma cantidad de moléculas ocupando un espacio mayor determina una disminución en la densidad de la sustancia. Esto explica la razón de porque el hielo flota en el agua, el hielo es menos denso que el agua líquida.

SOLVENTE

El agua es considerada como “solvente universal” ya que la mayoría de las sustancias son solubles en agua y se disuelven en ella.

Según su solubilidad en agua, podemos clasificar las sustancias en 3 categorías: 1) HIDROFILICAS Las sustancias hidrofílicas, polares o hidrosolubles tiene un alto grado de solubilidad en agua, pueden interaccionar con otras moléculas con agua y disolverse en una solución acuosa. Para poder interaccionar con una molécula de agua la molécula debe tener carga eléctrica o la capacidad de realizar puentes de hidrogeno con las moléculas de agua. Los grupos funcionales alcohol (R-OH), carboxilo (R-COOH), amino (R-NH 2 ), amida (R-CONH 2 ), fosfato (R-H 2 PO 4 ) y sulfato (R-HSO 4 ) de las moléculas les confieren esta capacidad. Ej.: NaCl, HCl, glucosa, aminoácidos.

2) HIDROFOBICAS Las sustancias hidrofóbicas, apolares, no polares o liposolubles poseen un grado de solubilidad en agua muy bajo, lo que determina su insolubilidad. Lo que ocurre con estas sustancias es que en un medio acuoso es que se agrupan por una fuerza denominada “fuerza hidrofóbica”, producto del rechazo producido por las moléculas de agua hacia estas sustancias. Como las moléculas de agua prefieren interaccionar con otras moléculas de agua que con estas sustancias, van a disminuir lo más posible la superficie de contacto con estas moléculas insolubles, el resultado de esto es la formación de una gota (como la gota de aceite que se forma cuando ponemos aceite en agua). A medida que las moléculas hidrofóbicas se van agrupando y las gotas se van fusionando en gotas más grandes, va disminuyendo cada vez más a superficie de contacto con el agua. Por lo tanto la fuerza hidrofóbica no debe ser entendida como una fuerza de atracción entre las moléculas hidrofóbica, sino más bien como el resultado del rechazo producido por las moléculas de agua hacia estas sustancias con la necesidad de disminuir al mínimo posible la superficie de contacto. Ej.: ceras, triacilglicéridos, etc. Las sustancias hidrofóbicas son solubles en solventes orgánicos como el benceno, el cloroformo, el dietil éter, etc.

Otro ejemplo de molécula anfipática es el colesterol, pero esta molécula al no tener forma cónica ni cilíndrica no puede formar micelas ni bicapas lipídicas.

SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea, es decir, solo posee una fase, en la que se distinguen un SOLUTO, que se encuentra en mayor proporción y un SOLVENTE, que se encuentra en mayor proporción, generalmente el solvente es agua. Las soluciones tienen diferentes propiedades, constitutivas, que se ven afectadas por la naturaleza del soluto y las coligativas que se ven afectadas por la cantidad de partículas (su concentración), ignorando su naturaleza. Pero las de nuestro interés son las propiedades coligativas.

PROPIEDADES COLIGATIVAS Las propiedades coligativas son aquellas que no dependen de la naturaleza del soluto, sino de su cantidad y de la concentración que se encuentren en la solución. En otras palabras, no nos interesa cual es el soluto o de que son las partículas que se encuentran en la solución, lo que nos interesa es cuantas hay, ya que su número es el que afecta a estas propiedades, estas partículas pueden ser iguales o diferentes, es irrelevante.

Esas propiedades son:

• Disminución de la presión de vapor.
• Disminución del punto de congelación o descenso crioscópico.
• Aumento del punto de ebullición o aumento ebulliscópico.
• Presión osmótica.

1) DISMINUCION DE LA PRESION DE VAPOR La presión de vapor es ejercida por las moléculas de solvente que se “escapan” de la fase liquida y ejercen presión en la pared del recipiente si este se encuentra sellado. Mientras

más moléculas de solvente pasen a la fase gaseosa, más presión de vapor tendrá una solución. La presencia de soluto provoca que en la solución menos moléculas de solvente pasen a la fase gaseosa, ya que el soluto mantiene estas moléculas “atrapadas” dentro de la fase liquida, esto es lo que provoca la disminución de la presión de vapor, mientras más soluto haya, menor será la presión de vapor de la solución.

2) AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICION (ASCENSO EBULLISCOPICO) Una solución entra en ebullición cuando su presión de vapor es igual a la presión a la cual esa solución se encuentra sometida (generalmente es la presión atmosférica que debe igualar). La presión de vapor aumenta a medida que la solución aumenta de temperatura, por lo que esa solución debe alcanzar cierta temperatura para que su presión de vapor sea igual a la presión atmosférica (en el caso del agua pura a 1 atmosfera de presión es 100°C). El agregado de soluto a la solución provoca la disminución de la presión de vapor por lo que esa solución con soluto debe alcanzar una mayor temperatura para que su presión de vapor iguale a la atmosférica.

3) DISMINUCION DEL PUNTO DE CONGELACION (DESCENSO CRIOSCOPICO)

Una solución entra en congelación cuando su presión de vapor es igual a la presión de vapor del sólido. La presencia de soluto provoca que la solución disminuya su presión de vapor, por lo que necesitara menor temperatura para alcanzar la presión de vapor del sólido.

En la imagen anterior se muestran la presión de vapor que presentan dos soluciones y como esta va cambiando con respecto a la temperatura. La línea constante corresponde la presión de vapor de solvente en estado puro y la línea interrumpida representa la presión de vapor del solvente con cierta cantidad de soluto.

siempre con respecto a otra. Ej.: en la imagen anterior, en el esquema de la izquierda, la solución 1 es hipoosmótica con respecto a la solución 2.

Recordar que flujo de agua hay siempre, por más que las concentraciones de partículas se hayan igualado sigue habiendo flujo de agua, lo que deja de haber cuando las concentraciones se iguales es flujo neto. El flujo neto podríamos decir que es cuando el agua tiende a ir hacia una dirección o un compartimento específico.

Por ejemplo si a un compartimento entra una molécula de agua y salen 10 decimos que hay flujo neto de agua porque el agua está tendiendo a salir del compartimento. Pero si entran 10 moléculas de agua y salen 10 moléculas de agua, hay flujo de agua pero no flujo neto porque el agua no tiende a ir hacia ninguna dirección en particular.

El agua para moverse de un compartimento al otro para alcanzar el equilibrio es impulsada por una fuerza, esta fuerza es la presión osmótica. Cuanto mayor sea el gradiente de concentración (diferencia de concentración entre ambos compartimentos), mayor será la fuerza osmótica ejercida por el agua.

En la imagen anterior, en las soluciones de la izquierda (iniciales), si aplicamos una fuerza en la superficie de la solución hiperosmótica con un pistón con la finalidad de evitar que esta aumente su volumen, es decir, evitando el flujo neto de agua de la solución 1 a la solución 2, esta fuerza debe tener igual magnitud que la presión osmótica. En las soluciones de la derecha, donde ya se ha alcanzado el equilibrio, si queremos aplicar una fuerza en la solución de mayor volumen con la finalidad de que esta retorne a los valores iniciales de la izquierda, también debemos aplicar una fuerza con un pistón en la superficie y la magnitud de esta fuerza también debe ser igual a la presión osmótica.

ECUACION DE VAN’T HOFF

La ecuación de van’t Hoff se utiliza para calcular la presión osmótica. 𝜋𝜋𝜋𝜋 = 𝑅𝑅𝑅𝑅. 𝑇𝑇𝑇𝑇. 𝑂𝑂𝑂𝑂𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚𝑚𝑚 Donde π es la presión osmótica R = es la constante de los gases ideal es. 0.082 𝑎𝑎𝑎𝑎𝑡𝑡𝑡𝑡𝑚𝑚𝑚𝑚𝑜𝑜𝑜𝑜𝑠𝑠𝑠𝑠𝑡𝑡𝑡𝑡𝑒𝑒𝑒𝑒𝑟𝑟𝑟𝑟𝑎𝑎𝑎𝑎𝑠𝑠𝑠𝑠.𝑙𝑙𝑙𝑙𝑖𝑖𝑖𝑖𝑡𝑡𝑡𝑡𝑟𝑟𝑟𝑟𝑜𝑜𝑜𝑜 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑜𝑜𝑜𝑜𝑙𝑙𝑙𝑙.𝐾𝐾𝐾𝐾 T = temperatura en grados Kelvin. K=°C+ Osm = Osmolaridad de la solución en Osmolar. OSMOLARIDAD

La osmolaridad de una solución es la concentración de partículas (osmolitos). 1 mol es osmolitos = osmol Como toda concentración su valor expresa la cantidad de soluto en una determinada cantidad de solución.

En el caso de la osmolaridad expresa el número de moles de osmolitos (osmoles) en 1 Litro de solución.

Y se calcula a partir de la Molaridad de la solución.

i = es el factor de van’t Hoff. Indica en cuantas partículas u osmolitos se disocia una molécula de soluto o un compuesto iónico.

