Los monosacáridos

Los monosacáridos, constituidos por una unidad aislada de polihidroxialdehído o polihidroxicetona, son los azúcares más sencillos.

Dentro de estos, destacan las triosas compuestas por 3 átomos de carbono. Las triosas más importantes son el gliceraldehído (aldotriosa) y la dihidroxiacetona (cetotriosa).

La relación entre los grupos aldehídos y cetonas es de tautomería que son isómeros en los que varían la posición de los dobles enlaces y de hidrógenos. Esta isomería tiene su importancia en ciclos como la glucólisis.

Un tipo de isomería presente en los azúcares es la estereoisomería. Los estereoisómeros son compuestos que se diferencian en la disposición espacial de sus átomos. Esta diferencia se debe a la existencia de carbonos asimétricos o quirales (carbonos unidos a cuatro radicales diferentes). Estos carbonos están presentes en todos los monosacáridos excepto en la dihidroxicetona.

Los compuestos estereoisómeros se denominan enantiómeros a los que son imágenes especulares no superponibles. Se caracterizan por poseer un átomo unido a cuatro grupos distintos llamado asimétrico o quiral.

Fisher fue el primero en crear el sistema bidireccional de un azúcar. En el sistema, las líneas continuas representan enlaces que salen hacia nosotros. Para nombrar de forma sistemática un azúcar, hay que seguir el criterio de Fisher:

1. Se coloca la molécula en vertical, con el grupo funcional arriba

2. Se pone de tal manera que los sustituyentes del Carbono quiral o el carbono quiral más alejado del grupo funcional en caso de haber más de uno, queden orientados hacia delante.

Cuando el OH queda en la derecha (en el carbono quiral más alejado del grupo funcional), se llama dextro y en caso de que esté en la izquierda se denomina levo.

Los carbonos quirales tienen actividad óptica. Además hay una serie de características que diferencia el D-gliceraldehído del L-gliceraldehído. Una de ellas es que rotan el plano de luz en diferente sentido. Cuando gira el plano de luz hacia la derecha, dicha molécula se denomina dextrógira. Y si lo gira hacia la izquierda, levógiro.

Siguiendo un criterio más absoluto, en el que ordenamos los sustituyentes en orden de mayor peso molecular, y vamos del 1 al 3 pasando por el 2; obtenemos que D=R (gira en el sentido de las agujas del reloj) y L=S (gira en sentido contrario).

(NO hay una relación entre que el azúcar tenga una estructura D o L con que sea dextrógiro o levógiro.)

La naturaleza es estereoselectiva; es decir, que reconoce un estereoisómero. En la naturaleza abundan los azúcares D. Sin embargo, en cuanto a los aminoácidos los que abundan son los L. Los azúcares L están presentes en excepciones como la L arabinosa que está presente en la pared bacteriana de algunas algas.

Aldotetrosas

Hay un nivel de complejidad mayor que se corresponde con la adición de un átomo de carbono más: tetrosas, pentosas, hexosas… Los carbonos que vamos añadiendo son carbonos quirales. El número de estereoisómeros que tiene un azúcar se corresponde con  siendo “n” el número de Carbonos quirales.

Aquellos azúcares con distintas orientaciones alrededor de los C que preceden a este carbono de referencia (carbono más alejado del grupo funcional) se llama diastereoisómeros. Los diastereoisomeros se denominan con nombres distintos y son propios de azúcares a partir de las tetrosas.

Cuando el azúcar tiene más de un carbono quiral, para determinar si es D o L te fijas en el carbono quiral más alejado del grupo funcional (solo en los enantiómeros).

En los diastereoisómeros epímeros, solo cambia un carbono.

Cetotetrosas

Mantienen los  esteroisómeros para n carbonos quirales pero poseen un carbono quiral menos que las aldotetrosas. Sólo existen dos estereoisómeros (enantiómeros). Los epímeros son aquellos estereoisómeros en los que solo cambia la configuración entorno a un carbono dejando los demás igual.

Propiedades de los monosacáridos.

