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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:

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

MATERIA

- es todo aquello que nos rodea.

- tiene peso.

- ocupa un lugar en el espacio

- e impresiona los sentidos

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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, 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:

- 2COgasun

C

2O

- calciodeóxidodeblancopolvoun

Ca

2O

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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;

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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.

OH 2 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.:

OH 2 � agua 3NH � amoníaco

b.- Fórmulas desarrolladas : En ellas se indican la forma en que se unen entre si los átomos que constituyen la molécula. Ej.:

OH

HAgua

N

H

H

H

Amoníaco

Valencia : Es el poder o capacidad de combinación de un elemento químico con respecto a otro, tomado como unidad.

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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:

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.

I

- litio (Li) - plata (Ag) - potasio (K) - sodio (Na)

II

- bario (Ba) - berilio (Be) - cadmio (Cd) - calcio (Ca) - estroncio (Sr) - magnesio (Mg) - Cinc (Zn)

I . II - cobre (Cu) - mercurio (Hg)

I . III

- cobalto (Co) - hierro (Fe) - niquel (Ni)

I . III - oro (Au)

III

- aluminio (Al) - bismuto (Bi) - boro (B)

M E T A L E S

I - fluor (F) - hidrógeno (H)

III . V

- antimonio (Sb) - arsénico (As) - fósforo (P) - Nitrógeno (N)

I . III

V . VII

- bromo (Br) - cloro (Cl)

II - oxígeno (O)

I . V .

VII - iodo (I)

III - carbono (C) - silicio (Si)

N O M E T A L E S

II . IV.

VI

- azufre (S) - selenio (Se) - teluro (Te)

VI - cromo (Cr) VI . VII - manganeso (Mn)

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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:

H11

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:

h10

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 1836

1 de la masa del

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.

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

x

K

L

M

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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 de órbitas � nº del periodo

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

8

GRUPO VII ORBITAS DE ELECTRONES

F 2-7

Cl 2-8-7

Br 2-8-18-7

I 2-8-18-18-7

GASES RAROS

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.

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).

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

-1 e Na +Na (catión sodio) electropositivo

-2 e Mg ++Mg (catión electropositivo)

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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.

{ } electronessCapaK 21 −

electroneselectronesp

electronesssubcapasLCapa 8

62

22)2(

−−

electrones

electronesd

electronesp

electroness

subcapasMCapa 18

103

63

23

)3(

−−−

electrones

electronesf

electronesd

electronesp

electroness

subcapasNCapa 32

144

104

64

24

)4(

−−−−

El número máximo de electrones en un nivel energético es igual a 2*2 n siendo n el número cuántico principal. O sea que para los cinco primeros niveles energéticos se tiene:

1º nivel ……………………. ( ) e21*22 =

2º nivel ……………………. ( ) e82*22 =

3º nivel ……………………. ( ) e183*22 =

4º nivel ……………………. ( ) e324*22 =

5º nivel ……………………. ( ) e505*22 =

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”.

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Ejemplos:

Elemento Configuración eléctrica Representación gráfica

N7 322 221 pSS

B5 122 221 pSS

O8 422 221 pSS

F9 522 221 pSS

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 = 7 e

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 L=8

- 1 e = Na+ ≅ 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.

Esta unión se denomina electrovalente.

Como cada ión que forma la molécula posee diferente carga eléctrica también se la llama

↑ ↓ ↑ ↑ ↓ 1 s 2 s 2 p

↑ ↓ ↑ ↑ ↓ 1 s 2 s 2 p

↑ ↑

↑ ↓ ↑ ↓ 1 s 2 s 2 p

↑ ↑ ↑ ↓

↑ ↓ ↑ ↓ 1 s 2 s 2 p

↑ ↑ ↓ ↑ ↓

° Cl ° ° ° ° °

° Na ° + −+ ClNa

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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.

Son precisos dos átomos de cloro para adquirir esos dos electrones, uno cada uno, y formar dos iones cloro restableciendo el equilibrio.

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

Adquiere así cada átomo la configuración del helio. Ninguno de los dos átomos lora posesión completa de ambos electrones.

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.

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

Ca ++Ca - 2 e

° Cl ° ° ° ° °

° Ca °° + −++ + ClCa 2 ° Cl ° ° ° ° °

°

H º + H º H H º º

Cl º � º

º º º

º Cl º � º

º º º

º + Cl º �

º º º º

º Cl º � º

º º º

º

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S O

O

O

3SO

O

O

Sx x

xx

x

xO

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.

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:

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.

S

O

O

2SO OSx x

xx

xx

Opar electrónico cedido

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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.

Formaciones de este tipo desempeñan un gran papel en la estructura de las proteínas y de los ácidos nucleicos.

NHOC −= __________

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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.

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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 sus-tancia 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.

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:

Regulador entrada de aire

Gas

papel

embudo de vidrio

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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.

17

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:

insoluble4

422 2CaSO

NaClSONaCaCl +→+

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

termómetro

balón de destilación entrada

salida

18

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).

19

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 42SOH (ácido sulfúrico):

S = 32.066 = 32.066H = 1.008 x 2= 2.016O = 16 x 4= 64 98.082

La valencia del 42SOH es dos, pues tiene dos hidrógenos reemplazables; por lo tanto, el

20

equivalente químico del 42SOH será 041.492

082.98 = gramos y

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 Peso molecular

Equivalente químico

HCl 35.465 36.465

42SOH 98.082 49.041

3HNO 63.016 63.016

NaOH 40.005 40.005 ( )2OHCa 74.096 37.048

( )2OHBa 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.

21

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).

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.

Moléculas de agua

Moléculas de azúcar

Solución

22

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 2O 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 2O , 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 2O )

¿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.

Peso 1 litro gas = 1

b). Se pesa un volumen igual de un gas tipo, por ej. el oxígeno: Peso de 1 litro de 2O = '' nM × 2

M* N*

23

c). Dividimos 1 y 2miembro a miembro:

''

2OdelitroundePeso

gasdelitroundePeso

nM

nM

××=

∗∗

d). Existe un principio que dice que es igual el número de moléculas que hay en

volúmenes iguales de diferentes gases.

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 32' =M , luego:

dondede32OdelitroundePeso

gasdelitroundePeso

2

∗

= M

2OdelitroundePeso

gasdelitroundePeso32 ×=∗M

Ej: Si un litro de 2O en condiciones normales pesa 1,429 grs y 1 litro de 2N en

condiciones normales pesa 1,251 grs, el peso molecular relativo del 2N es:

∴×=∗

grs

grsM

429.1

251.132 01.28=M

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 2O .

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 2O .

Molécula gramo o mol : Se denomina mol de una sustancia al peso molecular relativo de la misma expresado en gramos.

Ejemplo:

SUSTANCIA PESO MOLECULAR

MOL RELATIVO

Oxígeno 32 32 grs

Hidrógeno 2,016 2,016 grs

Agua 18,016 18,016 grs

''

2OdelitroundePeso

gasdelitroundePeso

nM

nM

××=

∗∗

24

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.

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 + 2O = óxido básico

Óxidos de metales monovalentes : Supongamos que el metal es el sodio (Na) .

Sodio (Na) + 2O = óxido de sodio

Cuando se escribe la fórmula de un óxido se debe tener en cuenta no solo que está formado por metal + 2O 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.

O = As

OH

OH

OH

O = Sb

OH

OH

OH

25

La fórmula global es:

Un método que se emplea corrientemente para escribir las fórmulas globales es intercambiar los números que corresponden a sus valencias. Ejemplo: 12 ONa

Óxidos de metales bivalentes : Es estos óxidos el metal posee la misma valencia que el 02, por eso se combinan átomo a átomo.

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 2O como puente completamos la fórmula desarrolladas.

