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Tipos de enlaces

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico.

1. ENLACE IONICO

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal ( electronegativo ) y un metal ( electropositivo ).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en un red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular ( distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario ), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

2. ENLACE COVALENTE

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble ( 8 electrones en la última capa ). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación ( aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente ), fuerzas de inducción ( ion o dipolo permanente producen en una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática ) y fuerzas de dispersión ( aparecen en tres moléculas apolares ).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo ( ejem.: agua ). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes apolares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

• La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.

• La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

3. ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

Polaridad de los enlaces

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.



Biomoléculas

Hemoglobina

Hemoglobina

Los elementos biogénicos se unen por enlaces químicos para formar las moléculas constituyentes de los organismos vivos, que se denominan biomoléculas o principios inmediatos. Mediante la filtración, la destilación, la centrifugación y la decantación se separan las biomoléculas de un ser vivo.

– Inorgánicas:
– Agua
– Sales minerales
– Orgánicas:
– Glúcidos
– Lípidos
– Proteínas
– Ácidos nucleicos o nucleótidos

1. El agua.

Es la sustancia química más abundante en la materia viva. El agua se encuentra en la materia viva en tres formas:
– Agua circulante (sangre, savia)
– Agua intersticial (entre las células, tejido conjuntivo)
– Agua intracelular (citosol e interior de los orgánulos celulares)
La cantidad de agua presente en los seres vivos depende de tres factores:
– Especie: los organismos acuáticos contienen un porcentaje muy elevado de agua mientras que las especies que viven en zonas desérticas tienen un porcentaje muy bajo.
– Edad del individuo: las estructuras biológicas de los organismos jóvenes presentan una proporción de agua mayor que las de los individuos de más edad.
– Tipo de tejido u órgano: dado que las reacciones biológicas se llevan a cabo en un medio acuoso, los tejidos con una gran actividad bioquímica contienen una proporción de agua mayor que los más pasivos.

Estructura química del agua

La molécula de agua está formada por la unión de un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno mediante enlaces covalentes (cada átomo de H de una molécula comparte un par de electrones con el átomo de O).
La electronegatividad del O es mayor que la del H por lo que los electrones compartidos se desplazan hacia el átomo de O.
El O posee cuatro electrones más sin compartir, lo que tiene dos consecuencias:
– La geometría triangular de la molécula.
– La presencia de una carga negativa débil en la zona donde se sitúan los electrones no compartidos.
Esto último junto con la menor electronegatividad de los átomos de H, crea una asimetría eléctrica en la molécula de agua que provoca la aparición de cargas eléctricas parciales opuestas (), de manera que la zona de los electrones no compartidos del O es negativa y la zona donde se sitúan los H es positiva. Por eso, la molécula de agua tiene carácter dipolar.
Esta polaridad favorece la interacción entre las moléculas de agua (la zona con carga eléctrica parcial negativa de una de ellas es atraída por la zona con carga parcial positiva de otra), estableciéndose entre ambas un puente de hidrógeno.
Estos puentes de hidrógeno se dan entre el H y átomos electronegativos (O y N). Son enlaces más débiles que los covalentes, se forman y se rompen constantemente (en el agua líquida cada enlace dura 10-11 seg.). Presentan una gran cohesión molecular y una gran estabilidad molecular.

Propiedades y funciones del agua

1) Poder disolvente.

Debido a la polaridad de su molécula, el agua se puede interponer entre los iones de las redes cristalinas de los compuestos iónicos.
Puede formar puentes de hidrógeno con otras moléculas no iónicas.
Una forma de medir la capacidad de una sustancia para disolver compuestos iónicos consiste en calcular el valor de su constante dieléctrica. Esto da lugar a un proceso de disolución en el que la molécula de agua se dispone alrededor de los grupos polares del soluto, llegando a desdoblarlos en aniones y cationes, que quedan así rodeados por moléculas de agua. Esto se denomina solvatación iónica.

2) Debido a la existencia de puentes de hidrógeno.