Los solutos que se disocian son las sales, los ácidos y las bases. Ej.: el NaCl es un solo soluto pero en solución acuosa se disocia en dos osmolitos Na +^ y Cl -^ por lo que su valor de i es 2. Entonces una solución 1 Molar de NaCl tiene una osmolaridad de 2 Osmolar.

El CaCl 2 tiene un i de 3, el Na 3 PO 4 tiene un i de 4, etc. Por lo que si tenemos dos soluciones, la solución A 1 Molar de NaCl y la solución B también 1 Molar de CaCl 2 , la solución B es hiperosmótica con respecto a la solución A (o también podemos decir que la solución A es hipoosmótica con respecto a la solución B), a pesar de tener la misma Molaridad, la solución A es 2 Osmolar y la solución B es 3 Osmolar. En el caso de que ambas soluciones estén separadas por una membrana semipermeable, habrá un flujo neto de agua de la solución A hacia la solución B.

TONICIDAD

Cuando calculábamos la osmolaridad para determinar el flujo neto de agua, lo hacíamos dando por hecho que la membrana era impermeable a los solutos y que solo dejaba pasar agua.

Osmolaridad = 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑜𝑜𝑜𝑜𝑙𝑙𝑙𝑙𝑒𝑒𝑒𝑒𝑠𝑠𝑠𝑠^ 𝑑𝑑𝑑𝑑𝑒𝑒𝑒𝑒^ 𝑜𝑜^1000 𝑜𝑜𝑠𝑠𝑠𝑠𝑚𝑚𝑚𝑚^ 𝑜𝑜𝑚𝑚𝑜𝑜𝑚𝑚𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑙𝑖𝑖𝑖𝑖^ 𝑡𝑡𝑑𝑑𝑑𝑑𝑡𝑡𝑜𝑜𝑒𝑒𝑒𝑒𝑜𝑜^ 𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑠𝑜𝑜^ (𝑜𝑜𝑜𝑜𝑙𝑙𝑙𝑙𝑜𝑜𝑢𝑢𝑠𝑠𝑢𝑢𝑠𝑠𝑐𝑐𝑐𝑐𝑚𝑚𝑖𝑖𝑖𝑖ó𝑚𝑚𝑛𝑛𝑜𝑜𝑛𝑛𝑜𝑜𝑙𝑙𝑙𝑙𝑒𝑒𝑒𝑒𝑠𝑠𝑠𝑠)

Os mol a ridad = Mol aridad.

• En una solución hipotónica a la célula le entra agua, aumenta su volumen y la célula se LISA.
• En una solución isotónica la célula no cambia su volumen.
• En una solución hipertónica la célula se deshidrata, disminuye su volumen y se CRENA.

pH

El pH es la medida de acidez o alcalinidad de una solución, está determinada por la concentración de protones (H+).

Para calcular la concentración se utiliza la fórmula: pH = -log [H +^ ] [H+^ ] = es la concentración Molar de protones que hay en la solución. Esta ecuación nos dará como resultado un numero entre 0 y 14, donde el valor 7 indica pH neutro, un valor menor a 7 (entre 0 y 7) indica que la solución es acida, y un valor mayor a 7 (entre 7 y 14) indica que la solución es básica o alcalina.

Un cambio en el valor de pH en 1 implica un cambio en la concentración de protones en 10 veces. Por ejemplo si tenemos una solución pH 6 y este disminuye a 5 indica que la concentración de protones aumento 10 veces. Y si en vez de 5 bajara a 4, indica que la concentración de protones aumento 100 veces, 1000 si baja de 6 a 3. Esto es a causa de que en la ecuación el logaritmo es en base 10.

pOH

El pOH también es una medida de acidez o alcalinidad de una solución, pero en este caso está determinada por la concentración de oxhidrilos.

Para calcular el pOH utilizamos la siguiente ecuación: pOH = -log [OH - ] Siendo [OH-^ ] la concentración Molar de oxhidrilos. También se puede calcular a partir del pH, sabiendo que:

pH + pOH = 14 ej.: si en una solución el pH es 3, el pOH será 11. Si el pOH es 5, el pH será 9.

Biomoléculas

Las biomoléculas son un grupo heterogéneo de moléculas orgánicas que forman toda la masa solida de nuestro organismo, crean las estructuras celulares y extracelulares.

Están formadas principalmente por 6 átomos no metálicos: Carbono (C), Hidrogeno (H), Oxigeno (O), Nitrógeno (N), Fosforo (P) y Azufre (S).