Las pentosas y hexosas pueden formar estructuras cíclicas. Los anillos más estables en términos energéticos son aquello de cinco o seis miembros. Uno de los grupos alcoholes va a atacar al carbono principal; o bien al grupo aldehído o grupo cetona. En el grupo funcional, debido a que el oxígeno es más electronegativo que el carbono, entonces tira más de uno de los pares de  electrones ocasionando un exceso de carga negativa en el oxígeno. El enlace que une C-O pasa de ser covalente doble a ser covalente simple. Pero en realidad no es ni doble ni sencillo sino que es una mezcla de ambos

Si el carbono tiene una carga parcial positiva sucede que el alcohol que tiene un par de electrones sin compartir, va a atacar al carbono formándose el anillo cíclico.

(El OH que está en rojo es el que va a atacar al carbono principal y el O unido al carbono del grupo funcional pasa a ser un hidroxi ). Cuando reaccionan aldehídos con alcoholes se da el enlace hemiacetal y si reacciona cetonas, el enlace hemicetal.

Los ciclos de tres átomos de carbono son muy inestables debido a que están unidos por enlaces sencillos y su ángulo queda muy distorsionado.  Por eso las triosas no se representan mediante ciclos. Lo mismo ocurre con 4 átomos de carbono (tetrosas).

En el caso de 5 y 6 átomos de carbono, el ciclo es más estable (los ángulos se acercan a 109º) y por lo tanto se puede formar. En la ciclación, cuando se forma un azúcar de 5 átomos, el azúcar se le da el término de furanosa y en el caso de que sea un azúcar de 6 átomos de carbono; piranosa.

Para ciclar azúcares, seguimos el criterio de las proyecciones de Haworth:

1)  Dibujamos la forma de furanosa o piranosa dependiendo de lo que nos pida.

2) El carbono principal (grupo funcional)  va en el extremo derecho.

3) Ponemos los sustituyentes, salvo el del grupo funcional, lo que esté a la derecha lo ponemos abajo y lo que esté a la izquierda; arriba.

4) En el último carbono, su grupo OH ha sido el que ha atacado al carbono del grupo funcional, entonces se pondría el carbono que faltaría. Si el azúcar es D, ese carbono se pone arriba; si el azúcar es L, se pone abajo.

**Carbono anomérico es el carbono quiral que surge al ciclarse. Como es quiral surgen dos configuraciones posibles: que el OH del grupo funcional esté arriba y se denominaría β o que esté abajo y se denominaría α Pero en realidad, se denomina α o β en función de si se encuentran en el mismo o distinto plano.

El 99% de los azúcares en disolución están en ciclación. La formación de un anillo de furanosa o de piranosa dependerá de la estructura del anillo, del pH, de la composición del disolvente y de la temperatura. La glucosa y la manosa que son aldohexosas no formarán nunca furanosas. Hay ciertos azúcares como la fructosa y la ribosa que estamos acostumbrados a verlos en forma de furanosa, también pueden aparecer en forma de furanosa, pero es menos frecuente.

Según los criterios de Haworth, identificar en el caso de la furanosa si es D o L, es mirar donde está el resto de la cadena. Si se trata de una piranosa, nos fijamos en el penúltimo carbono y observamos donde está el OH. En la ciclación se libera una molécula de agua.

**Mutarrotación: interconversión entre isómeros α y β a través de la apertura del anillo. De la combinación de los carbonos quirales, dicho azúcar tendrá actividad óptica. Además cuando el azúcar cicla, surge un carbono quiral más que es el carbono anómerico que también influye en que la luz gire a un lado o a otro dando lugar a moléculas α y β que coexistirán a la vez pero en proporciones distintas. Como esto es un proceso dinámico en el que no intervienen enzimas, sino que son ciclos abiertos que pueden pasar de una forma a otra pero manteniendo las proporciones en las que se encuentran en la naturaleza. Aunque pueden haber enzimas, las mutarrotasas, que aceleran el proceso in vivo.

Hay que tener en cuenta que las estructuras de anillos ciclados no son planas. Si no que los anillos furanosas tienen una conformación C-2endo, donde el C2 está por encima del plano. En el caso de los anillos piranosas tienen conformación silla o conformación bote en las que el carbono anomérico es α.