– Estado líquido del agua a temperatura ambiente.
Gracias a esto el agua actúa como medio de transporte de las sustancias, como función de amortiguación mecánica y como líquido lubricante.
– Líquido incompresible.
Esta propiedad controla las deformaciones citoplasmáticas y permite que el agua actúe como esqueleto hidrostático en las células vegetales.
– Capilaridad o fuerzas de adhesión.
Es la capacidad de unirse a moléculas de otras sustancias. Esto permite que el agua ascienda por conductos estrechos (acción capilar) y la penetración en algunas sustancias como las semillas (imbibición).
– Elevada tensión superficial.
Esto quiere decir que la superficie ofrece resistencia a romperse y actúa como una membrana elástica.
– Elevado calor específico.
Cuando se aplica calor al agua, parte de la energía comunicada se emplea en romper los puentes de hidrógeno.
El agua tiene una función termorreguladora, es decir, mantiene estable la temperatura corporal.
– Elevado calor de vaporización.
Para pasar del estado líquido al gaseoso es necesario que los puentes de hidrógeno se rompan.
La extensión de una película de agua sobre una superficie biológica provoca su refrigeración, ya que al evaporarse tomando energía térmica del medio provoca el enfriamiento del conjunto.
– Densidad.
El agua alcanza un volumen mínimo y la máxima densidad a los 4ºC.
Cuando el hielo tiene una temperatura de 0ºC se forma un retículo molecular muy estable que tiene mayor volumen que el agua líquida, por lo que el hielo es menos denso que el agua líquida a una temperatura menor de 4ºC y flota sobre ella. Esto produce un aislamiento térmico que permite la vida acuática.

3) Ionización del agua.

Algunas moléculas de agua sufren un proceso de ionización cuando un átomo de H de una de ellas se une, mediante un enlace covalente, al átomo de O de otra molécula: (H2O + H2O  H3O+ (ión hidronio) + OH- (ión hidróxido)).
La concentración de moléculas ionizadas en el agua pura es muy baja: a 25ºC es de 10-14 mol/l, y, por tanto, H3O+ = OH- = 10-7 ( Neutralidad).
H+ = 10-7 <—> neutra <—> pH = 7
H+ > 10-7 <—> ácida <—> pH < 7
H+ < 10-7 <—> básica <—> pH > 7
Intervienen los sistemas tampón, buffer o amortiguadores que actúan como aceptores o dadores de H+ para compensar el exceso o el déficit de estos iónes en el medio y mantener constante su pH. Los más comunes son el tampón fosfato, el tampón bicarbonato y las proteínas.

4) Reacciones enzimáticas.

Destacan:
– Hidrólisis: una molécula de agua lleva a cabo la rotura de una molécula orgánica (procesos digestivos).
– Condensación: las moléculas sencillas se unen para obtener otras mayores.
– Fotosíntesis: proporciona H+ para realizar la síntesis de moléculas orgánicas.

2. Sales minerales.

Las sales minerales se pueden encontrar en los seres vivos de tres formas:

– Precipitadas (constituyen estructuras sólidas):

– Silicatos: caparazones de algunos organismos (diatomeas), espículas de algunas esponjas y estructura de sostén en algunos vegetales (gramíneas).
– Carbonato cálcico: caparazones de algunos protozoos marinos, esqueleto externo de corales, moluscos y artrópodos, y estructuras duras (espinas de erizos de mar, dientes y huesos).
– Fosfato cálcico: esqueleto de vertebrados.

– Disueltas (dan lugar a aniones y cationes):

Éstas intervienen en la regulación de la actividad enzimática y biológica, de la presión osmótica y del pH en los medios biológicos; generan potenciales eléctricos y mantienen la salinidad.
– Asociadas a moléculas orgánicas (fosfoproteínas, fosfolípidos y agar-agar).

Funciones de las sales minerales

1) Constitución de estructuras de sostén y protección duras.
2) Funciones fisiológicas y bioquímicas.
3) Sistemas tampón.
4) Mantenimiento de concentraciones osmóticas adecuadas.
Los procesos biológicos dependientes de la concentración de soluto en agua se denominan osmóticos y tienen lugar cuando dos disoluciones de diferente concentración separadas por una membrana semipermeable que no deja pasar el soluto pero sí el disolvente. Se observa el paso del disolvente desde la disolución más diluida (hipotónica) hacia la más concentrada (hipertónica) a través de la membrana. Cuando el agua pasa a la disolución hipertónica, ésta se diluye, mientras que la disolución hipotónica se concentra al perderla. El proceso continúa hasta que ambas igualan su concentración, es decir, se hacen isotónicas. Para evitar el paso de agua sería necesario aplicar una presión (presión osmótica).
– Turgencia: si la concentración del medio intracelular es mayor que la extracelular, la entrada excesiva de agua producirá un hinchamiento.
– Plasmólisis: si la concentración del medio intracelular es menor que la extracelular, la célula pierde agua y disminuye de volumen.

Estos dos procesos pueden producir la muerte celular.
5) Mantenimiento del pH en estructuras y medios biológicos.

Bioelementos

Molecula de agua

Molecula de agua

La materia viva está constituida por unos 70 elementos. Estos elementos se llaman bioelementos o elementos biogénicos.
Propiedades por las que el C, H, O, N, P y S componen los bioelementos mayoritarios (bioelementos que se encuentran en mayor proporción):
– Tienen capas electrónicas externas incompletas y pueden formar enlaces covalentes y dar lugar a las biomoléculas que constituirán las estructuras biológicas y llevarán a cabo las funciones vitales.
– Poseen un nº atómico bajo, por lo que los electrones compartidos en la formación de los enlaces se hallan próximos al núcleo y las moléculas originadas son estables.
– Como el O y el N son electronegativos, algunas biomoléculas son polares y por ello solubles en agua.
– Pueden incorporarse a los seres vivos desde el medio externo (CO2 , H2O, nitratos).

