1. RESUMEN BIOQUÍMICA
Klgo. Cristian Vargas Gyllen

2. Los Prefijos comunes son:
Tabla 1
Múltiplo Prefijo Abreviatura Submultiplo Prefijo Abreviatura
10 deca da 10-1
deci d
102
hecto h 10-2
centi c
103
kilo k 10-3
mili m
106
mega M 10-6
micro 
109
giga G 10-9
nano n
1012
tera T 10-12
pico p
10-15
femto f

3. – Masa: 1 kg = 103 g = 104 dg = 105 cg = 106 mg = 1012 ng
Ejemplo: ¿cuántos mg son 1 g?
– Longitud: 1 km = 1000 m ;1 m = 100 cm ; 1 mm = 10-3 m
– Tiempo: 1 hr = 60 min; 1 min = 60 s
– Temperatura: Las temperaturas se mencionan en las escalas
Celsius (ºC), Fahrenheit (ºF) y Kelvin (K) que es la escala
científica más conocida:
las relaciones entre ellas son las siguientes:
– Cantidad de Sustancia:
1 mol = 1000 mmol (milimoles) ; 1 mol = 106 mol (micromoles)
•En todas las unidades básicas hay múltiplos y submultiplos. Para
entender mejor esto, consideremos los siguientes ejemplos
5
9
273T
32tf273;tcT;
9
5
32tf
tc 



103g 106mg
1g X ;X=103mg

4. • Notación Científica
En Química, muchas veces hay números demasiado
grandes o extremadamente pequeños. Como el manejo
de estos números es muy engorroso se usa la llamada
“notación científica” en donde todos los números se
pueden expresar de la forma Nx10n en que N es un
número mayor que 1 y menor que 10 y n es un
exponente positivo o negativo. Así siempre habrá un
dígito (1 al 9) hacia la izquierda de los decimales.
Consideremos los siguientes ejemplos:

5. • Ejemplo 1: Expresar los siguientes números en
notación científica correcta.
(a) 150
(b) 0,00486
(c) 56x109
(d) 29,8x10-7
(e)679,873
= 1,5x102
= 4,86x10-3
= 5,6x1010
= 2,98x10-6
= 6,79873x102

6. • En las sumas o restas usando la notación científica primero
se escribe cada una de las cantidades con el mismo
exponente n. Entonces se suman o restan los valores N.
Consideremos el ejemplo 2:
• (a) (5,42x105)+(4,1x104)= (5,42x105)+(0,41x105)=5,83x105
• (b) (3,33x10-3)-(5,2x10-4)= (3,33x10-3)-(0,52x10-3)=2,81x10-3

7. • En el caso de las multiplicaciones y divisiones usando la
notación científica se multiplican los números N y los
exponentes n se suman. Para la división los números N
se dividen y los exponentes n se restan, todo de acuerdo
con el álgebra de potencias estudiada en la educación
media.
Ejemplo 3
• (a) (4,0x10-5)x(7,0x103) = (4,0x7,0)x(10-5+3) =
= 28x10-2 = 2,8x10-1
• (b) 583
8
3
101,910
4,0
7,5
104,0
107,5 




8. • La Química estudia las transformaciones profundas que sufre la
Materia
• Materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. Las sustancias son
una determinada clase de materia.
• Masa es una medida de la cantidad de materia. La masa es constante
y físicamente corresponde a M = V x d donde
M = Masa (g); V = Volumen (mL); d = densidad o M = F/a donde
F = Fuerza (dina); a = aceleración (cm/seg2)
• Peso es la fuerza con que la aceleración de gravedad de la Tierra
atrae a una masa determinada.
El Peso es variable y físicamente corresponde a P = m • a donde
m es masa y a es aceleración de gravedad
Introducción a la Química

9. • Estequiometría: se denomina así al estudio de las relaciones cuantitativas
que existen entre las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
Las sustancias están constituidas por átomos.
• Atomo: es la menor cantidad de materia que puede reaccionar con otras
partículas de materia. Está constituido por un núcleo central (donde se
encuentran varias partículas subatómicas) y una envoltura de electrones.
• Partículas subatómicas:
Valores Relativos Valores Absolutos
Símbolos Masa Carga Masa uma
Protón 1 +1 1,672510-24
g =1,0075
Neutrón 1 0 1,674910-24
g =1,0090
Electrón Mp/1840 -1 9,109510-28
g =5,487610-4
Η,p,1
1
n,n,1
0
e,,e 0
1