Óxidos de metales pentavalentes:

Na O + Na O

Na

Na

O

OCa

O

O

22 OCa OCa

Al

Al

Al

O

O

O

O

32 OAl

O

Bi O

O

Bi O

O

52 OBi

26

Óxidos de metales con valencia cuatro: 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: ONa2 � 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 ; 32OFe óxido férrico

c.- Bióxidos : cuando el óxido está constituido por un átomo de metal y dos de oxígeno. Ejemplo: 2PbO � 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:

e.- Sesquióxidos : La molécula está constituida por dos átomos de metal y tres de oxígeno. Ejemplo: 32 OAl � 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 = OCl2 anhídrido hipocloroso o monóxido de cloro

No metal trivalente = 32 OP anhídrido fosforoso o trióxido de fósforo

No metal tetravalente = 2CO anhídrido carbónico o dióxido de carbono

No metal pentavalente = 52ON anhídrido nítrico o pentóxido de nitrógeno

No metal hexavalente = 3SO anhídrido sulfúrico o trióxido de azufre

No metal heptavalente = 72OCl anhídrido perclórico

Sn

O

O

4OSn

H

H O

O

22OH peróxido de hidrógeno

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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: 2CO � 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:

32ON � anhídrido nitroso (N con valencia 3) o trióxido de nitrógeno

52ON � 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: OCl2 anhídrido hipocloroso (o monóxido de cloro)

3: 32OCl anhídrido cloroso (o trióxido de cloro)

5: 52OCl anhídrido clórico (o pentóxido de cloro)

7: 72OCl 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.

2º.- Se igualan el número de átomos del primero al segundo miembro.

3º.- Se le dá la notación molecular, recordando que la molécula de oxígeno es biatómica ( 2O ) y la de sodio, monoatómica (Na)

Al colocar 2O en lugar de “O” duplicamos el número de átomos de oxígeno por lo tanto

debemos duplicar el número de átomos de Na y de ONa2 .

4434421

óxidoelformanqueelementos

ONa + 321

óxidodelcorrectafórmula

2 ONa

ONa +2 ONa2

24 ONa + ONa22

28

Otros ejemplos: Divalentes: OCaOCa =+

OCaOCa 22 2 =+

OMgOMg =+

OMgOMg 22 2 =+ Trivalentes:

322

32

32

234

32

OAlOAl

OAlOAl

OAlOAl

=+=+

=+

Heptavalentes:

722

722

72

272

72

OClOCl

OClOCl

OClOCl

=+=+

=+

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:

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:

HCl = ácido clorhídrico HF = ácido fluorhídrico SH 2 = ácido sulfhídrico

434214434421

carbónicoácido

carbónicoanhídrido

3222 COHOHCO →+

4342144 344 21

sulfúricoácido

sulfúricoanhídrido

4223 SOHOHSO →+ 3214434421

sulfurosoácido

sulfurosoanhídrido

3222 SOHOHSO →+

4342144 344 21

clorosoácido

clorosoanhídrido

22232 HClOOHOCl →+ 3214434421

ohipoclorosácido

ohipoclorosanhídrido

222 HClOOHOCl →+

4342144 344 21

perclóricoácido

perclóricoanhídrido

42272 HClOOHOCl →+ 4342144 344 21

clóricoácido

clóricoanhídrido

32252 HClOOHOCl →+

4342144 344 21

nítricoácido

nítricoanhídrido

32252 HNOOHON →+ 4342144 344 21

nitrosoácido

nitrosoanhídrido

22232 HNOOHON →+

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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. Vamos a desarrollar la fórmula del ácido nitroso ( 2HNO ). 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.

N

O

O

OH (el N2 actúa con valencia 5)HNO3

Otros ejemplos: Radicales

SO

OH

OH

H2SO3

ácido sulfuroso

S

O

OH

OH

O

H2SO4

ácido sulfúrico

C

OH

OH

OH2CO3

ácido carbónico

HClO Cl OH ácido hipocloroso

HClO2 Cl OHO ácido cloroso

HClO3 Cl OH

O

O

ácido clórico bisulfito-HSO

sulfito-SO

bisulfato-HSO

sulfatoSO

fosfatoPO

carbonatoCO

obicarbonat-HCO

nitrito-NO

nitrato-NO

amonioNH

peróxidoO

oxidrilo

3

3

4

4

4

3

3

2

3

4

2

=

=

=

+

−

=OH

O

H

H

Agua

O

H

radical oxidrilo

30

HClO4 Cl OH

O

O

O

ácido perclórico

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:

emonovalent

espotasioel

)potasiodehidróxido(

↓OHK

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: 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.

Metal +

oxígeno

óxido básico

+ agua

óxido básico

No Metal +

oxígeno

óxido ácido

+ agua

ácido

SAL

444 3444 21oclorhídricácido

OHNaHCl + 444 3444 21

sodiodecloruro

2OHClNa +

31

2.-

3.- Al reaccionar un ácido con una base el metal de la base reemplaza a los hidrógenos del ácido.

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.

2.-

3.-

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.

H2SO4 SO

O

OH

OHS

O

O

O

O

H

H El ácido fosfórico es un ácido triprótico pues es capaz de separar tres átomos de hidrógeno.

H3PO4 O = P

OH

OH

OH

O = P

O

O

O

H

H

H

( )4342143421

calciodehidróxido

oclorhídricácido

22 OHCaHCl + 444 3444 21

calciodecloruro

2 22 OHClCa +

33 )(OHAlClH + OHClAl 23 3+

444 3444 21potasio de nitrito

22 OHKNO + 4444 34444 21

nitrosoácido

2 OHKHNO +

44444 344444 21ohipoclorosácido

OHCaOClH 2)(2 + ( )4444 34444 21

calciodeohipoclorit

OHClOCa 222 +

232 )(OHMgCOH + OHMgCO 223 +

44444 344444 21sulfúricoácido

)(2 3423 OHAlSOH + 4444 34444 21

aluminiodesulfato

6)( 2342 OHSOAl +

32

En cambio el ácido nítrico es un ácido monoprótico pues posee un solo átomo de hidrógeno reemplazable.

HNO3 N

O

O

OH N

O

O

O H

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:

4444 34444 21sodiodeneutrosulfato

22 24242 OHSONaOHNaSOH +→+

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:

4444 34444 21

potasiodebisulfatooácidosulfato

2442 OHKHSOOHKSOH +→+

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).

OHClMgOHMgHCl 222 2)(2 +→+

En este caso la reacción es total y la sal es neutra. Pero la reacción puede ser parcial.

4444 34444 21magnesiodebásicocloruro

)( 22 OHClOHMgOHMgHCl +→+

La sal obtenida es básica.

Otros ejemplos:

Bi

OH

OH

NO3

nitrato básico de bismuto

Fe

Cl

OH

OH

cloruro básico de hierro

4

33

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:

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.

C

H

H

HH + Cl2 C

H

H

ClH

ó

C

H

H

HCl C

Cl

H

HH C

H

Cl

HH

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

C

H

H H

H

� º

� º

� º

� º

Fórmula electrónica

C

H

H

HH

Fórmula

estructural

CH4 Metano

Fórmula molecular

34

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.

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.

b. Por medio de dos ligaduras o doble ligadura:

C

C

C

C

C

C

C

C

C

C

C

C

Lineal Ramificada

C

C

C

C

C

C

CC

C

C

CC

C

primario

secundario

primario

carbono terciario

carbono cuaternario

35

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:

CC

C CC

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: 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.

H OHCH 2

metanol

3CH

OHCH 2

etanol

3CH

2CH | OHCH 2

propanol

36

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.

CH4 metano 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

22 +nn HC

n = número de átomos de carbono de la cadena

etano2 622222 HCHCn =→= +•

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

CH3 CH CH2

propeno

CH3 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

37

Los segundos, o sea los acetilénicos o alquinos, son aquellos en los que dos átomos de carbono se hallan unidos por triple ligadura.

