Introducción a la Química de la Vida

• Este documento presenta los fundamentos de química general y orgánica, enfocándose en la bioquímica.
• Es una introducción a la estructura atómica, enlaces, polaridad e interacciones intermoleculares, resonancia y conjugación.
• Gilda Vierci y Esteban Ferro son los autores, de la cátedra de bioquímica y facultad de ciencias de la salud en la Universidad Católica "Ntra. Sra. de la Asunción".

Introducción a la Química de la Vida

• La vida puede definirse como "química en movimiento".
• Las estructuras celulares se componen de especies químicas (moleculares o iónicas) constituidas por elementos químicos.
• La comunicación celular se basa en un lenguaje "químico".
• Las células emplean especies químicas (moléculas e iones) en su estructura, metabolismo y comunicación.

Composición Elemental del Cuerpo Humano

• Once elementos (C, H, O, N, S, P, Na, K, Mg, Ca, Cl) comprenden el 99.9% de la masa corporal.
• Trece elementos adicionales se consideran esenciales como elementos traza en animales superiores.
• El carbono (61.7%) es el elemento más abundante en peso seco, seguido por nitrógeno (11.0%) y oxígeno (9.3%).

Elementos Esenciales en los Seres Vivos

• Los elementos que forman enlaces covalentes siempre están presentes en los organismos: C, O, N, H.
• Aquellos que forman enlaces covalentes e iones monoatómicos también están siempre presentes, pero en menor proporción: S, P, Na, K, Ca, Mg, Cl.
• Elementos traza presentes en la mayoría de los organismos, en cantidades muy pequeñas: Fe, Cu, Zn, Co, Mn.
• Elementos muy específicos presentes en algunos organismos en cantidades muy pequeñas: F, Se, B, Si, I, Mo.

Percepción Celular

• Las estructuras celulares perciben o "sienten" características estructurales como cargas eléctricas, tamaño, forma y disposición espacial de enlaces (estereoisomería).
• Las cargas eléctricas pueden ser positivas o negativas, presentes en especies iónicas inorgánicas u orgánicas.
• Las macromoléculas tienen un PM de 103 - 106 o más (proteínas, polisacáridos, ácidos nucleicos, glucosaminoglucanos).
• En cambio moléculas pequeñas presentan un PM < 103 (glucosa, glicerol, ácidos grasos, aminoácidos, intermedios metabólicos).

Estructura Atómica y Enlaces

• Las propiedades químicas y la reactividad de los elementos están dadas por sus electrones de valencia.
• Los elementos tienden a completar su capa de valencia con 8 electrones siguiendo la regla del octeto.
• Para completar el octeto, los átomos se enlazan compartiendo o cediendo electrones, formando enlaces.
• La electronegatividad determina el carácter del enlace (covalente o iónico) y su polaridad.
• A mayor diferencia de electronegatividad, mayor polaridad del enlace.

Tipos de Enlaces Químicos

• Algunos elementos ceden electrones por completo, formando enlaces covalentes dativos o coordinados.
• Este fenómeno se observa en metales de transición (Cu, Fe, Mn, Co) y sus iones, que alojan pares de electrones en orbitales d.
• Es frecuente en metalo-proteínas (carboxipeptidasa, aconitasa) y hemoproteínas (Hb, Mb, CYP) que ligan metales de transición.
• Átomos o grupos de átomos con un electrón desapareado forman radicales libres, especies químicas muy reactivas.

Número de Oxidación

• Los elementos en su estado elemental son neutros, con igual número de protones y electrones, y número de oxidación 0.
• Los elementos pueden mostrar diversos números de oxidación dependiendo de si ganan o pierden electrones al formar enlaces.
• La pérdida de electrones causa la oxidación de un elemento, y su número de oxidación aumenta.
• La ganancia de electrones causa la reducción de un elemento, y su número de oxidación disminuye.

Polaridad de los Enlaces

• En los enlaces, las nubes electrónicas son más densas sobre los átomos más electronegativos (δ-) y menos densas sobre los menos electronegativos (δ+).
• Los enlaces apolares tienen una diferencia de electronegatividad menor que 0.4 (ej: N₂, CH₄, CS₂).
• Los enlaces polares tienen una diferencia de electronegatividad entre 0.4 y 1.7 (ej: NH₃, H₂O, CO₂).
• Los enlaces iónicos tienen una diferencia de electronegatividad mayor que 1.7 (ej: KCl, CaO, MgF₂).
• A menor diferencia de electronegatividad entre los átomos, menor reactividad del enlace.

Polaridad Molecular

• El momento dipolar de un enlace (μ) depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos.
• La polaridad de los compuestos orgánicos depende de la polaridad de los enlaces y su geometría.
• Si los momentos dipolares se anulan, la molécula es apolar con enlaces polares.
• Se requieren enlaces polares y una distribución espacial que no anule la polaridad (μ≠0) para tener una molécula polar.
• La polaridad molecular condiciona la solubilidad y el comportamiento de las biomoléculas.
• "Lo similar disuelve a lo similar": solutos polares se disuelven en disolventes polares (ej: glucosa en agua), y solutos apolares se disuelven disolventes apolares (ej: triacilgliceroles en hidrocarburos).