10. – Número Atómico (Z): corresponde al n° de protones que tiene un
átomo, que es igual al N° de e-. El átomo es neutro: Z = p = e-
– Número Másico (A): corresponde a la suma de protones más
neutrones que tiene un átomo:
A = p + n o A = Z + n
(Su valor corresponde al N° entero más cercano a Masa Atómica.)
XA
Z
A
Z X*Atomos se designan o

11. – Masa Atómica o Peso Atómico (PA): es la masa promedio
ponderada de los Isótopos de un elemento, respecto a la masa del
isótopo 12C. (escogido como estándar)
– Unidad de masa atómica (uma): Al isótopo 12C se le asignó una
masa de 12 uma y por medio de un espectrómetro de masas se
determinó la masa del átomo de 12C.
Entonces:
espectrómetro masas
12C =12 uma 1,99  10-23 g
1 uma X X = 1 uma = 1,66  10-24 g
 1 g = 6,02  1023 uma
NA

12. – Mol: es la cantidad de sustancia que contiene el Número de Avogadro
(NA) de cualquier partícula. (átomos, moléculas, electrones, etc. ...)
• NA = 6,02  1023 = Número de Avogadro o Constante de Avogadro
• También podemos decir que:
“1 mol corresponde a la Masa Atómica (PA) expresada en g
“o a la Masa Molecular (PM) expresada en g”
Ejs: PA (O) = 16 ............... 1 mol de átomos de O = 16 g
PM (H2O) = 18 ............... 1 mol de moléculas H2O = 18 g
• También: 1 mol de átomos = se puede decir 1 at-g = 6,02  1023 átomos

13. – Masa Molar: “ es la masa en g de 1 mol de átomos” o
“la masa en g de 1 mol de moléculas”
• Hay 2 relaciones útiles:
n = n° moles (de átomos o moléculas)
m = masa en g
o MMat = Masa Molar de 1 mol de átomos
MMmolec = Masa Molar de 1 mol de
moléculas
– Reacción Química: es un proceso en el que, por una redistribución de los
átomos, los elementos o compuestos iniciales producen otros distintos. Se
llaman Reaccionantes (o Reactantes) las sustancias iniciales que total o
parcialmente desaparecen en la reacción y Productos a las sustancias
nuevas que aparecen.
Las reacciones químicas se representan gráficamente mediante las
Ecuaciones Químicas las cuales son igualdades algebraicas en cuyo primer
miembro se escriben los símbolos o fórmulas de los Reaccionantes y en el 2°
miembro se escriben los símbolos o fórmulas de los Productos.
MMat
mn 
MMmolec
mn 

15. LEY CONSERVACION DE LAS MASAS (Lavoisier, 1785):
“La suma de las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la suma
de las masas de las sustancias que se obtienen”
mR = masa Reactantes
mR
= mP
mP = masa Productos
Ej.: CuO + 2HCl CuCl2 + H2O  Si se conocen PA:
79,5 g + 2(36,45) g = 134,3 g + 18 g
152,3 g = 152,3 g
• Ver Balance de Ecuaciones (Ej. Balance Algebraico)
R P

16. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (JL Proust 1808):
“Cuando 2 sustancias se combinan para formar un compuesto, las masas
de cada una de ellas que interviene lo hace en una proporción fija y
determinada. Si hay exceso de una de las sustancias, ésta no
reacciona”.
PA: H = 1 ; O = 16
Ej.: H2 + ½ O2 H2O relación sobran
H : O
Datos de ecuación: 2 g 16 g 18 g 1 : 8 -
4 g 32 g 36 g 1 : 8 -
2 g 32 g 18 g 1 : 8 16 g O
2 g 8 g 9 g 1 : 8 1 g H
Hacer problema: 3 g 9 g ? 1 : 8 ?