Pasar de una conformación (p.e. de silla a bote) a otra es un equilibrio que no necesita enzimas. Sin embargo, cambiar la configuración de un carbono quiral  si requiere de enzimas ya que la única manera es rompiendo y formando nuevos enlaces.

Azúcares de más de seis átomos de C

No suelen abundar en la naturaleza porque no son capaces, al ciclar, de formar anillos estables. Una excepción es la sedoheptulosa que participa en la fotosíntesis.

Derivados de los monosacáridos

1. Ésteres de fosfato: son fundamentales en los nucleótidos y en intermedios de rutas metabólicas comportándose como compuestos activados por ejemplo en la glucólisis.

2. Ácidos y lactonas: se oxida el carbono hasta formar dióxido de carbono y es un proceso en el que se obtiene energía. Un carbono va a estar más oxidado cuanto más oxígenos y/o menos hidrógenos tenga. Un derivado aldónico es cuando el grupo principal de cualquier aldosa se oxida de aldehído a carboxílico. Es específico de las aldosas pero NO de las cetosas. (Se representa el derivado aldónico de forma lineal y el derivado lactónico en Haworth).

Cuando se ha ciclado el aldónico y se forma el éster cíclico se denomina lactona. La ciclación de un derivado aldónico SI requiere de enzimas.

En cuanto a la nomenclatura, para un derivado aldónico  se añade ácido y la terminación –oico. Para los derivados lactónicos, la terminación onolactona.

Los ácidos urónicos entran dentro del grupo ácidos y lactonas y se encuentran tanto en aldosas como cetosas. Se oxida el CH2OH terminal de la cadena.  Se puede representar tanto en forma lineal como en forma Haworth y se denominan ácidos glucurónicos.

3. Alditoles: son fruto de una reducción del grupo principal. Se reduce dicho grupo funcional a alcohol. Es propio de aldehídos y cetosas.

4. Aminoazúcares: son derivados de la glucosa y de la galactosa. El hidroxilo del carbono nº 2 ha sido sustituido por un grupo amino (NH2). Se añade el término amina al final. (P.e. galactosamina, glucosamina). Dichos azúcares pueden tener otros sustituyentes además del grupo amino.

5. Glucósidos: son azúcares cuyo grupo hidroxilo se ha condensado con otro alcohol. Forman enlaces éter con el alcohol.  La importancia biológica de los glucósidos es cuando empiezan a enlazar dos azúcares formando disacáridos.

Introducción de los glúcidos, llamados también azúcares o hidratos de carbono.

Los azúcares, también llamados hidratos de carbono, son compuestos formados por C, H y O. Sus estructuras o monómeros más simples son los monosacáridos y responden a la fórmula empírica (CH2O)n.

En cuanto a su composición química, los azúcares se pueden definir como polihidroxialdehídos o polihidroxicetonas en función del grupo carbonilo presente (aldehído o cetona). 

Estos azúcares constituyen las biomoléculas más importante porque forman el ciclo del carbono en el que algunos organismos son capaces de captar el CO2 y mediante energía lumínica, el carbono en forma de CO2 es reducido a azúcares. Dichos azúcares tienen funciones importantes dentro de la célula como la de almacenamiento, estructural y reconocimiento.

El agua

El mejor ejemplo de dipolo es el agua. Una molécula de agua está formada por la unión de un átomo de oxígeno con dos átomos de hidrógeno mediante enlaces covalentes.

·       Aunque la molécula de agua presenta una carga neta neutra, es una molécula polar debida a que el átomo de oxígeno presenta una mayor electronegatividad que los átomos de hidrógeno. Este hecho provoca que los electrones compartidos en los enlaces se sitúen más cerca del oxígeno que de los hidrógenos, generándose dos cargas parciales negativas en la zona del oxígeno y una carga parcial positiva en cada uno de los hidrógenos.

(En el caso del dióxido de carbono aunque hay diferencia de polaridad NO es una molécula dipolar ya que se anulan entre sí).

La polaridad es importante para determinar la geometría de la molécula.