CH CH

etino

CH3 C CH

propino

CH3 CH2 C CH

butino 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

CH2 CH2

CH2

CH2 CH2

CH2

ciclo propano 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

CH2 CH2

ciclo propano(isocíclico)

CH CH

CHCH

Ofurano

(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.

38

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.:

CH

CH

CCH

CHC

H

H Resumiendo:

Ejemplo:

Hidrocarburos acíclicos o alifáticos

(cadena abierta)

Saturados Serie alcálica (simple ligadura)

Sustancia tipo: metano 4CH

(ano)

No Saturados

Serie etilénica (doble ligadura)

Sustancia tipo: etileno HC CH

(eno)

Serie acetilénica (triple ligadura)

Sustancia tipo: acetileno CH CH

o etino (ino)

Hidrocarburos cíclicos

(cadena cerrada)

Isocíclicos (nudos ocupados por átomos de C)

Ciclánicos o alicíclicos

(simple ligadura)

CH2

CH 2CH2ciclo propano

Bencénicos (doble ligadura)

CH

CH

CCH

CHC

H

H benceno

Heterocíclicos (nudos ocupados por átomos de C y otros elementos)

CH CH

CHCH

Ofurano

CH CH

CHCH

NHpirrol CH2

CH CH

CH CH

Opirano

39

- 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 HH

H

C

H

H

H

etano

C H

H

H

C

H

H

OH

etanol

CH3

CH2 OH

ó

El grupo funcional alcohol primario es:

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.

CHH

C

H

H

H

C

H

H

H

propano

óCH

C

H

H

H

C

H

H

H

OH

propanolsecundario

CH3

CH

CH3

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.

CH OH

CH2 OH

40

CH2

CH

CH2

OH

OH

OH

1-2-3 propanotriol

CH2

CH

CH3

OH

OH

1-2 propanodiol Recordar:

CH2 OH

grupo funcional

CH OH

alcohol primariogrupo funcional

alcohol secundario

- Función aldehído : si reemplazamos dos átomos de hidrógeno ubicados sobre el mismo carbono primario de un hidrocarburo por dos grupos oxidrilos:

CHH

C

H

H

H

C

H

H

H

CHH

C

H

C

H

H

H

OH

O H

obtenemos

por pérdidade agua

CH

H

C

H

C

H

H

H

O

aldehído

Si se oxida a la molécula de un alcohol primario y se le quita una molécula de agua, se obtiene un aldehído.

CH3

C

H

OH

O Hobtenemos

por pérdidade agua

C

CH3

H

H

OH

+ [O]C

CH3

H

O

El grupo funcional aldehído es:

Ejemplos:

C

H

H

O

metanal

C

H

OCH3

etanal CH

O

CH2

CH3

propanal CH

O

CH2

CH2

CH3

butanal

CH

O

41

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

CH

H

C

H

H

H

obtenemos

por pérdidade agua

+ 2 OH OH

CH3

C

C

H

H

H

O H

C

CH3

CH3

O

Si oxidamos un alcohol secundario y le quitamos una molécula de agua, obtenemos una cetona.

CH3

CH

OH

CH3

obtenemos

por pérdidade agua

+ O

OH

CH3

C

CH3

O HC

CH3

CH3

O

propanol -2 propanona

El grupo funcional es:

Este grupo se denomina carbonilo. Ejemplos:

C

CH3

CH3

O

propanona

C

CH3

CH2

O

CH3

butanona

CH2

CH3

CH2

C

CH3

O

pentanona 2

CH2

CH3

C

CH2

CH3

O

pentanona 3

Nomenclatura : se cambia el sufijo ol del alcohol por el sufijo ona, añadiendo un número si es necesario.

C O

42

Recordar:

C

H

O

(al) C O (ol)

grupo funcional aldehído(en un carbono primario)

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

CH2

C

H

H

H

propano

CH3

CH2

C

O H

O H

O H

- H2O

CH3

CH2

C OH

O

ácidopropanoico

Si se oxida un aldehído se obtiene un ácido orgánico.

C

H

H

O+ [O]

C

H

OH

O

metanal metanoico

El grupo funcional ácido es:

CH

O

CO.OHó

este grupo se denomina carboxilo

Ejemplos:

C

H

OH

O

metanoico

COH

OCH3

etanoico COH

OCH2

CH3

propanoico COH

OCH2

CH2

CH3

butanoico

Nomenclatura: Se cambia la terminación al del aldehído respectivo por el sufijo oico.

43

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

aldehido

COOH

ácido

En átomo de carbono secundario

CH.OH

alcohol secundario

CO

cetona

- Función sal : Las sales orgánicas al igual que las inorgánicas, se pueden obtener combinando un ácido orgánico con un hidróxido.

C

H

O H

O + Na OH - H2OC

H

ONa

O + H2O

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:

CH4

metano

CH3

metilo

CH3

CH3

etano

CH3

CH2

etilo

Nomenclatura: Se nombran cambiando el sufijo ano del alcano por el sufijo ilo.

Fórmula general : 12 +nn HC

44

b. Radicales ácidos : Resultan de suprimir en la molécula de un ácido el H.

C

H

OH

O

ácido metanoico

C

H

O

O

radical metanoilo

Nomenclatura : se. designa con el nombre del ácido cambiando de sufijo oico por oilo.

FUNCIONES OBTENIDAS POR COMBINACIÓN DE FUNCIONES OX IGENADAS 1.- Función éter : se obtienen por combinación de dos moléculas de alcohol con pérdida de

una molécula de agua.

CH2

H

O H

CH2

H

O H

OH2 +

CH2

H

CH2

H

O meta-oxi-metano

O sea que el átomo de oxigeno está unido a dos radicales alquilos. En general su fórmula será:

Si los radicales alquílicos son iguales, el éter se llama simple; si son diferentes el éter se llama mixto. Ejemplos:

CH3 O CH3 CH3 O C2H5

éter metílico ometano-oxi-metano

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.

CO.O H

CH3

CO.O H

CH3

OH2- C

CH3

C

CH3

O

O

O

ácido etanoico

anhídrido etanoico

R – O - R

45

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

CO.O H

+

CH3

CH2

CH2 OH

- H2O

CH2

CH2

CH3

CH3

C

O

O

ácido etanoico etanoato de propilo

Los ésteres también pueden resultar de la combinación de un ácido inorgánico con un alcohol.

H Cl +CH3

CH2 OH

OH2 +

CH3

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.

N

H

H

H

+

CH3

CH2 OH

amoníaco

OH2 +

CH3

CH2 NH2

óN

H

H

C2H5

etanol etilamina

Estas aminas se denominan primarias.

N CH2 CH3

H

CH2 CH3

N CH2 CH3

CH2 CH3

CH2 CH3

amina secundaria amina terciaria

46

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.

N

H

H

H

+

C

CH3

OH

O OH2 +

C

CH3

NH2

O etanamida

También se puede escribir:

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.

C

CH3

O

N H2

C

CH3

N

etanamidaetano nitrilo

O bien se forman por el reemplazo de tres hidrógenos de un carbono del hidrocarburo por un átomo de nitrógeno.

C

C

H

H

H

H

H

H

CH3

C N

El grupo funcional nitrilo es:

Nomenclatura : llevan el nombre del alcano de donde provienen, seguido por la palabra nitrilo.

C N

N

H

H

CO CH3

resulta como si un átomo de hidrógeno del amoníaco fuera reemplazado por radical ácido.

47

Funciones distintas en una misma molécula En química orgánica hay sustancias que en su molécula pueden tener funciones químicas diferentes. Ejemplos:

CH2

CO

H

OHCH3

CH

CO

OH

OH

CH3

C

CO OH

O

etanol-alpropanol-2-oico 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.