17. Para hacer estos problemas se debe determinar el Reactivo Limitante
(sustancia en menor proporción) en base al cual se hacen los cálculos.
La determinación del R.L. se hace con el cálculo de q:
q = ; El valor más pequeño de q corresponde al R.L.
a.ecuacióndatos.de.l
Problemadatos.del.
Prob:
El Reactivo Limitante (RL) es el O2
0,56q1,5;q 16g
9g
O2g
3g
H 22


18. – Reacciones Redox o de Oxidación-Reducción: Son procesos en que hay
transferencia de e-. La Oxidación y la Reducción son fenómenos simultáneos.
En estas reacciones “redox” los átomos en los Reactantes sufren un cambio en
el N° Oxidación al formar los Productos.
n+m-
Ej.: A°red + B°ox AmBn ; Hay 2 semireacciones:
A°red - ne- •/m Semireacción Oxidación
Reductor
B°ox + me- •/n Semireacción Reducción
Oxidante
mA°red + nB°ox m + n Reacción Redox
En otras palabras:
Oxidación: reductor 1 – ne- oxidante 1
Reducción: oxidante 2 + ne- reductor 2
Luego
Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 + reductor2
n
oxΑ
m
redB
n
oxΑ
m
redB

19. Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 + reductor2
o 2+ o 2+
Ej. Detallado: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4
o
Oxidación Fe - 2e- Fe2+; también: Fe° Fe2+ + 2e-
reductor
Reducción: Cu2+ + 2e- Cu°
Oxidante
Fe° + Cu2+ Fe2+ + Cu°
Nota: Al reductor se le llama también sustancia oxidada.
Al oxidante se le llama también sustancia reducida.

20. – Métodos para balancear ecuaciones redox:
A. Método del Cambio en N° de Oxidación
1° Se determinan los N°OX de todos los elementos de la ecuación.
2° Se observa cuales son los elementos en que cambia su N°OX. (de
Reactantes a Productos).
3° Se escriben las semireacciones con los elementos que cambian su
N°OX., colocando los e- que se ganan y los que se pierden.
4° Se igualan los e- en las 2 semireacciones multiplicando por un
factor.
5° Se suman las 2 semireacciones y se colocan los coeficientes
obtenidos en ecuación original.

21. +1 +5 -2 +1 -2 +1 -2 +2 -2 o
Ej. (1) HNO3 + H2S H2O + NO + S
N+5 + 3e- N+2 x 2
S-2 - 2e- S° x 3
2 N+5 + 3S-2 2N+2 + 3S° 
2HNO3 + 3H2S 4H2O + 2NO + 3S (el H2O se
arregla por
diferencia)

22. SOLUCIONES O DISOLUCIONES
• “Mezclas homogéneas monofásicas formadas por 2 o más componentes y
de composición variable”
Solución=Soluto+Solvente
• Soluto: Componente que se encuentra en menor proporcion relativa (es
el “medio disperso”)
• Solvente: Componente que se encuentra en mayor proporción relativa
(es el “medio dispersante”)
No es totalmente cierto....¡caso del azúcar!
Ej: azúcar(s)+H2O(l) solución(l)
1g 0,5g  El azúcar seria solvente
Por eso también se define al solvente como el componente cuyo
estado fisico coincide con el de la solución obtenida, el agua
es el solvente...... H2O(l)......... solución(l)
• Concentración: Cantidad de soluto contenida en una determinada
cantidad de solvente o solución.
Se expresa como: soluto/solvente o soluto/solución

23. Expresiones de Concentración
1.- Expresiones que emplean unidades físicas:
– %p/p: g de soluto que hay en 100g solución
– %p/v: g de soluto que hay en 100mL solución
– %v/v: mL de soluto que hay en 100mL solución
– g/L: g de soluto que hay en 1L solución

24. 2.- Expresiones que emplean unidades químicas:
– Molaridad (M): Moles de soluto que hay en 1L
solución
– Normalidad (N): Eq-g de soluto que hay en 1L
solución
– Molalidad (m): Moles de soluto que hay en 1kg.
Solvente
– Fracción Molar (x):
lesmoles.tota
tomoles.solu
Xsoluto 
lesmoles.tota
entemoles.solv
Xsolvente 
1XsolventeXsoluto 