Propiedades:

• Dado y aceptor al poder formar hasta cuatro enlaces, asique 2 y 2.
• Puntos de fusión y de ebullición: El agua tiene un punto de fusión de 0ºC y un punto de ebullición de 100ºC. El rango entre estos dos puntos es muy grande en comparación con otros elementos como el metano o el amoniaco. Este rango es debido a que sus diferentes estados (líquido, sólido o gaseoso) depende de las interacciones entre sus moléculas. Estas interacciones son enlaces de hidrógeno y dipolo permanente-dipolo permanente. Los enlaces de hidrógeno son un tipo de interacción muy fuerte y son las responsables de la diferencia de Tª entre fusión y ebullición.
• Densidad del agua congelada: En el hielo, cada molécula de agua establece cuatro puentes de hidrógeno con las moléculas vecinas, originando una estructura reticular abierta en la que las moléculas se encuentran más separadas que en estado líquido. Esta estructura explica que el hielo sea menos denso que el agua líquida y que pueda flotar sobre ella. Esta propiedad deriva en una importante función biológica, ya que las grandes masas de agua se congelan en su superficie, formando una capa de hielo que aísla al agua líquida que está por debajo de ella permitiendo la vida en su interior.
• Disolvente universal: Las moléculas capaces de disolverse en agua se denominan hidrófilas y son sustancias cargadas o polares. El agua actúa como disolvente para estas moléculas gracias a su capacidad para formar enlaces de hidrógeno (cuando una proteína se disuelve en agua, los aminoácidos dejan de formar enlaces entre ellos para formar enlaces de H con el agua) y a su naturaleza polar que disuelve sustancias iónicas ya que la red cristalina se separa y sus iones negativos se solvatan con el hidrógeno y los iones positivos con el oxígeno.  Las moléculas que no son capaces de disolverse en agua se denominan hidrófobas y son sustancias no polares y no iónicas. En esta situación, las moléculas de agua en la vecindad de las moléculas hidrófobas se orientan y se asocian formando una estructura parecida al hielo, creándose una especie de jaula de moléculas de agua alrededor de la molécula hidrofóbica. Esta estructura se conoce como clatrato. Es una estructura ORDENADA relacionada con la entropía (se favorece la formación de un único clatrato que encierre a la mayor cantidad de sustancia hidrofóbica puesto que ello provoca un aumento de la entropía del sistema). El desorden del agua es mayor es lo que importa.

Hay unas moléculas que poseen regiones hidrófobas junto a regiones hidrofílicas y se denominan anfipáticas. Dichas sustancias (dependiendo de su geometría) forman monocapas en la superficie del líquido o si están inmersas en el líquido, forman micelas o vesículas bicapa propia de las membranas celulares.

· Moléculas cargadas o macroiones: son las macromoléculas cargadas que se comportan como iones. Los macroiones con una carga neta similar tienden a estar separados en una solución por lo que tienden a ser solubles. La solubilidad de estos macroiones dependerá de:

1.      Ph del medio: El agua es una molécula neutra que tiene tendencia a ionizarse pudiendo transferir un protón a otra molécula para dar un hidronio( H₃O⁺ )  y un ión hidroxilo (OH^-  ). Los macroiones son solubles cuando se encuentran a valores de pH por encima y por debajo de sus puntos isoeléctricos. El punto isoeléctrico es el pH al cual al que se tiene la misma cantidad de cargas positivas que negativas. A un pH el equilibrio (HA + H2O -- -- A + H2O) el equilibrio está desplazado hacia la izquierda. Esto lo vio Henderson-Hasselbalch con la ecuación de:

pH = pKa + log (A-/HA)

Se pueden dar tres casos:

a)     Ph por encima del Pto isoeléctrico y la proteína esté desprotonada.

b)    Ph por debajo del Pto isoeléctrico y la proteína se encuentre protonada.

c)     Ph cercano al Pto isoeléctrico, la proteína queda neutra.

2.      Concentración de sales en el medio: si tenemos una macromolécula de carga negativa y queda disuelto en una solución de cloruro sódico, se forma una nube contraiónica que permite apantallar las moléculas unas de otra evitando que precipiten. Teoría de Deybye-Huckel: establece que hay un parámetro, R, que es la distancia en la cual los macroiones sienten la presencia mutua.