Comportamiento Molecular e Interacciones

• Las moléculas interactúan dependiendo de su estructura, afectando su reactividad, solubilidad y forma en biomoléculas complejas.
• Deben considerarse enlaces químicos e interacciones intermoleculares.
• Los enlaces químicos son asociaciones estables entre átomos cuya estabilidad está dada por la energía de enlace.
• Los compuestos orgánicos están unidos principalmente mediante enlaces covalentes que se forman o alteran en reacciones químicas.
• La estructura, tipos de enlaces y capacidad de reaccionar de los compuestos químicos definen su "reactividad".
• Cuanto menor sea la diferencia de electronegatividad entre elementos enlazados, menor es la reactividad.

Interacciones Intermoleculares

• Las interacciones intermoleculares son fuerzas de atracción menos energéticas que los enlaces, y suelen ser transitorias.
• Individualmente débiles, pero su cantidad puede manifestarse macroscópicamente, especialmente en propiedades físicas.
• Son importantes para el comportamiento de biomoléculas como la formación de fibras, plegado de proteínas, unión de enzimas a sustratos y hormonas a receptores. Son fuerzas de atracción entre las moléculas

Enlaces Químicos vs. Fuerzas Intermoleculares

• Los enlaces químicos mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula.
• Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas.

Puente de Hidrógeno

• Es un tipo de interacción intermolecular entre un átomo de hidrógeno y un átomo electronegativo (comúnmente O).
• Interacciones intermoleculares más fuertes se producen entre especies con cargas; las más débiles, entre neutras y apolares.
• Las interacciones más importantes incluyen ion-ion, ion-dipolo permanente, dipolo-dipolo permanente, dipolo-dipolo inducido y dipolo inducido-dipolo inducido (Fuerzas de London, las mas debiles).
• Las fuerzas intermoleculares están dadas por interacciones electrostáticas y son mucho más débiles que los enlaces químicos.

Fuerzas Intermoleculares y Energía

• Se requiere menos energía para fundir un sólido o vaporizar un líquido (alterando interacciones intermoleculares) que para romper enlaces covalentes en sus moléculas.
• La energía necesaria para vaporizar 1 mol de agua por interacciones intermoleculares es de 41 kJ, mientras que la energía para romper los enlaces covalentes O-H en 1 mol de agua es de 930 kJ.
• La intensidad de las fuerzas intermoleculares depende de la polaridad, tamaño y geometría de las moléculas.

Tipos y Ejemplos de Interacciones Intermoleculares

• Fuerzas ion-ion son las más fuertes, seguidas por interacciones ion-dipolo y dipolo-dipolo.
• El puente de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo entre moléculas que poseen hidrógeno unido a un átomo electronegativo (O, F, N).
• Las fuerzas de dispersión de London (dipolo inducido-dipolo inducido) son las únicas en estados condensados de sustancias no polares simétricas.
• Interacciones carga-carga: electrostática entre iones o moléculas cargadas.
• Cuanto más elevado es este valor, más débil es la fuerza entre las cargas separadas presentes en dicho medio.
• Interacciones carga dipolo, solvatación de iones.
• Un anión o un catión pueden inducir un dipolo en una molécula polarizable
• A parte de las mencionadas existen otras interacciones como las interacciones repulsivas de Van der Waals.

Interacciones Débiles y su Importancia Biológica

• La interacción entre macromoléculas cargadas, solubilidad de iones y macromoléculas cargadas en el medio son muy importantes.
• Los puentes de hidrógeno estabilizan la estructura secundaria de las proteínas y terciaria de la hemoglobina.
• Las interacciones carga-carga estabilizan la estructura cuaternaria de la hemoglobina.
• La interaccion hidrofilica no es una fuerza.
• Los aminoácidos ácidos y básicos tienen importantes interacciones.
• El ADN utiliza los enlaces de hidrogeno para conectar las bases nitrogenadas de ambas cadenas.

Estructura de Lewis y Resonancia

• La estructura de Lewis representa la disposición de electrones de valencia en un átomo o grupo de átomos.
• Resonancia: las estructuras de Lewis no pueden representar cabalmente todas las moléculas o iones.
• Se recurre a representar formas resonantes, que en su conjunto representan las distribuciones electrónicas de valencia en el compuesto.

Conjugación

• Disposición de átomos de C unidos por dobles enlaces separados por enlaces sencillos.
• La conjugación estabiliza los compuestos.
• A mayor extensión de la conjugación, mayor estabilidad.
• Las moléculas muy conjugadas tienen colores vistosos.