25. Estudia los cambios de Energía que
acompañan a los procesos biológicos
BIOENERGÉTICA
Para hacer esto se utilizan los principios de
la Termodinámica, la cual se define como
aquella parte de la Físico-Química que
estudia las relaciones cuantitativas de la
Energía en un sistema o entre sistemas

26. SISTEMA
Cantidad de materia definida limitada por una
superficie cerrada, real o hipotética donde se
realizan transferencias de Energía y/o Masa.
Ejemplos: células, plantas y animales
Limites
del sistema
ENTORNO
Transferencia
de Energía
y/o Masa
SISTEMA
SISTEMA

27. UNIVERSO = SISTEMA (s) + ENTORNO
.Aislados: no intercambian Masa ni Energía con
el entorno
Cerrados: intercambian Energía con el entorno
Abiertos: como los seres vivos (ellos
intercambian Masa y Energía con el Entorno)

28. Energía (E)
Capacidad de un sistema para producir
trabajo
TIPOS DE ENERGÍA
Calórica, luminosa, química, nuclear, eléctrica, etc.).
Calor (q) y Trabajo (W) son formas transitorias de
Energía que se relacionarán en el Primer Principio
de la Termodinámica

29. Energía transferida entre un sistema y sus alrededores
debido a una diferencia de Temperatura entre ellos.
Tanto el calor como el trabajo usan como unidades el
[ kJ ] o el [ J ] (1 kcal = 4,187 kJ)
Calor (q)
SISTEMA
T1
ENTORNO
T2
E
hay calorT1  T2Si

30. Trabajo (W)
Movimiento producido por la aplicación de una fuerza
a través de una distancia:
W = F x d o W = - PV (cuando es gas en
expansión) en que F = fuerza;
d = distancia; P = presión y  V = variación de
Volumen. El signo negativo de la última ecuación se
explica por la “convención de signos” en Figura 1

31. Calor
absorbido
- W
- q
+ W + q
Trabajo realizado
por el sistema
sobre el Entorno
SISTEMA
Trabajo
realizado
por el Entorno
sobre el sistema
Fig. 1
Calor desprendido
ENTORNO

32. Un sistema se describe por ciertas
propiedades llamadas:
Variables de Estado (P, V, T, n, etc...)
Funciones de Estado (E,  H,  S,  G
etc...)

33. • Cuando una reacción es endergónica es favorecida la
conversión de Productos a Reactantes
Es interesante hacer notar que en
general:
• Cuando una reacción es exergónica es favorecida la
conversión de Reactantes a Productos
• Cuando una reacción es isoergónica la reacción
puede proceder en cualquier dirección

34. El metabolismo intermediario se caracteriza por la
interconexión de reacciones exergónicas con
reacciones endergónicas
COMPUESTOS RICOS EN ENERGIA
Para conectar las reacciones endergónicas con las
exergónicas debe haber un intermediario común en
ambas reacciones.
Si por ejemplo tenemos:

35. Glucosa + Pi G6P + H2O  G°’ = + 13,8 kJ/mol
reacción endergónica
ATP + H2O ADP + Pi  G°’= - 30,4 kJ/mol
reacción exergónica
hexoquinasa
Glucosa + ATP G6 P + ADP;  G°r’ = -16,6 kJ/mol
El intermediario es el Pi y H2O

36. Este tipo de reacción resultante se llama reacción
acoplada y resulta ser exergónica
Está desplazada hacia los Productos
Los compuestos claves para el acoplamiento de
reacciones endergónicas y exergónicas son los llamados
compuestos ricos en energía los cuales son en general
fosforados
Por otra parte hay compuestos escasos en energía

37. Los compuestos cuya energía libre estándar de
hidrólisis (G°r’) es
–30,4 kJ/mol y más negativo son ricos en energía y
muestran un potencial alto para transferencia de grupo
Los compuestos cuya energía libre estándar de
hidrólisis (G°r’) es menos negativa que –30,4 kJ/mol
son escasos en energía y muestran un potencial bajo
para transferencia de grupos