48

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 ( OHHC 21 ) 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

CH3

+

CH2

CH3

OH

CH3

CO.OC2H5

+ OH2

b. Función aldehído:

(CHO)

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

2 AgOH +C

HN

O

2 Ag + OH2 + C

H

O

OH

aldehído 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 OHNH 4 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

49

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 42SOH 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 + O N OH C6H5N N OH + OH2

anilina ácido nitroso hidróxido dediazobenceno

C6H5N N N OH C6H5OH + OH2

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.

50

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:

OH 2 (agua) 3HNO (ácido nitrico)

42SOH (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.- 284 OHC (fórmula global)

Fórmulas desarrolladas: CH3

CH2

CH2

COOH

CH3

CH2

C

CH2OH

O

ácido butanoico butanol 1-ona 2

2.- OHC 63 (fórmula global)

Fórmulas desarrolladas: CH3

CH2

CH

O

CH3

C

CH3

O

propanol 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:

51

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.- 104OHC

CH3

C

CH3

CH3CH3

CH3

CH2

CH2

CH2OH

CH3

CH2

CH

CH3

OH

metil-propanol-2butanol butanol-2

2.- 125HC

CH2

CH2

CH3

CH2

CH3 CH3

C

CH3

CH3CH3

pentano

tetrametil metanoo

dimetil propano

- La isomería de compensación : los isómeros de compensación son aquellos compuestos que tienen igual fórmula global pero poseen grupos funcionales distintos. Por ejemplo:

1.- OHC 63

CH3

CH2

CH

O

CH3

C

CH3

O

propanal propanona

2.- 263 OHC

CH3

CH2

CO OH

CH3

CO.OH CH3

ácido propanoico etanoato de etilo

52

3.- OHC 104

CH3

CH2

CH2

CH2OH

CH3

CH2

O

CH2

CH3

butanol-1 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.

53

El átomo de carbono cuyas cuatro valencias se hallan ocupadas por átomos o grupos atómicos diferentes entre sí se llama carbono asimétrico. Ej.:

CH3

CH.OH

CO.OH

1

El átomo de carbono asimétrico está marcado con el número 1. En el espacio se lo representa así:

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.

HO

3CH

H

COOH

54

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.

C

CH3

H OH

COOH

C

CH3

COOH

HOH

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

C

C CH3

CH3H

H

forma cis (I)

CH

CH

COOH

HOOC

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.

55

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 :

)gm(calAH 1

vap.

−

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.

El átomo de oxígeno comparte un par de electrones con cada uno de los átomos de hidrógeno.

C

H

H

� º

� º º º º º

56

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.

O

HH

H

O

H H H

OH

H

O

H

O

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 OH − .

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:

O

H

H

O

H

O

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: 2O , 2N , F.

57

O

R

H

OH H

C

R R'

O

H

OH

C

N

H

C

R

HO

H

N

C C

R O

H

Entre grupo hidróxiloy el agua

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:

2

21

rD

eeF =

F = fuerza de atracción entre iones de carga opuesta.

21 / ee = carga de los iones 1 2 r = distancia entre los iones

58

Constante dieléctrica de algunos líquidos

Agua 80 Metanol 33 Etanol 24 Acetona 21.4 Benceno 2.3 Hexano 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).

CO

O

Na+

Oleato de sodio

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

C

O

CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

cabeza

cadena

59

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 ( +OH 3 ) y el ión hidróxilo ( −OH ).

2 H2O H3O + + OH -

O

H

H

H

OH

O

H

H H

++ OH -

Por convención la ionización del agua se escribe como sigue:

OH2 H+

+ OH-

Aunque en el agua no existen protones desnudos, el propio ión hidronio ( +OH 3 ) se halla

hidratado mediante el establecimiento de más enlaces de hidrógeno y formando el ión +OH 9 .

O

H

H H

O

H

H

O

HH

O

H

H+

60

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 K Cl-

+ 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:

AB1

2+ B

+A-

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 ( 1V ) con que transcurre la disociación la reacción será:

[ ]ABKV 11 = donde:

1K : 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 ( 2V ) con la cual A y B se asocian, será:

[ ] [ ]+−= BAKV 22

61

Cuando se alcanza el equilibrio las velocidades de ambas reacciones se hacen iguales, es decir 21 VV = y, por lo tanto:

[ ] [ ] [ ]+−= BAKABK 21 de donde:

[ ] [ ][ ]AB

BA

K

K

2

1

+−

=

2

1

K

K es un cociente entre dos constantes, por lo tanto es constante.

En el caso particular de una reacción de ionización como la que consideramos, la constante de equilibrio se denomina constante de disociación ( disK ). 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 disK más

fuerte será el electrolito. Pertenecen a este grupo ciertos ácidos inorgánicos (ClH , BrH , IH , HNO3 , 24HSO ,….), 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.

[ ] [ ] M10M01,0KCl 2−+− ===

En una solución 0,1 M de nitrato de calcio, las concentraciones iónicas serán:

(NO3)2 Ca 2 NO3- + 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 disK 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:

OH2 H+

+ OH-

62

En realidad, la disociación sería −= OHOH2 32 . El ión +OH3 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:

[ ][ ][ ]OH

OHHK

2

dis

−+

=

Un litro de agua pura contiene 18

1000 moles de agua, de los cuales. sólo

( )71010000000

1 − están disociados. Puede calcularse que de cada 555 millones de

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

2. PO4H2

3. PO4H-

PO4H2- + H+

PO4H- + H+

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:

ClH Cl-

+ H+

SO4H2 SO4H-

+ H+

y SO4H-

SO4-

+ H+

NaOH Na+

+ OH-

Ca (OH)2 Ca (OH)+

+ OH-

y Ca (OH)+

Ca++

+ OH-

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

63

base ( 3NH ) 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:

[ ][ ][ ]OH

OHHK

2

dis

−+

=

El valor del denominador [ ]OH 2 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 = 710− ,

por lo tanto, Kagua = [H+] [ −OH ] = 710− x 710− = 1410− 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 = 1410− ), debe disminuir [ −OH ] proporcionalmente. Así, si los hidrogeniones alcanzan

un valor de 410− (ión gramo por litro), los oxhidriliones deberán reducirse a 1010− para

mantener Kagua = 104 10x10 −− = 1410− . 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 = 710− . Tomando logaritmo decimal de cada miembro de esta igualdad:

log [H+] = log 710− = -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 710− 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 ( 110− ) y, en consecuencia,

[H+] será 1310− (Kagua = 1310− x 110− = 1410− ) y el pH será 13.

64

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:

[ ][ ] 5

i 10x8,1AcH

HAcK −

+−

== (2)

El acetato de sodio es un electrolito fuerte y está totalmente disociado:

AcNa Ac-

+ Na+

y por ende:

[ ] [ ] [ ]salAcNaAc ==− 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 salAc =− y ácidoAcH = .

[ ][ ][ ]

5

i 10x8,1ácido

HsalK −

+

==

despejando H+ :

[ ] iKsal

ácidoH =+

y tomando logaritmos:

[ ] [ ] [ ]sallogKlogácidologHlog i ++=+

65

si se multiplican ambos miembros de la ecuación por -1 y se reordena la ecuación:

[ ] [ ] [ ] [ ][ ] ii Klogácido

sallogsallogKlogácidologHlog −=+−−=− +

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 + OHNa OH2 + 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:

[ ][ ] iii pK1logpKácido

sallogpKpH =+=+=

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 ipK del ácido. En general, no se recomienda preparar buffers cuyos

pH se encuentran más de dos unidades fuera del ipK 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 In- + H

+

(color A) (color B)

66

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 inpK 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 ácid o 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

67

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 acético-acetato 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

68

los pH. De acuerdo a la ecuación de Henderson-Hasselbalch, cuando la relación sal/ácido = 1, el pH es igual al ipK . 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 ipK del ácido. Compare sus

resultados con el valor aceptado del ipK 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:

miliequiva3315

1000x5,0 = esequivalent0,033lentes =

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:

3315

1000x5,0 = miliequivalentes

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 = ipK . Para cualquier

otro valor, aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se puede calcular el ipK

del ácido acético. Valor aceptado para el ipK 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 HNO3 .