R= K (según épsilon y temp)/Iˆ0,5

I (efecto iónico)= 1/2 *∑i [Mi*Zi²].

Ejemplo:

             NaCl + H2O à Na+ + Cl-

I(1M NaCl)= 1/2 (M(Na⁺)*Z(Na⁺)  + M(Cl^-)*Z(Cl^-)²)

1/2 (M(Na⁺) (+1)² + M(Cl^-)(-1)²)= 1/2 (M(Na⁺) + M(Cl^-))

1/2 (M(Na⁺) + M(Na⁺)

I(1M NaCl)= 2/2 M(Na+)

M(Na+)=M(NaCl)=       1

La molaridad del cloruro si fuese cloruro de magnesio (MgCl2), sería:

I (1M MgCl2)= 1/2 (M(Mg2+)*Z(Mg2+) + M(Cl-)*Z(Cl-)ˆ2)=

1/2 (M(Mg2+) (+2)ˆ2 + M(Cl-)(-1)ˆ2)=

1/2 (4M(Mg2+) + M(Cl-))=

1/2 (4M(Mg2+) + 2M(Mg2+))

I(1M MgCl2)= 1/2 * 6 M(Mg2+)= 3 M(Mg2+)= 3M(MgCl)= 3 M.

Así, si tenemos una alta fuerza iónica (I) la distancia para sentirse atraídos tiene que ser corta. Y una fuerza baja, y a con una distancia alta se atraen. La dirección carga-carga es más intensa que la interacción carga-dipolo permanente (agua) y para que mantenga su solubilidad, tiene que interaccionar con el agua.

Tipos de interacciones químicas responsables de cada nivel estructural.

El éxito de las uniones radica en las energías de enlace. Los enlaces covalentes tienen energías de enlaces muy superiores a las energías de los enlaces no covalentes que son menos energéticas.

Tipos de interacción.

Carga-carga

Se da entre dos partículas con carga neta positiva o negativa. Las  partículas con la misma carga se repelen y las que tienen distinta carga se atraen. Este tipo de interacción NO tiene dirección. Siguen la Ley de Coulomb.

F = (K · Q ·Q)/R^2

La presencia de agua modifica la forma de atracción de las moléculas cargadas debido a que es un medio dieléctrico. El medio apantalla la presencia de una partícula con respecto a la otra. Hay una variación gradual con la distancia. Las interacciones dependen de la distancia entre las partículas. Los bioquímicos no hablan de fuerzas sino de energías.

La Energía de interacción (U)  es la necesaria para separar dos cargas que están a una distancia r hasta el infinito. Cuanto menor es esta energía, menor fuerza es la que se tiene que aplicar y por lo tanto menos estable. Esta energía es inversamente proporcional a la distancia  1/R (variación gradual con la distancia). Este tipo de interacción se produce con frecuencia entre grupos cargados de las macromoléculas.

Ԑ: cte dieléctrica. La del agua es 80 y la de una disolución orgánica entre 1 y 10.

Dipolo permanente-partícula cargada (direccionalidad 1/rˆ2)

** Dipolo permanente: Hay moléculas que no tienen carga neta, son eléctricamente neutras, pero en su geometría las cargas están distribuidas asimétricamente. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo creando dos regiones o polos en una molécula.  Un dipolo tiene un momento dipolar (µ) que es un vector que va desde la carga negativa a la carga positiva. El momento dipolar total es la suma de los momentos dipolares parciales. Ejemplo: El monóxido de carbono es un dipolo permanente, tiene un triple enlace

Estas interacciones influyen en la solubilidad. La energía de interacción es inversamente proporcional a 1/R^2. Son moléculas con carga neta que pueden poseer una distribución asimétrica de la carga. Son interacciones que SI tienen direccionalidad por lo que importa el ángulo y la dirección entre las moléculas del dipolo. Importa por donde se acerca la carga. Un ejemplo es el O2, es más electronegativo que el hidrógeno y tira más de los hidrógenos. Al tener dos cargas se llaman moléculas polares.