38. Tabla 1: Energía libre Estándar de Hidrólisis de algunos
compuestos
COMPUESTO PRODUCTOS  G°’ (kJ/mol)
Fosfoenol piruvato
1,3-difosfoglicerato
Carbamoil fosfato
Fosfato de creatina
ATP
ADP
ATP
Piruvato + Pi
3-Fosfoglicerato + Pi
Carbamato + Pi
Creatina + Pi
AMP + P Pi
AMP + Pi
ADP + Pi
- 61,9
- 54,5
- 51,5 Compuestos
- 43,1 ricos en
- 37,4 energía
- 36,3
- 35,5
ATP (1 m M de Mg2+
) ADP + Pi - 30,4
Sacarosa
Glucosa – 1- Fosfato
Glucosa – 6 – Fosfato
AMP
Glicerol Fosfato
Glucosa + Fructosa
Glucosa + Pi
Glucosa + Pi
Ademosina + Pi
Glicerol + Pi
- 29,3
- 20,9 Compuestos
- 13,8 escasos en
- 9,6 energía
- 9,2

39. El ATP (Adenosina-5’-trifosfato) es un ejemplo (y prototipo)
de un compuesto rico en energía.
Esta molécula tiene participación central en el
metabolismo celular. El ATP proporciona la energía
química que puede ser usada para realizar trabajo
químico, osmótico y mecánico

40. El ATP, como se observa en la Figura 2 tiene 2 enlaces
susceptibles de ser hidrolizados (Se dice que tiene
2 enlaces ricos en energía)
FIGURA 2

41. ATP + H2O ADP + HPO4 + H+ ; - 30,4 kJmol-1
Pi
ATP + H2O AMP + HP2O7 + H+ ; - 31,7 kJmol-1
PPi
AMP + H2O Adenosina + HPO4 + H+ ; - 9,6 kJmol-1
Pi
Lipmann fue quien introdujo el concepto de enlace rico en energía y el uso del
símbolo (~) para denotarlo. Según él, “todas las formas de vida (plantas,
animales y microorganismos) usan ATP como unidad fundamental de energía
bioquímica Esta ley es la base de la BIOENERGETICA

42. Durante la Contracción Muscular, la hidrólisis del ATP lleva a la
formación de una proteína contráctil energizada MIOSINA
Esta molécula energizada participa en la transducción de energía
química para las diferentes reacciones de todo ese proceso
Durante el Proceso global ocurre la hidrólisis del ATP a ADP + Pi o a
AMP + PPi
El ATP ha reaccionado para producir una molécula o “proteína
energizada” que ahora es capaz de reaccionar

43. • Si se observa la TABLA 1 tenemos que la
posición del ATP es intermedia, lo cual es muy
importante, porque eso significa que el ATP
puede formarse por reacciones acopladas con
los compuestos ricos en energía
• Y que a su vez el ATP puede formar a los
compuestos escasos en energía

44. Tabla 1: Energía libre Estándar de Hidrólisis de algunos
compuestos
COMPUESTO PRODUCTOS  G°’ (kJ/mol)
Fosfoenol piruvato
1,3-difosfoglicerato
Carbamoil fosfato
Fosfato de creatina
ATP
ADP
ATP
Piruvato + Pi
3-Fosfoglicerato + Pi
Carbamato + Pi
Creatina + Pi
AMP + P Pi
AMP + Pi
ADP + Pi
- 61,9
- 54,5
- 51,5 Compuestos
- 43,1 ricos en
- 37,4 energía
- 36,3
- 35,5
ATP (1 m M de Mg2+
) ADP + Pi - 30,4
Sacarosa
Glucosa – 1- Fosfato
Glucosa – 6 – Fosfato
AMP
Glicerol Fosfato
Glucosa + Fructosa
Glucosa + Pi
Glucosa + Pi
Ademosina + Pi
Glicerol + Pi
- 29,3
- 20,9 Compuestos
- 13,8 escasos en
- 9,6 energía
- 9,2

45. Esquematizando tenemos:
ATP
compuestos escasos
compuestos ricos en energía
en energía
ADP + Pi
Ejemplo: Fosforilación de ADP por Fosfato de Creatina
P-Creatina + H2O Creatina + Pi(*) ;  G°’ = -43,1 kJ/mol
ADP + Pi ATP + H2O ;  G° = +30,4 kJ/mol
P-Creatina + ADP ATP + Creatina ;

