Bioquímica ESTRUCTURAL Composición molecular de los seres vivos

1. Bioquímica ESTRUCTURALComposición molecular de los seres vivos

2. Composición molecular de los seres vivos. MOLÉCULAS AGUA - DISOLUCIONES pH - AMORTIGUADORES HIDRATOS DE CARBONO LÍPIDOS AMINOÁCIDOS y PÉPTIDOS PROTEÍNAS y ENZIMAS ÁCIDOS NUCLEICOS y TRANSMISIÓN DE LA INFORMACIÓN GENÉTICA

3. MOLÉCULAS: Esquema resumen Pers

4. MOLÉCULAS: Definición Pers

5. MOLÉCULAS: Fórmulas

6. MOLÉCULAS: Geometría molecularDistancias interatómicas e intermoleculares

7. MOLÉCULAS: Geometría molecular Ángulos de enlace en las biomoléculas Pers

8. MOLÉCULAS: Grupos funcionales Pers

9. MOLÉCULAS: Grupos funcionales Pers

10. MOLÉCULAS: Grupos funcionales Pers

11. MOLÉCULAS: Isomería

12. MOLÉCULAS: Isomería: tiposEstructural de cadena Pers

13. MOLÉCULAS: Isomería: tiposEstructural de posición Pers

14. MOLÉCULAS: Isomería: tiposEstructural de función Pers

15. MOLÉCULAS: Isomería espacialLos isómeros espaciales conformacionales se intercambian mediante rotaciones sobre enlaces sencillos. Pers

16. MOLÉCULAS: Isomería espacialLos isómeros espaciales conformacionales se intercambian mediante rotaciones sobre enlaces sencillos. Pers

17. MOLÉCULAS: Isomería espacial Pers

18. MOLÉCULAS: Isomería espacial La posibilidad de libre rotación del enlace sencillo está impedida en los hidrocarburos cíclicos. Este impedimento es prácticamente absoluto en los ciclos pequeños, de 3 o 4 átomos de carbono. En los anillos aromáticos, estabilizados por resonancia, tampoco hay posibilidad de rotación. Sin embargo, en los anillos de 5 o más átomos de carbono, esta posibilidad de rotación no está totalmente impedida. Cada una de las conformaciones representa estados de mínima energía para la molécula, que en realidad está transformándose continuamente de una en otra.

19. MOLÉCULAS: Isomería espacial En el caso del ciclohexano, la posibilidad de rotación permite a la molécula adoptar conformaciones distintas de la plana. En cada una de estas conformaciones, la tensión del anillo es nula porque los ángulos entre los enlaces carbono-carbono son iguales a los de las valencias del carbono tetraédrico y porque todos los carbonos, considerados dos a dos, adoptan preferentemente conformación alternada. En la conformación bote, las parejas de carbonos 2-3 y 5-6 son eclipsadas (bolas rojas en la figura inferior) y las restantes son alternadas-sin. En la conformación silla todas las parejas posibles son alternadas-sin, y por tanto es más estable.

20. MOLÉCULAS: Isomería espacial En estas conformaciones, los sustituyentes perpendiculares al plano ecuatorial se llaman axiales (en color blanco en la figura de la derecha), y las próximas a él ecuatoriales (en color rojo en la figura de la derecha). Al pasar de una forma de silla a la otra (figura de la derecha), los enlaces acuatoriales en la primera son axiales en la segunda, y viceversa.

21. MOLÉCULAS: Isomería espacial configuracionalLa isomería espacial configuracional puede ser de dos tipos: GEOMÉTRICA y ÓPTICA ISOMERÍA GEOMÉTRICA Los isómeros cis-trans tienen la misma cadena con las mismas funciones en las mismas posiciones, pero debido a que la molécula es rígida, cabe la posibilidad de que dos grupos funcionales estén más próximos en el espacio (cis) o más alejados (trans). La rigidez de la molécula se debe normalmente a la presencia de: un doble enlace un anillo En el caso del anillo, determinados sustituyentes pueden quedar del mismo lado del anillo (isómero cis) o en lados opuestos (isómero trans).

22. MOLÉCULAS: Isomería espacial configuracionalLa isomería espacial configuracional puede ser de dos tipos: GEOMÉTRICA y ÓPTICA Pers ISOMERÍA ÓPTICA Existen moléculas que coinciden en todas sus propiedades excepto en su capacidad de desviar el plano de luz polarizada. Son los llamados isómeros ópticos. Uno de ellos desvía la luz hacia la derecha, y se designa (+), o dextrógiro, mientas que el otro la desvía en igual magnitud pero hacia la izquierda, y se designa (-) o levógiro. El aparato que aparece en la foto de la derecha es un polarímetro.

23. MOLÉCULAS: Isomería espacial configuracionalLa isomería espacial configuracional puede ser de dos tipos: GEOMÉTRICA y ÓPTICA ISOMERÍA ÓPTICA Su comportamiento frente a la luz polarizada se debe a que la molécula carece de plano de simetría, y por lo tanto se pueden distinguir dos isómeros que son cada uno la imagen especular del otro, como la mano derecha lo es de la izquierda. Ambas manos no son iguales (el guante de una no encaja en la otra), pero son simétricas: la imagen especular de la mano derecha es la mano izquierda. Los isómeros ópticos también se llaman enantiómeros, enantiomorfos o isómeros quirales. El caso más frecuente de ausencia de plano de simetría se debe a que algún carbono tetraédrico está unido a cuatro sustituyentes distintos (Figura de la derecha). Este carbono recibe el nombre de carbono asimétrico.

24. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares En general, los medios biológicos son disoluciones acuosas muy complejas: sales, azúcares, aminoácidos, proteínas, ácidos nucleicos, etc. Obviamente, las posibles interacciones entre las diferentes moléculas revisten especial importancia en bioquímica. Son precisamente estas interacciones las que definen la dinámica de los procesos vitales. Destacan las siguientes: Fuerzas de van der Waals Fuerzas de polaridad Fuerzas electrostáticas Interacciones hidrofóbicas Puentes de hidrógeno

25. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares FUERZAS DE VAN DER WAALS Son fuerzas atractivas muy débiles de carácter electrostático que se establecen entre sustancias no polares. Se deben a irregularidades en la nube electrónica de los átomos por efecto de la proximidad mutua: La formación de un dipolo espontáneo en una molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos (Figura de la derecha). Estas reorganizaciones electrónicas no son permanentes y tienen una vida muy corta, de modo que estas fuerzas de atracción están continuamente formándose y desapareciendo. Estas fuerzas son mayores al aumentar el tamaño y la asimetría de las moléculas.

26. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares FUERZAS DE POLARIDAD Una molécula es dipolar cuando sus cargas positivas y negativas no tienen el mismo centro. Este desplazamiento de los centros de cargas hace que existan atracciones electrostáticas entre las diferentes moléculas. Esta distribución asimétrica de los electrones es la responsable de la formación de un dipolo con exceso de carga negativa del lado del Cl, y exceso de carga positiva del lado del H. Los enlaces serán tanto más polares cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Así, en el fluoruro de hidrógeno, por ejemplo, el F es más electronegativo que el H porque su núcleo, con 9 cargas positivas, atrae a los e- compartidos con el H con más fuerza que el núcleo del H, con una sóla carga positiva (Figura de la izquierda). Por lo tanto, los e- compartidos por covalencia estarán más próximos al F que al H.

27. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares

28. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares FUERZAS ELECTROSTÁTICAS Las interacciones electrostáticas se establecen entre grupos cargados total o parcialmente: Las cargas de signo opuesto se atraen Las cargasdel mismo signo se repelen La fuerza de atracción disminuye rápidamente a medida que aumenta la distancia entre las cargas. Se establecen fuerzas electrostáticas entre: aminoácidos de una proteína (puentes salinos) una enzima y su sustrato ácidos nucleicos y proteínas .

29. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares Ejemplos de FUERZAS ELECTROSTÁTICAS Pers

30. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares Pers Ejemplos de FUERZAS ELECTROSTÁTICAS

31. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares INTERACCIONES HIDROFÓBICAS Las moléculas hidrofóbicas pueden asociarse con exclusión del agua y formar agregados supramoleculares. Es consecuencia del efecto hidrofóbico, según el cual por razones termodinámicas las moléculas hidrofóbicas se asocian para minimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con ellas.

32. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares INTERACCIONES HIDROFÓBICAS Tres ejemplos de fuerzas hidrofóbicas son: las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las membranas celulares (forman bicapas) las que se establecen en el interior de una micela durante la digestión de los lípidos las que hacen que los aminoácidos hidrofóbicos se apiñen en el interior de las proteínas globulares.

33. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares INTERACCIONES POR PUENTE DE HIDRÓGENO Cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento muy electronegativo y de pequeño tamaño (F, O, N) el enlace formado es polar y el átomo de hidrógeno es un centro de cargas positivas. Si este hidrógeno está próximo a otro átomo electronegativo de pequeño tamaño (F, O, N), se puede establecer una unión electrostática que aproximará a los dos átomos negativos mediante el átomo de hidrógeno. Este enlace recibe el nombre de puente de hidrógeno.

34. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares INTERACCIONES POR PUENTE DE HIDRÓGENO Para que los elementos puedan establecer enlaces por puentes de hidrógeno es necesario que reúnan dos condiciones: ser muy electronegativos (con dobletes electrónicos sin compartir) ser de pequeño tamaño, (para poder aproximarse al núcleo del hidrógeno) .

35. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares INTERACCIONES POR PUENTE DE HIDRÓGENO Es un enlace débil. La fuerza de este enlace es menor que la de un enlace covalente o un enlace iónico. Su valor oscila entre 2 y 10 Kcal/mol. Sin embargo, como son muy abundantes, su contribución a la cohesión entre biomoléculas es grande. La distancia entre los átomos electronegativos unidos mediante un puente de hidrógeno suele ser de unos 3 Å. El hidrógeno se sitúa a 1Å del átomo al que está covalentemente unido y a 2 Å del que cede sus e- no apareados (Figura de la derecha).

36. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares INTERACCIONES POR PUENTE DE HIDRÓGENO Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno. Cada molécula de agua es capaz de formar 4 puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de abullición, ya que es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua pase al estado gaseoso.

37. MOLÉCULAS: Fuerzas intermoleculares INTERACCIONES POR PUENTE DE HIDRÓGENO Este enlace es fundamental en bioquímica, ya que: condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los ácidos nucleicos y está presente en gran parte de las interacciones que tienen lugar entre distintos tipos de biomoléculas en multitud de procesos fundamentales para los seres vivos.