Biologia Celular - Clase 01

Característica Núcleo Diámetro celular

Procariotas Ausente 1 µm

Eucariotas Presente 10–100 µm

Citoesqueleto Organelos

Ausente Ausente

Presente Presente

Contenido DNA(bp)

1 × 106 to 5 × 106

1.5 × 107 to 5 × 1010

Cromosomas

Molécula de DNA simple circular

Múltiples moléculas de DNA lineal

The one-celled amoeba proteus

organism

A human red blood cell

This aquatic crustacean has been called 'water flea'

Generación de energía metabólica

Influenza virus

VHB

• epidermodisplasia verruciforme • cáncer urogenital • cáncer de cuello uterino

Virus Papiloma son detectados en más del 99.7% de mujeres con cáncer de cuello uterino

Biomoléculas.

Nube de Electrones (-) Orbitales electrónicos Protones (+)

Núcleo Atómico Neutrones (0) N° Atómico = N° de Protones = N° de Electrones Peso Atómico = N° Protones + N° de Neutrones (e- son despreciables) Ejemplo: Atomo de Nitrógeno (N): N° atómico = 7 Peso atómico = 14

Moléculas: dos o más átomos iguales o diferentes se pueden combinar para formar moléculas

Ejemplos: 2 átomos de hidrógeno Æ 1 molécula de hidrógeno

1 átomo de oxígeno (O) y 2 átomos de hidrógeno (H) Æ 1 molécula de H2O H

O H

Peso Atómico y Peso Molecular: 1 átomo de Hidrógeno tiene peso atómico = 1 1 molécula de Hidrógeno tiene peso molecular = 1 + 1 = 2

1

1

El agua tiene peso molecular = 16 (O) + 1 + 1 = 18 H

18

1

O H

1

Moles y Soluciones Molares: 1 MOL de una sustancia es la cantidad en gramos equivalente a su peso molecular Ejemplos: Hidrógeno molecular: PM = 2 Æ 1 Mol = 2 gramos

H Agua: PM = 18 Æ 1 Mol = 18 gramos

O H

1 MOL de cualquier sustancia contiene 6 x 1023 moléculas (Número de Avogadro)

Moles y Soluciones Molares: Una Solución Molar contiene 1 Mol de una sustancia por cada litro de solución: 1M = 1 Mol/litro Ejemplos: Glucosa: PM = 180 Solución 1M de glucosa = 180 g/l de glucosa Cloruro de Sodio (NaCl): PM = 58 Solución 1M de NaCl = 58 g/l de NaCl

Ordenes de Magnitud: 1 g = 1000 milígramos (mg) 1 mg = 1000 microgramos (µg) 1 µg = 1000 nanogramos (ng) 1 ng = 1000 picogramos (pg) 1 m = 1000 milímetros (mm) 1 mm = 1000 micrometros (µm) 1 µm = 1000 nanometros (nm) 1 nm = 10 angstrom (Å)

La Molécula de Hidrógeno: un ejemplo sencillo de formación de enlaces covalentes.

Otros Ejemplos de Enlaces Covalentes:

ENLACE COVALENTE. En este enlace cada uno de los átomos aporta un electrón. Los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos se combinan para formar uno solo que contiene a los 2 electrones. El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo:

O-H

Características del enlace covalente. •Es muy fuerte y se rompe con dificultad. •Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H •Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C

ENLACE IONICO

ENLACE En este enlace uno deIÓNICO. los átomos toma un electrón de la capa de Enotro, estequedando enlace el uno de los valencia del primero conátomos carga negativa por el toma un decarga la capa de al perderlo electrón adicional y elelectrón segundo con positiva valencia del otro, quedando el primero con carga negativa por el electrón adicional y el segundo + con carga positiva al perderlo

Características del enlace iónico. •Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la substancia. •Las substancias con enlaces solubles en solventes polares

iónicos

son

El cloruro de Sodio (NaCl), un ejemplo de la formación de un enlace iónico

Átomo de Sodio (Na)

Átomo de Cloro (Cl)

Ión Sodio (Na+)

Ión Cloruro (Cl–)

Enlaces de Hidrógeno: Los enlaces de hidrógeno (o puentes de hidrógeno) se forman cuando un átomo de hidrógeno queda entre 2 átomos que atraen electrones (generalmente oxígeno o nitrógeno). Son más fuertes cuando los 3 átomos están alineados

Fuerzas de Van der Waals A distancias muy cortas, 2 átomos muestran una fuerza de interacción débil debida a sus cargas eléctricas fluctuantes

Tipo de Enlace

Longitud (nm)

Fuerza (kcal/mol) vacío en agua

Covalente

0,15

90

No Covalente: Iónico Hidrógeno Fuerzas De Van der Waals

0,25 0,30 0,35

80 4 0,1

90

3 1 0,1

El Agua

El Agua: Un DIPOLO

Cada enlace O-H del agua es dipolar, un extremo del enlace es ligeramente positivo (δ+) y el otro ligeramente negativo (δ-).

región electropositiva

región electronegativa

Aunque la carga neta de la molécula de agua es 0, la distribución de los electrones es asimétrica, por lo que el agua es una molécula polar.