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:

69

[ ] [ ] M10M001,0HNO 3

3

−+− ===

Como [ ]+−= HlogpH , se tendrá:

( ) 310logx310log 3 −=−=− entonces:

( ) 3pH10log 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:

[ ] [ ] [ ] M10M0001,0OHKKOH 4−+− ==== Teniendo en cuenta que 14

agua 10OHHK −−+ == :

[ ] [ ]10

4

14agua

1010

10

OH

KH −

−

−

−+ ===

de donde:

[ ] ( ) 1010logHlogpH 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.

70

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 ( )

n2OCH , 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.

CO

H

HCHO

CH2 OH

1.

2.

3.

CH2 OH

C O

CH2 OH

1.

2.

3.

Gliceraldehídoaldosa

Dihidroxiacetonacetosa

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:

CO

H

CHOH

CH2OH

CH2

C

CH2

O

OH

OH

Gliceraldehído Dihidroxiacetona

71

Terrosas:

CO

H

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

CH2OH

C

CH

O

CH2OH

OH

Treosa Eritrulosa Pentosas:

CO

H

CH

CH

CH

OH

OH

CH2

OH

OH

Xilosa

CO

H

CH

CH

CH

OH

OH

CH2

OH

OH

Ribosa

CO

H

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

Arabinosa

CH2OH

C

CH

CH

CH2

O

OH

OH

OH

Ribulosa Hexosas:

C

CH

CH

CH

CH

CH2

O

H

OH

OH

OH

OH

OH

Glucosa

C

CH

CH

CH

CH

CH2

O

H

OH

OH

OH

OH

OH

Manosa

C

CH

CH

CH

CH

CH2

O

H

OH

OH

OH

OH

OH

Galactosa

CH2

C

CH

CH

CH

CH2

O

OH

OH

OH

OH

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.

72

Ejemplo: la glucosa

C

H

O

CH

CH

CH

CH

OH

OH

OH

CH2

OH

OH

C

OH H

CH

CH

CH

CH

CH3

OH

OH

OH O

β - Glucopiranosa

C

CH

CH

CH

CH

CH3

OH

OH

OH O

H OH

α - Glucopiranosa

CH2

CH

CH

CH

CH

O

Anillo de Haworth

H

OH

O

CH2

H

H

OH

OH

HH

OH

OH

H

OH

O

CH2

H

H

OH

OH

H

OH

OH

H

β - Glucopiranosa 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 OH 2 :

73

R C

O

H

H O CH3

H O CH3 R CH

O

O

CH3

CH3 + OH2 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 1C a la derecha y el segundo el oxidrilo del 1C 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

CH2OH

C O

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

C

OH CH2OH

CH

CH

CH

CH2

OH

OHO

OH

C

CH

CH

CH

CH2

OH

OHO

OH

OHCH2OH

CH CH

CH CH

O

β − Fructofuranosa α − Fructofuranosa

74

Anillo de Haworth

C

C C

C

O

H H

HOH

OH

CH2OH

CH2OH

OH

C

C C

C

O

H H

HOH

OH

CH2OH CH2OH

OH

β − Fructofuranosa α − Fructofuranosa

β − Fructopiranosa α − Fructopiranosa

CCH2

CH

CH

CH

CH

OH OH

OH

OH

OH

O

H

C

CH

CH

CH

CH

OH

OH

OH

O

H

CH2OH OH

CH2

CH CH

CH CH

O

Anillo de Haworth

OH

H

H

H

H

OH

OH

OH

OH

CH2OH

β − Fructopiranosa α − Fructopiranosa

OH

H

H

H

H

OH

OH

OH

CH2OH

OH

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).

75

C

CH

CH

CH

CH2

H

O

OH

OH

OH

OH

C

C H

O

CH

CH

CH

O + 3 H2O

C

CH

CH

CH

CH

H

O

OH

OH

OH

OH

CH2OH

C

C H

O

CH

CH

C

O

CH2OH

+ 3 H2OH

+

pentosa furfural

Hexosa:glucosa

5 - Hidroximetilfurfural

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

H

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

C

O

H

C

CH

CH

CH

CH2

O

OH

OH

OH

OH

C

O

H

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

Glucosa Manosa Fructosa 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.

C

C

C

HOH

O

C

CH

CH

CH

CH

CH2

O

H

OH

OH

OH

OH

OH

+ CH3 O HOH2-

OCH

CH

CH

CH

CH

CH2

CH3

O

OH

OH

OH

OH

Glucosa + Metanol metil - glicosido

76

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.

C

CH

CH

CH

CH

CH2

O

H

OH

OH

OH

OH

OH

CH2

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

OH C

CH

CH

CH

CH

CH2

O

H

OH

OH

OH

OH

OH

CH2

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

OH

Glucosa Sorbitol Manosa Manitol

CH2

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

OH

CH2

C

CH

CH

CH

CH2

OH

O

OH

OH

OH

OH

CH2

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

OH

Sorbitol Fructosa Manitol 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

C

O

H

CH

CH

CH

CH

CH2OH

OH

OH

OH

OH

oxidantes

débiles

CO

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

OH

Glucosa Ácido glucónico

77

C

O

H

CH

CH

CH

CH

CH2OH

OH

OH

OH

OH

C

CH

CH

CH

CH

CO

OH

OH

OH

OH

OH

O

H

Glucosa Ácido glucorónico

CO

CH

CH

CH

CH

CO

OH

OH

OH

OH

OH

OH

Ácido glucosacárico

oxidantes

fuertes

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.

CH2OPO3H2

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

OH

CH2OPO3H2

C

CH

CH

CH

CH2OPO3H2

O

OH

OH

OH

Glucosa 1 fosfato Fructosa 1 - 6 difosfato Aminas : Las hexosas aminas resultan de sustituir un grupo alcohólico por un grupo amino ( 2NH ). Los más importantes son las que resultan de sustituir el oxidrilo del carbono 2. Son la glucosamina y la galactosamina. Son reductores.

C

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

OH

O

H

NH2

C

CH

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

O

H

NH2

OH

Glucosamina Galactosamina

78

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

OOH

H

H

H

H

OH

CH2

OH

OH

OH

O

H

CH2OH

OH

OH

OH

H

HH

H

MALTOSA

α β

LACTOSA

αβ

OOH

H

H

HH

CH2

OH

OH

OH

O

OH

CH2OH

OH

OH

OH

H

HH

H

SACAROSA

OH

H

H

HOH

CH2

OH

OH

OH

O

OH

H

H

OH

OHCH2

HCH2OH

OH

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.

79

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 αααα 1-6 en la amilo pectina

O

O

O

O

O

O

O

CH2

OO

O O

41

6

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.

80

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

81

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.

C

C

C

C

C

O

H

H. O. H

H. O. H

H. O. H

H2 O. H

- 3 H2OCH

C C

H H

C

O

C

O

H

PentosaFurfural

Aldehído

82

C

C

C

C

C

O

H

H. O. H

H. O. H

H. O. H

H. O. H

C H2 O. H

- 3 H2OCHO.H2C

C C

H H

C

O

C

O

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 p olisacárido 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.

83

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-.

84

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 COOH

cadenahidrocarbonada

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.

CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

COOH

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

85

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:

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 12C (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 10C 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.