*Cuando hay más de un enlace que genera esta diferencia de electronegatividad, hay un dipolo en  cada. La polaridad se compensa y la molécula es neutra.

           

Dipolo permanente-dipolo permanente. (direccionalidad, 1/rˆ3)

Se da entre dos moléculas con dipolo permanente. Tienen direccionalidad ya que se tienen que acercar de una forma concreta. Esta interacción es inversamente proporcional a  1/R^3. Es una interacción más débil y menos energética que las demás.

Dipolo inducido-partícula cargada.

**Moléculas sin momento dipolar permanentes pueden polarizarse en presencia de un campo eléctrico.

Se induce un momento dipolar en una partícula neutra gracias a un agente externo. Las moléculas apolares son las que se les puede inducir un dipolo. Por ejemplo, el benceno. En el organismo: base nitrogenada, al fin y al cabo, es aromático.

La energía necesaria para separar las interacciones carga-dipolo inducido es inversamente proporcional a  1/R^4. Tienen direccionalidad. Un ejemplo es el RNA en presencia de agua en el que las bases nitrogenadas interaccionan con partículas del medio.

Dipolo inducido-dipolo permanente.

Surgen cuando una molécula polar origina una distorsión en la nube de carga de una apolar, creando un dipolo inducido. Entre el dipolo permanente y el inducido aparece una débil fuerza atractiva. Tiene una direccionalidad inversa a  1/R^5. Ejemplo es el agua- benceno.

Dipolo inducido-dipolo inducido

También conocidas como fuerzas de dispersión o fuerzas de London. Surgen entre moléculas neutras apolares.

Moléculas sin carga neta o momento dipolar permanente pueden atraerse mutuamente y la primera provoca un dipolo en la otra y ésta a la primera. La inducción progresa hacia otras moléculas, en cadena, dando lugar a fuerzas atractivas débiles. Tiene una direccionalidad inversamente proporcional a  1/R^6. Este tipo de interacción es muy frecuente en el apilamiento de bases del DNA y en los fosfolípidos que forman la bicapa lipídica, y en proteínas.

Fuerzas de Van der Waals

Es un tipo de interacción no covalente en las que SOLO intervienen dipolos. Las fuerzas de Van der Waals agrupa a: DP-DP; DP-DI; DI-DI. Las interacciones no covalentes son un equilibrio entre fuerzas de atracción y de repulsión de moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como apolares). Tienen una direccionalidad inversamente proporcional a   1/R^12.

El radio de Van der Walls se define como la distancia a la que se alcanza Rv o la distancia de máximo acercamiento entre átomos o grupos de átomos por medio de interacciones no covalentes.

Pauling: teoría moderna enlace covalente, electronegatividad, puentes dehidrógeno, estructura enlace peptídico...

Enlace de hidrógeno.

Interacción entre un hidrógeno unido covalentemente a un grupo donador que aporta un par de electrones libres. El grupo aceptor es el Hidrógeno y el grupo donador es el grupo químico que posee átomos con pares de electrones sin compartir.

La capacidad de un átomo para actuar como donador de enlace de hidrógeno se basa en su electronegatividad. Cuánto más electronegativo es el átomo donador del grupo donador más intensa está la carga parcial positiva del H y por lo tanto este tendrá más tendencia a formar el enlace de H. En los seres humanos, los grupos donadores son OH y NH y los grupos aceptores O, N, S.

·       La distancia que separan el H con el grupo aceptor si fuera O sería de 0,19nm. Si fuera un enlace covalente sería de 0,10nm y en caso contrario, de 0,26n.

·       El enlace de hidrógeno tiene propiedades mixtas:

1.      Similar a interacciones entre cargas

2.      Se comparten electrones

3.      Distancia entre H y el átomo aceptor es menor que Rv.

4.      La energía de enlace es la mayor de las energías de NO covalentes

5.      Son muy direccionales.

·       Un ejemplo de enlaces de hidrógeno es la hélice alfa que se estabiliza a través de enlaces de H entre los distintos átomos de la hélice.