Enlaces de Hidrógeno:

Debido a que están polarizadas, dos moléculas adyacentes de H2O pueden formar un enlace o puente de hidrógeno. Estos enlaces son más fuertes cuando los tres átomos se encuentran en línea recta.

Longitud de los enlaces Enlace de hidrógeno

Enlace de hidrógeno

Enlace covalente

Estructura Cristalina del Agua

Agua líquida

Agua sólida (hielo)

¿Porqué el hielo flota sobre el agua líquida? La estructura cristalina del hielo es mucho más ordenada y deja espacios más grandes entre las moléculas de agua Æ el hielo es menos denso que el agua líquida

Moléculas Hidrofílicas: Iones o moléculas polares que se disuelven fácilmente en agua Su carga eléctrica atrae las moléculas de agua, las que forman Capas de Solvatación a su alrededor.

Sustancias Polares: Urea Sus moléculas forman enlaces de hidrógeno con las moléculas de agua que la rodean

Moléculas Hidrofílicas: Iones o moléculas polares que se disuelven fácilmente en agua Su carga eléctrica atrae las moléculas de agua, las que forman Capas de Solvatación a su alrededor.

δ− δ− δ−

Na+ δ−

δ+ δ− δ−

δ+

δ+ Cl-

δ+

δ+ δ+

Sustancias Iónicas: Cloruro de Sodio (NaCl) Se disuelven porque las moléculas de agua son atraidas por las cargas positiva (Na+) y negativa (Cl-) de los iones

ENLACES HIDRÓGENO EN EL AGUA Cualquier molécula que pueda formar puentes de hidrógeno con otra molécula puede formar puentes de hidrógeno con el agua. Por esta competencia con el agua, los puentes de hidrógeno entre dos moléculas disueltas en agua son bastante débiles

ENLACES IÓNICOS EN SOLUCIÓN ACUOSA Los grupos cargados están protegidos por sus interacciones con moléculas de agua. Por ello, en el agua los enlaces iónicos son muy débiles

También otros iones en solución pueden agregarse alrededor de grupos cargados y debilitar aún más los enlaces iónicos

Moléculas Hidrofóbicas: Interrumpen la red de enlaces de hidrógeno del agua ya que no forman interacciones favorables con ella. Son insolubles en agua.

Sustancias Hidrofóbicas: Hidrocarburos Contienen muchos enlaces C-H, que son hidrofóbicos

Fuerzas Hidrofóbicas: El agua fuerza los grupos hidrofóbicos a interaccionar entre sí para minimizar la interrupción de la red de enlaces de hidrógeno del agua

El Agua como Solvente:

Muchas sustancias, como el azúcar, se disuelven en agua y cada una de sus moléculas son rodeadas por agua. De esta manera se forma una solución, donde la sustancia disuelta es el soluto y el líquido que produce la disolución (en este caso, el agua) es el solvente. El agua es excelente solvente por sus propiedades polares.

disolución del azúcar

Molécula de agua Cristal de azúcar

molécula de azúcar

El Agua como Solvente: disolución de un compuesto iónico Los hidrógenos de la molécula de agua son parcialmente positivos y atraen los iones con carga negativa

El oxígeno de la molécula de agua es parcialmente negativo y atrae los iones con carga positiva

Acidos:

Sustancias que liberan iones hidrógeno en solución. Los ácidos fuertes se disocian completamente en solución. +

HCl

H+

Acido Clorhídrico (ácido fuerte)

ión hidrógeno

Clión cloruro

Muchos de los ácidos presentes en la célula se disocian parcialmente, por lo que son ácidos débiles. Por ejemplo, el grupo carboxilo (COOH) se disocia dando un ión hidrógeno en solución. O C

O H+

OH ácido débil Nótese que es una reacción reversible

+

C O-

ión hidrógeno

Bases:

Sustancias que reducen el número de iones hidrógeno de la solución. Algunas bases, como el amonio, se combinan directamente con los iones hidrógeno. NH3