C CH

R

H

R'

C CH

R

R'

H

cis trans

Son ácidos grasos esenciales

oleico

linoleico

linolénico

araquidónico

86

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

CH

CH2

OH

OH

OH

R C

O

O H

+- H2O

CH2

CH

CH2 O C R

O

OH

OH

glicerol ácido grasomonoacilglicerol

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).

CH2OH

CH

CH2

O C

O

R'

O C

O

R

CH2

CH

CH2

O C

O

R''

O C

O

R'

O C

O

R

DAG 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

87

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.

CH2 O C

O

R1

CH

CH2

O C

O

R2

O C

O

R3

KOHCH

CH2

CH2

OH

OH

OH

+

R1 COOK

R2

R3

COOK

COOK

2. Adición de Iodo : el iodo puede fijarse al doble enlace de los ácidos grasos no saturados.

CH CHI2

CHI 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 (CH2)n C C (CH2)n COOH

H H

CH3 (CH2)n C C (CH2)n COOH

H H

O O

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.

88

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:

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.

CH2

CH

CH2

OH

OH

OH

HOOC R

HOOC R´

POHOHOH

O

CH2

CH

CH2

O

O

O

C

C

P

O

O

C

OH

R

R´

O H+

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.

NH4 + CH2 CH2 N+

CH3

CH3

CH3

OH

Se sustituyen tres hidrógenos del 4NH por radicales metilo, y otro etanol y obtenemos: trimetil etanol, amonio o colina.

Fosfoglicéridos (ol = glicerol)

ácido fosfatídico lecitinas cefalinas inositol fosfátidos

Fosfoesfingósidos (ol = esfingosiha) esfingomielina

89

Cefalinas : el radical fosfórico se encuentra unido a la etanolamina (colamina) o a la serina.

CH2 CH2 NH2OH CH2 CH COOHOH

NH2etanol 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 :

CH2

CH

CH2

O C

O

R'

O C

O

R''

O P

O

O

CH2 CH2 N+ (CH3)3OH lecitinas

CH2 CH2 NH2OH

colina

CH2 CH COOHOH

NH2

etanolaminacefalinas

C

C

C

C

C

C

OH OH

OH

OHOH

OH

HH

H

H

HH

inositol

fosfatidilinositol

CH2

CH

CH2

OH

OH

OH

glicerina o glicerol

fosfatilglicerina

azúcar fosfatidil azucares

X

90

fosforil colina: se obtiene de la esfingomielina

oligosacáridos complejos (azucares y derivados de amino azucares) � gangliósidos

azucar generalmente lactosa � cerebrósidos

Ac

NH2

OHEsfingosina

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

NH2

OHEsfingosina

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

NH2

OH

Ac. graso

Esfingosina

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.

91

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

CH CH

CH 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:

naftaleno antraceno fenantreno

I II

III

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 3C y

92

una cadena ramificada en 17C . El colesterol es el esterol más importante.

10

5

1

4

2

3 76

89

13

14

1211 16

15

17

OH

Tiene 3C un OH.

65 CC doble enlace.

1310 CyC metilos ( 3CH ).

17C una cadena lateral con 8 átomos de carbono.

Terpenos : están constituidos por múltiples unidades de un hidrocarburo de cinco átomos de carbono. Ejemplo:

CH C

CH3

CH CH2 2 metil 1-3 butadieno o isopreno

1 2 3 4 numero de carbonos

Los terpenos pueden ser moléculas lineales o cíclicas. Se ordenan regularmente o irregularmente.

C

C C

C

C

C

C

C

C

C

C

C C

C

C

C

C

C

C

C

cola cola

colacabeza

Regularmente Irregularmente

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.

93

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: 1A y 2A ( 1retinol y 2retinol ). Químicamente son alcoholes que contienen anillos alicíclicos de seis átomos de carbono con cadenas laterales constituidas por dos unidades de isopreno.

1A difiere de 2A en que tiene un doble enlace más.

→1A predomina en animales superiores

→2A 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.

CCH2 CH2

C CC

CH

CH3CH3

CH3

H2

CH

C

CH

CH

CH

C

CH

CH2

CH3

CH3

OH

CCH2 CH

C CC

CH

CH3CH3

CH3

H

CH

C

CH

CH

CH

C

CH

CH2

CH3

CH3

OH

A1 A2

Vitamina E o tocoferones : contiene un sistema aromático (derivado del benceno) portador de un grupo hidroxilo y una cadena lateral isoprenoide.

O

CH3

CH3

CH3

OH

H2

H2

CH2

CH3

(CH2 CH2 CH CH2

CH3

)3

94

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 2O molecular sobre los dobles enlaces.

Vitamina K o antihemorrágica: Se encuentra en dos formas: 1K y 2K . Se trata de una naftoquinona con cadena lateral isoprenoide de diferente longitud.

CH2

CH3

O

O

CH C

CH3

CH2 (CH2 CH2 CH CH2 )3

CH3K1

La deficiencia de vitamina K produce una coagulación defectuosa de la sangre.

Vitamina D: La más importante es la 2D o calciferol que se obtiene a partir del ergosterol.

CH3

CH CH3

CH C

H

CH

CH3

CHCH3

CH3

CH3

OH

Ergosterol

OH

CH2

CH3

C

CH3

CH CH CH

CH3

CH

CH3

CH3

H

Irradiación

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.:

95

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.

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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

FOSFOLIPIDOS

Lecitina

Cefalina

Esfingomielina

GALACTOLIPIDOS

Frenosina

Queratina

Nervona

97

Se evapora el alcohol y se agrega éter. Centifugar. Se concentra y se añade acetona. REACCION DE SALKOWSKY A 2 ml. de solucion cloroformica de colesterol añadir, sin mezclar, una cantidad igual de

24HSO concentrado. En la zona de contacto de los dos líquidos aparece una coloración rojo intensa.

A. SOLUBLE en Éter

Lecitina Ácidos grasos Cefalina Colesterol Grasas

B. INSOLUBLE en Éter

Esfingomielina Cerebrósidos Sales

Se trata en caliente con priridina, al enfriar precipita solo la esfingomielina . En la solución de cerebrósidos la Reacción de Molisch

Precipitado FOSFATIDOS

Lecitina Cefalina

Se disuelven en éter y luego en exceso de alcohol que solo disuelve la Lecitina.

C. SOLUCION

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.

CENTRIFUGAR

98

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 prote ínas : 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 ( 2NH− ) libre en el C alfa. En la prolina el grupo amino ( 2NH− ) 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

99

1.- GRUPOS R: hidrófobos o sea no polares (o poco solubles en agua).

CH3 C COO-

H

NH3+

CH C COO-

H

NH3+

CH3

CH3

CH2 C COO-

H

NH3+

CH

CH3

CH3

CH2 C COO-

H

NH3+

CH2CH3

CCH2

CH2

N

C

H

COO-

H2

H

CH2 C COO-

H

NH3+

C

CH

NH

CH2 C COO-

H

NH3+

CH3 S CH2 CH2 C COO-

H

NH3+

Triptófano

Metionina

Fenilalanina

Prolina

Isoleucina

Leucina

Valina

Alanina(Menos hidrófobo)

Hidrocarburosalifáticos

Anillo aromático

contiene azufre

100

2.- Aminoácidos con grupo R polares sin carga : (pero pueden establecer enlace hidrógeno con el agua)

H C COO-

H

NH3+

CH2 C COO-

H

NH3+

OH

CH C COO-

H

NH3+

OH

OH

CH2 C COO-

H

NH3+

SH

CH2 C COO-

H

NH3+

OH

CH2 C COO-

H

NH3+

C

NH2

O

X

X

X

Gliucocola oglicina

Serina

Treonina

Cisteína

Tirosina

Asparagina

CH2 C COO-

H

NH3+

CH2C

NH2

O

Glutemina

No influye en la polaridad del NH3

+ y COO- de la molecula porque el átomo de hidrógeno es muy pequeño para influir

H

La polaridad se debe a los OHX

El grupo SH tiende a perder el protón por ionización

La polaridad se debe a los grupos amídicos

3.- Aminoácidos con grupos R cargados : (negativamente y positivamente)

CH2 C COO-

H

NH3+

C

O

O

CH2 C COO-

H

NH3+

CH2C

O

O

Acido aspártico

Acido glutámico

aminoácidos ácidos

101

CH2 C COO-

H

NH3+

CH2CH2CH2NH3+

CH2 C COO-

H

NH3+

CH2CH2NHC

NH2+

NH2

aminoácidos básicos

Arginina

Lisina

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 ácido-pantoténico, 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.

