Apuntes Bioquímica y biología molecular I (temas 1-9)
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Course
Bioquímica Y Biología Molecular I
Institution
Universidad De Valladolid (UVA)
En este archivo podrás encontrar unos apuntes completamente explicados y redactados sobre los temas 1-9 de la asignatura de Bioquímica y biología molecular I que se imparte en la Universidad de Valladolid en el primer curso del grado en medicina. Este archivo cuenta, además, con explicaciones s...
TEMAS 1 y 2. BIOMOLÉCULAS Y AGUA
1.1 Glosario
La materia está constituida por átomos y estos, a su vez, por electrones, protones y neutrones
con cargas negativa, positiva y neutra, respectivamente.
Unidad de masa atómica (u): Ion: átomo que está Isótopo: átomo con el
sy
es la 1/12 parte de la masa de cargado eléctricamente mismo número de
un átomo de carbono-12 en procedente de un átomo protones, pero con
su estado fundamental neutro que ha ganado o distinto número de
(1,66 × 10-27 kg). perdido electrones. neutrones.
Número atómico: número de Masa atómica: suma de Masa molecular: suma
ea
protones que componen el protones y neutrones del de masas atómicas de los
núcleo de un átomo de un átomo. elementos que forman el
elemento. compuesto.
Número de Avogadro: representa el número de moléculas o átomos que hay en un
mole de sustancia y es 6,022 × 10²³ unidades/mol.
1.2 Orbitales ed
Un orbital atómico es el volumen del espacio alrededor del núcleo en el que hay mayor
am
probabilidad de encontrar el electrón
Los orbitales se definen por 3 números cuánticos:
- Principal (n): establece la capa en la que está el electrón. Toma cualquier valor.
- Secundario (l): establece la subcapa en la que se encuentra. Toma valores (0
a n-1).
Si l=0, el orbital es de tipo s, esférico, en el que los electrones se mantienen
cerca del núcleo.
ud
Si l=1, el orbital es de tipo p, bilobulado, en el que los electrones están más
lejos del núcleo. La zona entre cada lóbulo se llama nodo y en ella la
probabilidad de encontrar el electrón es 0.
Si l=2, el orbital es de tipo d, y si l=3, es de tipo f.
- Magnético (m): establece la orientación del orbital. Toma valores (-l a +l).
- Spin (s): establece el sentido en el que gira el electrón. Toma valores (½ o –
Ay
½).
El principio de Aufbau establece que los orbitales con menor energía se llenan primero.
El principio de exclusión de Pauli establece que hay un máximo 2 electrones por orbital y con
spines opuestos. No existen 2 electrones en un mismo átomo con los 4 números cuánticos
@
iguales.
La regla de máxima multiplicidad de Hund establece que, si hay dos o más orbitales con la
misma energía, primero se semiocupan y luego se llenan.
1.3 Enlaces químicos
- Enlace iónico: se produce por transferencia de electrones, por la atracción
electrostática, debido a que los átomos tienen una diferencia de electronegatividad
mayor a 2. Este tipo de enlaces no se encuentran en nuestro organismo, ya que el agua
1
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, impide su formación. Se produce entre metal y no metal. La electronegatividad se mide
por la escala de Pauling.
- Enlace covalente: se produce por compartición de electrones entre átomos de similar
electronegatividad o tendencia a atraer los electrones compartidos.
Existen 2 tipos de enlaces covalentes:
• Enlace de tipo σ (sigma): se produce cuando 2 orbitales s, 2 orbitales p o 1 orbital s y
otro p interaccionan para compartir sus electrones. Este tipo de enlace se produce por
sy
solapamiento frontal y son enlaces simples.
• Enlace de tipo π (pi): se produce cuando, después de que uno de los orbitales p de la
molécula se haya solapado frontalmente con el orbital de otra molécula, 2 orbitales p
comparten sus electrones. Este tipo de enlace se produce por solapamiento lateral.
Cuando hay un enlace doble, se produce 1 enlace de tipo σ y otro de tipo π; cuando hay
ea
un enlace triple, se produce 1 enlace de tipo σ y 2 de tipo π.