Introducción a la Bioquímica

La bioquímica es una disciplina que estudia las sustancias químicas que componen la vida: azucares, proteínas, ácidos nucleicos... Mira su estructura, la interacción entre los componentes y cómo extrae la energía de su entorno, cómo se sintetizan las moléculas y las unidades biológicas, como se controlan las reacciones químicas en el interior de las células vivas, manera que almacena y transmite un organismo la información que necesita para crecer y reproducirse  de la forma exacta.

Historia

La bioquímica surgió con Friedrich Wohler (1800-1882). Antes se creía que la materia inorgánica tenía diferentes componentes que la materia viva. Wohler consiguió generar urea a partir de una sustancia inorgánica, sal y cianato de amonio en una determinada temperatura. Las células necesitan amoniaco, pero cuando está en exceso, hay que expulsarlo, y eso se hace en la urea. Wohler puso así en evidencia uno de los principios  del vitalismo, que decía que no hay relación entre materia inerte y la viva.

El vitalismo siguió defendiéndose pero contraatacó Eduard Buchner (1860-1917, premio Nobel), que de levadura muerta consiguió reproducir los procesos vitales de la levadura viva pasando  así de glucosa a etanol pasando por piruvato y acetaldehido. Demostró así que se podían reproducir procesos biológicos vitales a partir de un tejido muerto.

El vitalismo se vio arrinconado y solo le queda que la materia viva no es igual aunque se pueden usar materias inorgánicas para estudiar procesos similares. Sin embargo, gracias a James B. Sumner (1887-1955, Nobel de química), que aisló una proteína (enzima) a partir de un organismo vegetal y logró cristalizarla. Se descubrió así que las proteínas también se pueden estudiar con las mismas técnicas con las que se estudia la materia inorgánica. Por lo que se averiguó que las enzimas tienen una estructura ordenada.

Todo esto llevó a que más tarde, con la cristalografía por la radiación de rayos X, Max Perutz (1914-2002, premio  Nobel) determinase la primera mioglobina.

En abril de 1953 Watson y Crick publican su trabajo de la doble hélice del ADN.

Bloques o niveles moleculares sobre los que se sustentan la vida

Atendiendo  al  nivel atómico, aquellos elementos químicos que destacan en nuestra composición son C,H,O,N que poseen algunas características que les hacen especialmente adecuados para formar las moléculas de los seres vivos o biomoléculas (formar enlaces covalentes). Los elementos químicos presentes en nuestra composición química reciben el nombre de bioelementos.

Según su abundancia se dividen en:

• Bioelementos primarios que constituyen las moléculas de los seres vivos y representan el 99% de la masa celular. Son C,H,O,N (son los constituyentes básicos de las moléculas de los seres vivos).
• Biolementos secundarios: aparecen generalmente en forma iónica y constituyen alrededor del 0,7% del peso del ser humano. Destacan el Na, Cl y K (son los responsables de la creación de los gradientes de membrana necesarios para la transmisión del impulso nervioso), Ca (forma estructuras esqueléticas y participa en la contracción muscular) y el Mg (cataliza muchas reacciones químicas)
• Oligoelementos: Presencia en trazas (partes por millón). Se encuentra en cantidades muy pequeñas sin embargo, su ausencia conduce a la aparición  de enfermedades carenciales. Algunos oligoelementos son: Fe (componente de las moléculas transportadoras de oxígeno como la hemoglobina), Mn(que actúa como catalizador en muchas reacciones químicas y participa en la fotolisis del agua) y el Cu y el Zn que actúan como cofactores de muchas enzimas.

Otra posible clasificación es dependiendo de su función:

• Estructurales: son la base del organismo. Son C,H,O,N,P,S
• Esquelética: confieren rigidez. Son Ca, Mg, P, Si, F
• Energéticas: forman parte de las moléculas energéticas. Son C,H,O,P
• Catalíticas: necesarios para que las enzimas sean funcionales. Son Fe, Mg, I, Cu, Co, Zn, Mo y Se.
• Osmótica y electrolítica: mantienen los fenómenos osmóticos y de potencial químico y electrostático. Son Na, K, Cl ( en forma iónica)

Los elementos químicos que forman la materia viva se combinan para dar lugar a moléculas más o menos complejas, que constituyen los seres vivos. Estas moléculas reciben el nombre de biomoléculas y se caracterizan por tener C,H,O,N.