C

H

NH3+

COO-

R

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

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 (- 2NH ) de los aminos alifáticos.

102

- 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 (- 2NH ), así, como la de los grupos funcionales presentes en las cadenas laterales. Los grupos alfa (-COOH) de los alfa (- 2NH ) experimentan reacciones orgánicas bien conocidas como por ej.: formación de sales con los metales, ésteres con los alcoholes y por calentamiento con ( )2OHBa , se descarboxila dando aminas.

- Reacciones del grupo amino (- 2NH ): Este grupo puede reaccionar con aluros o

anhídridos de ácidos. Una de las reacciones del grupo (- 2NH ) más características es la reacción de la ninhidrina que puede utilizarse para valorar cuantitativamente los aminoácidos. Los grupos alfa (- 2NH ) reaccionan reversiblemente con los aldehídos formando compuestos llamados "bases de Schiff" que son muy débiles.

C

H

OR' + C

H

NH2 R

COOH

OH2 + C

H

R' N C

H

R

COOHBases 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 (- 2NH ) de otro aminoácido con pérdida de agua.

C

COOH

H

NR'

H

H

+ C

NH2

H

RC

OH

O

OH2 + C

COOH

H

NR' C C

H

O NH2

H

R

OH2

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.

103

CH2OH C C N C C

NH2

H

O H H

H

O

N

H

C

H

H2O

COOH

Serina Glicina Tirosima

OH SERIL-glicil-tirosina

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.

C

H

R NH3+

C O

O-

C

H

R'NH3+

CO

O-

C

H

R2 NH3+

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 (- 2NH ) 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?

CH2 CH2 C

O

O-

CH2 C

O

O-

CH2 CH2 CH2 CH2 NH3+

Acido glutámico

Acido Aspártico

Lisina

R =

R =

R =

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.

104

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 (- 2NH ) de los aminoácidos libres tales como la acilación y las reacciones con el 2,4-dinitrofenilfluorobenzeno 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 4SOCu 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 2N 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 amino-ácido 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 amino-ácidos, sino también otros componentes orgánicos o inorgánicos. La porción no amino-ácida de una proteína conjugada, se denomina grupo prostético. Las proteínas conjugadas pueden

105

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:

AlbúminaPM 60.000

HemoglobinaPM 68.000

BetaglobulinaPM 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.

Fibrosas

Globulares

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

106

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 .

107

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.

108

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.

H

N

C

O

CHR

N

H

C

O

C

H R

N

H

C

O

CHR

CHR

Lugares de giro

enlacepeptídico

b. Los cuatro átomos comprendidos en el enlace peptídico y los dos átomos de C en alfa residen en un mismo plano y el 2O del grupo carbonilo y el 2H del grupo NH están en posición trans.

C

R

H

CN H

C

R

H

O

transtrans

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

N

C

O

C

RH

N

H

C

O

C

H R

N

H

C

O

CRH

Enlace peptídico

lugaresde giro

αααααααα

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.

109

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 2N (que es electronegativo) del

enlace peptídico de una vuelta de la hélice y el 2O 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 S S , éste tipo de hélice alfa es el más estable y posee la mínima energía.

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 helicoida les : 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 OH2 , 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 2H

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

110

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 amino-ácidos, 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

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Forma nativa

Forma nativa

desnaturalización

repliegue

Arrollamiento al azar

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.

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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 ( +2NH +

+H � +3NH ) 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 ipH . 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 +

2NH- y

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-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 ipH , no son afectadas (separación isoeléctrica). En el ipH 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

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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 ipH 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 precipita-ción 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

ipH 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 ipH sean diferentes se disuelven en un medio

de determinado pH, las diferencias entre éste pH y el ipH 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.

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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 caseí na 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

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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:

Tubo Nº Acetato de Sodio Ácido acético pH a 18º C

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

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 e l 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.

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o Separación de albúmina y globulinas por "salado" co n 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.

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+-

Figura 1

Esquema muy simplificado de un dispositivo para electroforesis sobre acetato de celulosa.

Albúmina

α1 α2 β γ

(+) (-)

Separación en fraccionesde una proteína

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 fra cción : El suero sanguíneo humano normal posee cinco fracciones proteínicas separables por electroforesis en

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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 1α -globulina, 2α -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 1α , 35 para globulina 2α , 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 1α , por ejemplo, se plantea la relación: 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 SANGUIN EO 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.

435 ………………. 100% 20 ………………. x

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- 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.

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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:

UREAsustrato AMONIACO + ANHIDRIDO CARBONICO

ureasa

E

ARGININA UREA ORNITINA+arginasa

E 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

2. Transferasas

3. Hidrolasas

4. Liasas

5. Isomerasas

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+

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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.

123

Reacciones de primer orden : son aquellas que ocurren a una velocidad exactamente proporcional a la concentración de un reaccionante. Ej.

A P (monomolecular)

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 P (bimolecular)+ B

Reacciones de tercer orden : son menos frecuentes, la velocidad es proporcional al producto de tres términos de concentración. Ej.

A P (trimolecular)+ B + C

Reacciones de orden cero : son reacciones químicas independientes de la concentración de los reaccionantes Catálisis: Si A P

Estado de Transición

Estado inicial

Curso de la reacción

No catalizada

Catalizada

Estado Libre

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.

A P

estado de transición

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.

124

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.

E + S ES

K1

K2 Esta reacción está regulada por una corriente de equilibrio o corriente de Michaelis.

[ ] ( )( )

KmES

libreES=

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.

[ ] [ ] [ ][ ] [ ] [ ]EStotalElibreE

ESlibreEtotalE

−=+=

[ ][ ] [ ][ ]ES

EStotalE.SKm

−=

[ ][ ] [ ]

[ ]( )1

ESEStotalE.S

Km−

=

Se distribuye:

[ ] [ ][ ]

[ ][ ]ESES

EStotalE

SKm −=

[ ] [ ][ ] 1EStotalE

SKm −

=

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:

[ ] [ ] ( )libreEdenadahaynoEStotalE =

125

Si la mitad de la E está libre y la otra mitad forma complejo con el sustrato la velocidad será:

2

Vmax− y 2totalE

ES =

Entonces

[ ] [ ][ ]

−= 1

2totalEtotalE

SKm o sea [ ][ ][ ]totalE

21

1totalESKm

−=

Km = S cuando Vmax es 2

1.