El dibujo de algunas estructuras es importante para la biología y ayuda a entender sus propiedades químicas y físicas. Para esto es de suma importancia recordar que:

• El Hidrogeno (H) realiza 1 enlace covalente (-H).
• El Oxigeno (O) realiza 2 enlaces covalentes (-O-). Pero en ácidos puede realizar solo 1 y tener una carga negativa (-O-).
• El Nitrógeno (N) realiza 3 enlaces covalentes (-N=). Pero en grupos amino puede realizar 4 y quedar con carga positiva (-N+≡).
• El Carbono (C) realiza 4 enlaces covalentes (=C=).
• El Fosforo (P) (en nuestro organismo) realiza 5 enlaces covalentes formando el ácido fosfórico (en nuestro cuerpo aparece como fosfato inorgánico “Pi”) con 4 Oxígenos.

Ácido fosfórico, cuando se desprotona en solución acuosa queda como fosfato.

• El Azufre (S) puede realizar 2 enlaces covalentes (-S-) o 6 enlaces covalentes con 4 oxígenos como en el ácido sulfúrico.

Acido sulfuro, cuando se desprotona en solución acuosa queda como sulfato.

El átomo de mayor importancia es el carbono que puede realizar 4 enlaces covalentes con otros átomos, incluyendo otros átomos de carbono. Esto le permite crear cadenas largas de carbono que pueden ramificarse e incluso ciclarse creando moléculas que permiten crean estructuras grandes y complejas, indispensable para los seres vivos.

La biomoléculas las separamos en 4 familias:

• Carbohidratos.
• Lípidos.
• Aminoácidos y proteínas.
• Nucleótidos y ácidos nucleicos.

El grupo fosforilo en solución acuosa y a pH fisiológico se desprotona de (- H 2 PO 4 ) a (-PO 4 =)

Estos grupos funcionales pueden reaccionar entre sí para formar diferentes enlaces covalentes:

En la mayoría de las reacciones de grupos funcionales se forma una molécula de H 2 O, a este proceso de lo denomina condensación, excepto en la formación de los puentes desulfuro donde los grupos sulfhidrilos se oxidan, perdiendo los hidrógenos.

Es importante la formación de enlaces cuando se polimerizan los monómeros para fumar una macromolécula, ya que cada macromolécula posee un tipo de enlace característico que mantiene unidos sus monómeros.

El enlace fosfoanhídrido tiene una importancia biológica importante ya que es un enlace de alta energía, esto quiere decir que cuando se hidroliza, proceso opuesto a la condensación, libera mucha energía, energía que puede ser utilizada por la celular para llevar a cabo algún proceso metabólico que requiera energía. Por esta razón los enlaces fosfoanhídrido presentes en los nucleótidos es la principal manera en que la célula almacena energía.

Carbohidratos Los carbohidratos, también conocidos como hidratos de carbono, sacáridos, glúcidos o azucares representan un grupo de biomoléculas formadas por carbono, oxígeno e hidrogeno. Los seres vivos los oxidan para obtener energía o bien los utilizan para formar estructuras.

Podemos dividirlos según la cantidad de monómeros que lo forman a) Monosacáridos: también llamados azucares simples, son las unidades elementales que forman todos los carbohidratos, formados por un único monómero. b) Oligosacáridos: presentan entre 2 y 10 monosacáridos (monómeros) unidos, siendo los de 2 (disacáridos) los más importantes. c) Polisacáridos: presentan más de 10 monosacáridos unidos. Pueden ser ramificados o lineales.

Monosacáridos Son los carbohidratos más simples y pequeños y presentan las siguientes características:

1. Fumados por cadenas lineales de carbonos unidos por enlaces simples.
2. Tienen de 3 a 7 carbonos.
3. Presentan un grupo carbonilo.
4. Presenta el sufijo OSA.
5. Poseen una formula general: (CH 2 O)n donde n es el número de carbonos.

Químicamente son POLIHIDROXIALDEHIDOS o POLIHIDROXICENTONAS. Esto significa que (polihidroxi-) todos los carbonos posen un oxhidrilo (-OH), excepto el carbonilo que puede ser un aldehído o una cetona.

CLASIFICACION La clasificación de los monosacáridos puede hacerse en función de algunas características que algunos comparten.

1) Según el número de carbonos: a) 3 carbonos: TRIOSA. Ej.: Gliceraldehido y Dihidroxicetona. b) 4 carbonos: TETROSA. Ej.: Eritrosa y Eritrulosa. c) 5 carbonos: PENTOSA. Ej.: Ribosa y Ribulosa. d) 6 carbonos: HEXOSA. Ej.: Glucosa, Fructosa, Manosa y Galactosa. e) 7 carbonos: HEPTOSA. Ej.: Heptulosa y Manoheptosa.