Las biomoléculas orgánicas son exclusivas de la materia viva y se caracterizan por tener cadenas hidrocarbonadas. Son los glúcidos, lípidos, proteínas  y ácidos nucleicos.

Estas biomoléculas realizan una función dentro de los seres vivos que viene determinada por su forma y tamaño característico. Además son macromoléculas formadas por monómeros o sillares estructurales que se unen en reacciones de condensación dando lugar a dichas biomoléculas.

Ej) proteínas--- aminoácidos;    ADN----nucleótidos.

Por último, son moléculas formadas por esqueletos hidrocarbonados derivados de los hidrocarburos. La sustitución de uno o más átomos de hidrógeno por otros átomos como el O y el N origina los distintos grupos funcionales.

El carbono

El carbono es el bloque básico para todas las formas de vida en la Tierra. Al presentar cuatro orbitales enlazantes dispuestos en forma de tetraedro permite que se puedan unir hasta cuatro átomos o grupos funcionales mediante enlaces covalentes fuertes. Estos enlaces confieren gran estabilidad a las moléculas de los seres vivos, permitiendo además la formación de moléculas tridimensionales con distintas propiedades.

Los átomos de carbono también pueden unirse entre ellos mediante enlaces sencillos, dobles y triples formando largas cadenas hidrocarbonadas. Los átomos de carbono forman dobles y triples enlaces con el oxígeno, nitrógeno, hidrógeno y azufre dando lugar a los grupos funcionales.

¿Por qué no el nitrógeno?  Porque a la hora de hibridarse, solo tiene 3 disponibles orbitales enlazantes.

¿Y por qué no el boro?  Porque queda un orbital vacío y no puede hibridase y solo se forman 3 sp2.

¿Y la silicona?

Las uniones Si-Si son relativamente inestables y si el cuerpo fuese así, se harían todo el rato mutaciones. Cuando hay Si-O, los silicatos, son demasiado estables y no se harían reacciones. A la hora de formar una proteína condensamos caboxilo - amino del otro aminoácido. Y siempre se sigue la misma estrategia.

La diferencia entre células eucariotas y procariotas es la compartimentización, con un mayor  orden. Por eso, los  organismos evolucionados son eucarióticos.

*Las células hela son células humanas de cáncer de cuello de útero. Se llaman hela por la paciente de la que se consiguió, Henrienta Langs, y estas células están en casi todos los laboratorios. Hoy en día, las únicas células inmortales son las cancerígenas, siempre se están dividiendo

Impacto en la  sociedad.

La Bioquímica ha tenido un gran impacto en la Sociedad. Un ejemplo de ello es el desarrollo del AZT que se usa para combatir el SIDA causado por un retrovirus (ARN). Es un inhibidor del ARNdirector  de la síntesis del ADN de los virus. Tras  la retrotranscripción (del ARN se pasa al ADN), el material genético se incluye en el genoma del linfocito. Entonces el AZT se inyecta en ese proceso bloqueándolo y por tanto el virus muere. El análogo del AZT es la Thymidina.

Otra aplicación del impacto de la bioquímica es el desarrollo del 6-mercaptopurina que se utiliza para el tratamiento de algunas leucemias bloqueando la copia del material genético. Es citotóxico para todas las células. El análogo de la 6-mercaptopurina es la hypoxanthine, que es un precursor de purina en el  ADN y el ARN.

 En el caso de la leucemia meroide crónica se produce un intercambio cromosómico entre los cromosomas 9 y 22. Donde se ha producido la unión del 22 y el fragmento del 9 hay una unión de dos genes. Uno codifica para un receptor citosina-quinasa (de membrana) y su efecto es enviar señales para que la célula se divida. Al pasar esta unión se genera una proteína de fusión y se dice constantemente a la  célula que se divida. Lydon y Duker diseñaron una  molécula que inhibía la proteína mutante y así la inactivaba y paraba la multiplicación de la célula tumoral.