En síntesis Km = S si la 2

1 de la E está libre y la otra

2

1 forma complejo. Si graficamos:

Vmax

V

S

V/2

II

E + S ES P + EK3

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:

[ ][ ] [ ][ ]

( )1ES

EStotalE.SKm

−=

[ ][ ][ ]

[ ][ ][ ]ES

ESSES

totalE.SKm −=

[ ][ ][ ]

[ ]SES

totalE.SKm −=

[ ] [ ][ ][ ]ES

totalE.SSKm =+ y luego [ ] [ ][ ]

[ ]( )2

SKmtotalE.S

ES+

=

La velocidad de disociación de ES en E y productos es:

ES P + EK3

126

ESKv 3= si despejo el valor de ES � [ ]3K

vES =

Reemplazo en (2):

[ ][ ][ ]SKm

totalE.S+

=3K

v

O sea: [ ][ ]

[ ]

+=

SKmtotalE.S

3Kv � EKv 3=

v = sería la velocidad máxima cuando toda la E esté unida, al sustrato. Luego toda la E

estaría como complejo ES. O sea: [ ]ESE = Esta sería la ecuación de Michaelis Menten:

[ ][ ]SKmS

+⋅= V

v

Una de las transformaciones usadas de la ecuación de Michaelis Menten es tomar la recíproca de ambos miembros.

[ ][ ]SKmSV

1

v1

+⋅=

[ ][ ]SV

SKmv1

⋅+=

[ ][ ]

[ ]SVS

SVKm

v1

⋅+

⋅=

[ ][ ][ ]SS

V1

S1

VKm

v1 ⋅+⋅=

Ecuación de Lineawaver - Burk :

[ ] V1

S1

VKm

v1 +⋅=

y = a.x + b = ecuación de la recta a: pendiente b: ordenada al origen

Km-

v1

v1

S1

vKm V

1S1

VKm

0v1 +⋅==

V1

S1

VKm −=⋅

Km1

S1 −=

127

• 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

requiere una pequeña concentración de sustrato para lograr saturar la 21

de las

moléculas de la E y luego para alcanzar la 21

de Vmax.

• 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 v elocidad 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:

Si A B C DE1 E2 E3

Si el inhibidor inhibe la enzima 1E se acumulará el sustrato A. Lo mismo ocurre en el caso de

que el inhibidor inhiba 2E 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.

128

Influencia del pH en la velocidad de la reacción en zimática : las enzimas para actuar con eficacia necesitan determinada concentración de iones 2H en el medio.

pH71 2 3 4 5 6 8 9 10 11 12 13

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.

T

V

40º C Efecto de la concentración de sustrato en la activi dad 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.

[S]

V

1º orden

orden cero

129

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.

E + S ES 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;

A B C DE1 E2 E3

E PE4 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

E3

E6 E7

E4

E5

c. Los sistemas multienzimáticos de mayor grado de organización son aquellos asociados con grandes estructuras supramoleculares como ser ribosomas o membranas.

E1

E2E3

membrana

130

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) 0 B4 (1) A) 1 B3 (2) A) 2 B2 (3) A) 3 B1 (4) A) 4 B0 (5)

v1

v1

S1

Kp1−

Km1−

v1

vp1

S1

Km1−

v1

Inhibidor Competitivo Inhibidor No Competitivo

varía Km y se obtiene Kp varía Vmax y se obtiene vp

131

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

132

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. NaOH1 5’

3 0.02 ml 1 gota 1 ml. OH1 2 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.

133

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 proteína-ácido 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).

N

1CH 2

N 3

CH4

CH5

CH6

pirimidina

NH

CH

CH

N

CH

+

imidazol

N

3CH 2

N 1

CH6

C5

C4

NH

9

N7

CH8

purina

134

Pirimidina : resulta de la sustitución de dos carbonos alternados por átomos de nitrógeno.

CH

CH CH

CH CH

CH

CH4

N 3 CH5

CH 2 CH6

N1

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.

C

NH

C

NH

CH

CH

O

O

Uracilo

C

HN

C

NH

CH

CH

O

NH2

Citosina

C

HN

C

NH

CH

C

O

O

CH3

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.

C

N

CH

C

C

N

N

CH

NH

NH2

Adenina

C

NH

C

C

C

N

N

CH

NH

O

NH2

Guanina

135

Azúcares : los nucleótidos contienen dos hidratos de carbono diferentes que son pentosas: D-ribosa y D-2desoxiribosa.

C

O

H

CH2

C

C

CH2

H

H

OH

OH

OH

D-desoxiribosa

C

O

H

C

C

C

CH2

H

H

OH

OH

OH

H OH

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

C6

N 1

CH 2

C5

C4

N3

N7

CH8

N

9

NH2

H

C

C

C

C

CH2

O

H

HH

H

OH

OHOH

OH

C6

N 1

CH 2

C5

C4

N3

N7

CH8

N

9

NH2

C

C

C

C

CH2

O

H

HH

H

OHOH

OH

adenina

β−ribosa

136

2. Si la base es uracilo y el azúcar ribosa

N1

C 2

NH 3

C4

CH5

CH6

O

H

O

C

C

C

C

CH2

O

H

HH

H

OH

OHOH

OH

β−ribosa

N1

C 2

NH 3

C4

CH5

CH6

O

O

C

C

C

C

CH2

O

H

HH

H

OHOH

OH

uracilo

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.

137

Ejemplo:

P

O

OH

OH

O CH2

C

C

C1

C2

O

H

HH

H

OHOH

Base

Base nitrogenada + Azúcar + 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:

POH

OH

O

O P

OH

O

O P

OH

O

O CH2

C

C

C

C

O

H

HH

H

Base

OH OH

ααααββββγγγγ

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.

138

Estructura general y abreviatura de los NMP, NDP y NTP:

P-

OH

O

O

O P-

O

O

O P-

O

O

O CH2

C

C

C

C

O

H

HH

H

Base

OH OH

Nucleótido 5' monofosfato (NMP)

Nucleótido 5' difosfato (NDP)

Nucleótido 5' trifosfato (NTP)

estructurageneral

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.

139

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.

C

C

C

C

O

H

HH

H

Adenina

OH OH

CH2O

POH O

O

POH O

NH

CH2

CH2

SH

ácido pantoténico

ββββ

Nicotinamida mononucleótido : NMN es el precursor de NAD (Nicotinamida dinucleótido).

P

OH

O

OH O

C

C

C

C

O

H

HH

H

OH OH

N

CONH2

CH2

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.

140

Flavín mononucleótido : (FMN) EL flavín mononucleótido es el éster 5’-fosfórico de la riboflavina o vitamina 2B que se necesita en la nutrición del hombre y de otros vertebrados.

CH

CH

CH

CH2

OH

OH

OH

O

P

O

OHOH

CH2

Ribitol

6-7 dimetil-iso-aloxacina

Ribloflavina

Ribloflavina

El FMN que contiene el azúcar alcohol de cinco átomos de carbono D-ribitol en lugar de la D-ribosa, 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.

C

C

C

C

O

H

HH

H

O OH

CH2

Base

P

O

OH

OH O

POH O

O

CH2

C

C

C

C

O

H

HH

H

OH OH

Base

5'

3' 5' dinucleótido

141

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 óxido-reducción.

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'

5'

C

C

C

C

O

H

HH

H

OH OH

CH2

Base

O

P

O

P

O

O

OH

OH

O

CH2

C

C

C

C

O

H

HH

H

OH OH

Base

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:

142

O

H

HH

H

O OH

CH2

Base

P

O

OOH

O

H

HH

H

O OH

CH2

Base

P

O

OOH

O

H

HH

H

O OH

CH2

Base

5'

3'

3'

5'

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

143

Pentosa - T ---------------------H-------------------- Adenina - Pentosa

Fosfato

Pentosa - G ---------------------H-------------------- Citosina - Pentosa

Fosfato

Pentosa - A ---------------------H-------------------- Timina - Pentosa

Fosfato

Fosfato

------ -H-------

------ -H-------

------ -H-------

cadenaspolinucleótidas

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

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• NIEMEYER, H. “Bioquímica” Intermédica, Bs. As. 1968

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• WEST, E.S.; TODD, W.; MASON, H. y VAN BRUGGEN, J. “Bioquímica Médica”. Ed. Interamericana, S.A. México, 4º Ed. 1969.