1.4 Polaridad
ed
am
Para que una molécula sea polar debe estar compuesta por enlaces polares, es decir, que uno
de los átomos que componen la molécula debe ser más electronegativo y el momento dipolar
debe ser distinto de 0. Las moléculas con enlaces covalentes polares interaccionan con el agua
y son solubles en ella.
1.5 Orbitales moleculares
Cuando los orbitales de 2 átomos interaccionan para compartir sus electrones, se combinan
ud
ambos orbitales, formando 2 orbitales moleculares nuevos.
De este modo, si se combinasen 2 orbitales s, 2 orbitales p o un orbital s y otro p unidos mediante
un enlace σ, se formarían orbitales moleculares σ. Estos orbitales son cilíndricamente simétricos
y ovalados. En ellos los electrones se centran en el eje del enlace. Los enlaces σ rotan libremente.
Ay
@
Por otro lado, si se combinasen 2 orbitales p unidos mediante un enlace π, se
formarían orbitales moleculares π. Estos orbitales no son cilíndricamente simétricos.
En ellos los electrones se encuentran por encima y por debajo del eje del enlace. Los
enlaces π son rígidos, por lo que no giran.
1.6 Hibridación
La hibridación es la combinación de orbitales s y orbitales de tipo p para formar un nuevo orbital
de distinto tamaño y energía, pero dentro de una molécula todos ellos son iguales. En estos
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, orbitales, la densidad electrónica se sitúa hacia los extremos. Esta es la teoría que explica por
qué moléculas como el metano, forman más enlaces covalentes de los que se esperaría que
formasen por su configuración electrónica. Existen 4 tipos de hibridación:
- Hibridación sp: se forman 2 orbitales híbridos sp separados por 180°, por lo que la
molécula tiene disposición espacial lineal.
- Hibridación sp2: se forman 3 orbitales híbridos sp separados por 120°, por lo que la
molécula tiene disposición espacial trigonal plana.
sy
ea
-
ed
Hibridación sp3: se forman 4 orbitales híbridos sp separados por 109,5°, por lo que la
molécula tiene disposición espacial tetraédrica.
am
ud
Ay
@
3
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, sy
En las moléculas con enlaces dobles, uno de los orbitales no hibrida para formar un enlace de
tipo π y así crear el doble enlace. Y en las que tienen enlaces triples, 2 de los orbitales no hibridan
ea
para formar 2 enlaces π y así crear el triple enlace.
- Hibridación d2sp3: es la que sufre el Fe2+ que se encuentra en el núcleo de las
hemoproteínas para poder aportar a los nitrógenos que le rodean 6 orbitales vacíos (2
orbitales 3d, 1 orbital 4s y los 3 orbitales 4p), formando una molécula con disposición
octaédrica.
ed
am
1.7 Resonancia
La molécula de benceno es una molécula hexagonal formada por 6 átomos de carbono. Cada
carbono está unido mediante enlaces simples a uno de los otros carbonos y a un hidrógeno, y
mediante un enlace doble a otro de los carbonos. De este modo, si la molécula es hexagonal y 3
de sus 6 enlaces son dobles y el resto simples, entonces los enlaces dobles y los enlaces simples
deberían tener la misma longitud, algo que no concuerda con el hecho de que los enlaces dobles
ud
son más cortos que los simples. Por ello, lo que ocurre es que se crea un orbital molecular
deslocalizado, que es una mezcla de todas las estructuras posibles que podía presentar la
molécula. Para que existan este tipo de estructuras debe haber un aporte de energía de
resonancia, que produce una disminución energética que estabiliza el sistema.
Ay
1.8 Química orgánica
@
Las biomoléculas están formadas principalmente por C, H, O y N, los cuales conocemos como
bioelementos primarios. Sin embargo, también existen los bioelementos secundarios, que
forman parte de las biomoléculas, pero en menor proporción que los primarios, y son, por
ejemplo, Na+, Ca2+, K+ o Mg2+. Algunos de estos cationes producen las corrientes eléctricas que
provocan los impulsos nerviosos. El Fe, Co, Ni, Cu o Zn son algunos oligoelementos, es decir,
elementos que se presentan en cantidades muy pequeñas en nuestro organismo. El hierro es el
oligoelemento más abundante.
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