G°’ = -12,7 kJ7mol
2- 2-
(*)Pi = HO-PO3 = HPO4

46. O sea es una reacción exergónica (espontánea) posible
de realizar
Es interesante hacer notar que la fosfocreatina (P-
Creatina) sirve como una forma de almacenamiento de
enlaces ricos en energía en el músculo esquelético, el
músculo cardíaco y el cerebro
El ATP sufre principalmente 4 tipos de reacciones en las
células
• En la más común, el grupo fosforilo (PO-3) del ATP
es transferido a un sustrato aceptor

47. • En el 2° tipo se transfiere AMP a un aceptor y
se libera pirosfosfato (PPi)
• En el 3er tipo el grupo pirofosforilo es
transferido a un aceptor
• En el 4° tipo se biosintetiza el
5-adenosilmetionina (AdoMet):
Los Reactantes incluyen ATP + Metionina + H2O y
los Productos AdoMet + PPi + Pi El AdoMet es un
importante donador de grupos CH3 en varias
biosíntesis
(Fig. 3)

48. Figura 3 Cuatro tipos de reacciones de ATP

49. Los electrones liberados en las reacciones de oxidación
biológica son transferidos enzimáticamente a uno de 2
agentes oxidantes: las coenzimas NAD+ (Nicotinamida
Adenina Dinucleotido) o NADP+ (Nicotinamida Adenina
Dinucleotido Fosfato)
Fosforilación Oxidativa
Las coenzimas reducidas NADH (+H+) y NADPH (+H+)
son similares estructuralmente pero tienen funciones
diferentes

50. Fosforilación Oxidativa cont..
El NADH producido durante las reacciones de oxidación
catabólica es convertido a NAD+ durante la respiración con
la producción concomitante de ATP a partir de ADP +Pi
El NADPH, generado por las reacciones de oxidación en
vías especializadas (Ej. vía pentosa fosfato) proporciona
aniones hidruro (H-) para los procesos biosintéticos
reductores (Ej. Síntesis ácidos grasos, amino ácidos y
nucleótidos)

51. El NADH se forma en muchas reacciones metabólicas y actúa
como un conductor para despachar la energía de las reacciones
de oxidación. El último receptor de los e- que provienen del NADH
es el oxígeno y es posible calcular la energía asociada a esto
(G°’)
1) NAD+ + 2H+ + 2e - NADH + H+ º’= - 0.32 [ V ]
2) 1/2 O2 + 2H+ + 2e - H2O º’= + 0.82 [ V ]
Se invierte la más negativa (1) y se suma
NADH + 1/2 O2 + H+ NAD+ + H2O º’= + 1,14 [ V ]

52. G°’= - n F º’
G°’= - ( 2 ) (23,06) (1,14) = - 52,6 kcal/mol
= - 220,07 kJ/mol
La energía liberada durante la oxidación del
NADH, en condiciones celulares es suficiente
para dirigir la formación de varias moléculas de
ATP

53. TRANSFERENCIA DEL GRUPO ACILO
Otra clase importante de reacciones comprende la
transferencia de grupos acilo desde una molécula
de acetil coenzima A a una molécula receptora
De manera que el ATP, las coenzimas NADH y NADPH y la
coenzima A son los transportadores principales de los
grupos activados en las reacciones metabólicas

54. Nutrientes Productores
de energía
Componentes
Celulares
Carbohidratos
Lípidos
Proteínas
NAD+
NADP+
ADP + Pi
AMP + PPi
NADH (H+)
NADPH (H+)
ATP
Polisacáridos
Lípidos
Proteínas
Ácidos nucleicos
CATABOLISMO ANABOLISMO
Monosacáridos
Aminoácidos
Nucleótidos
Moléculas precursoras
CO2 , H2O, NH3
Metabolitos
escasos en energía
METABOLISMO INTERMEDIARIO
Energía
mecánica
(músculo)

55. NAD+
PIRUVATO
Acetil CoA
GLUCOSA
Ciclo de
Krebs
GTP
Oleato
NADH
ATP
1/2 O2 + H+
NAD+
NAD+
Oxidación
ácidos grasos
NAD+
Fosforilación oxidativa
(cadena respiratoria
NAD+ + H2O
ATP
Glucólisis
aa