Amoníaco

+

H+

NH4+

ión hidrógeno

ión amonio

Otras bases, como el hidróxido de sodio, reducen el número de iones H+ indirectamente, al generar iones OH- que se combinan con los iones H+, formando H2O. NaOH

Na+

Hidróxido de sodio (base fuerte)

ión sodio

+

OH-

ión hidroxilo

Muchas de las bases que están en la célula se disocian parcialmente, por lo que se denominan bases débiles. Así sucede con los compuestos que tienen un grupo amino (NH2), que acepta débil y reversiblemente un ión H+ del agua, aumentando los iones OH- libres. NH2

+

H+

NH3+

Ionización del Agua:

Los iones hidrógeno (H+) se pueden mover espontáneamente de una molécula de agua a otra, creando dos especies iónicas.

ión hidronio (el agua actuando como base débil)

ión hidroxilo (el agua actuando como ácido débil)

También expresado como: ión hidrógeno

para el agua pura:

[H+] = [OH-] = 10-7 M

ión hidroxilo

Propiedades del agua 1. Acción disolvente se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que pueden presentar grupos polares o con carga iónica También las moléculas de agua pueden disolver a sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas

La capacidad disolvente es la responsable de dos funciones: 1. Medio donde ocurren las reacciones del metabolismo 2. Sistemas de transporte

2. Elevada fuerza de cohesión Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incomprensible

3. Elevada fuerza de adhesión

relación con los puentes de hidrógeno que se establecen entre las moléculas de agua y otras moléculas polares y es responsable, junto con la cohesión del llamado fenómeno de la capilaridad.

Gran calor específico está en relación con los puentes de hidrógeno que se forman entre las moléculas de agua El agua puede absorber grandes cantidades de "calor" que utiliza para romper los p.de h. por lo que la temperatura se eleva muy lentamente Esto permite que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los cambios de temperatura. Así se mantiene la temperatura constante .

Elevado calor de vaporización los p.de h. son los responsables de esta propiedad. Para evaporar el agua , primero hay que romper los puentes y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la

gaseosa

Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20ºC

Funciones del agua 1.Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas 2.Amortiguador térmico 3.Transporte de sustancias 4.Lubricante, amortiguadora del roce entre órganos 5.Favorece la circulación y turgencia (rigidez) 6.Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos 7.Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidroxilos al medio.

Ionización del agua

El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de : •agua molecular (H2O ) •protones hidratados (H3O+ ) •iones hidroxilo (OH-)

•disolución neutra pH = 7 •disolución ácida pH < 7 •disolución básica pH > 7

Ósmosis y presión osmótica membrana semipermeable (deja pasar el disolvente pero no el soluto ) dos disoluciones acuosas de distinta concentración Ósmosis: caracterizada por el paso del agua ( disolvente ) a través de la membrana semipermeable desde la solución más diluida ( hipotónica ) a la más concentrada (hipertónica ),

Ósmosis

Tonicidad: es la osmolaridad de una solución. Es decir, la concentración molar de todas las partículas osmóticamente activas en un litro de solución

Cuando las concentraciones de los fluidos extracelulares e intracelulares es igual , ambas disoluciones son isotónicas. Si los líquidos extracelulares aumentan su concentración de solutos se hacer hipertónicos respecto a la célula, y ésta pierde agua, se deshidrata y mueren. Y si por el contrario los medios extracelulares se diluyen, se hacen hipotónicos respecto a la célula, el agua tiende a entrar y las células se hinchan, se vuelven turgentes, llegando incluso a estallar.

Sales minerales 1.Sales insolubles en agua. Forman estructuras sólidas, que suelen tener función de sostén o protectora, como : •Esqueleto interno de vertebrados, en el que encontramos : fosfatos, cloruros, y carbonatos de calcio •Caparazones de carbonato cálcico de crustáceos y moluscos. •Endurecimiento de células vegetales, como en gramíneas (impregnación con sílice). •Otolitos del oído interno,formados por cristales de carbonato cálcico (equilibrio).

1.Sales solubles en agua. Se encuentran disociadas en iones (cationes y aniones ). Funciones: •Funciones catalíticas. Algunos iones, como el Cu+, Mn2+, Mg2+, Zn+,...actúan como cofactores enzimaticos. •Funciones osmóticas. Intervienen en los procesos relacionados con la distribución de Agua entre el interior celular y el medio donde vive la célula. Los iones de Na, K, Cl y Ca, participan en la generación de gradientes electroquímicos, (mantenimiento del potencial de membrana, potencial de acción y sinapsis neuronal). •Función tamponadora. Se lleva a cabo por los sistemas carbonato-bicarbonato, y también por el monofosfatobifosfato.