Clasificación de los bioelementos.

Primarios: están formados por C, H, O, N, P y S que constituyen el 99% de la materia viva y son los componentes fundamentales de las biomoléculas.
Secundarios: están formados por Na, K, Ca, Mg y Cl.
Oligoelementos: están formados por el Fe, Cu, Zn, Mn, I, Ni y Co (aparecen en la mayoría de los organismos) y Si, F, Cr, Li, B, Mo y Al (sólo están presentes en grupos concretos). Constituyen menos del 0,1% y son esenciales para desempeñar procesos bioquímicos y fisiológicos.

Formulación orgánica

1.HIDROCARBUROS


tabla-1

1.1Hidrocarburos saturados de cadena lineal

Los hidrocarburos saturados se caracterizan por presentar enlaces simples. Se nombran haciendo terminar en –ano el prefijo que indica el número de átomos de C.

tabla-2

tabla-3

1.1.1 Ramificados

Están formados por una cadena principal, de la que parten radicales. Los radicales son grupos de átomos que, procedentes de un hidrocarburo, han perdido un átomo de hidrógeno. Se nombran añadiendo el sufijo –il al prefijo que indica el nº de átomos de la cadena.

TABLA-4

Para nombrar un hidrocarburo ramificado hay que localizar primero la cadena principal. Ésta es la cadena de átomos de C más larga que puede formarse. Definida ésta, la posición de un radical se indica mediante un localizador.
De este modo el hidrocarburo:

tabla-5

Es el 2-metilbutano

La cadena principal debe numerarse de tal forma que el localizador del radical sea lo más bajo posible.
Si existen varios radicales, se ordenan alfabéticamente, sin tener en cuenta la posible existencia de prefijos como di, tri, etc.

1.1.2 Cíclicos

Estos hidrocarburos se nombran anteponiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano. Así:

tabla-6tabla-7

1.2.Hidrocarburos con dobles enlaces: Alquenos

Estos hidrocarburos se caracterizan por tener al menos un doble enlace en la cadena principal. Se nombran con la terminación –eno. La posición del doble enlace se indica mediante el localizador que, como siempre, se procura sea el nº más bajo posible.

Siguiendo este criterio, el hidrocarburo:

CH3-CH2-CH2-CH=CH2
Es el 1-penteno.

Si el hidrocarburo tiene ramificaciones, se considera cadena principal, la cadena más larga que contenga el doble enlace.

Si existe más de un doble enlace, se indica con los prefijos di, tri, etc. De ese modo, el compuesto

CH3-CH=C=CH-CH3        es el 2,3-pentadieno

1.3 hidrocarburos con triples enlaces: Alquinos

Son los hidrocarburos en los que existe un triple enlace. El criterio para nombrarlos es análogo en todo al seguido en los alquenos, exceptuando la terminación, ya que se nombran con la terminación -ino.

Si los hidrocarburos tienen dobles y triples enlaces, se nombran de tal modo que los lo9calizadores sean lo más bajos posibles; sólo si coinciden los localizadores al numerar ambos extremos se da preferencia a los dobles enlaces:

tabla-8

2.ALCOHOLES

Los alcoholes se nombran añadiendo la terminación –ol al hidrocarburo de referencia. El localizador indica en este caso la posición del grupo alcohol. Debe procurarse que se asigne al nº más bajo posible al C unido al grupo OH

CH3-CH2-CH2OH 1-propanol
CH3-CHOH-CH2-CHOH-CH3 2,4-pentanodiol
CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH2OH 3hexen-1-ol


3.ÉTERES

Hay dos formas de nombrar los éteres. Veamos las dos formas en que podemos nombrar estos compuestos:

tabla-9

4.CETONAS

Se utiliza para nombrarlos la terminación –ona.

tabla-10

5. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y ÉSTERES

5.1 Ácidos carboxílicos

Los ácidos carboxílicos se nombran anteponiendo a la terminación –oico el nombre del hidrocarburo de referencia. Los localizadores se asignan de modo que el grupo carboxilo tenga el nº más bajo posible.

tabla-12

5.2 Ésteres

Se nombran como las sales, sustituyendo la terminación –oico del ácido correspondiente por –ato.

CH3COO-CH2-CH3 Etanoato de etilo (acetato de etilo)
CH2=CH-CH2-COO-CH3 3-buten de metilo


6. COMPUESTOS NITROGENADOS

6.1 Aminas

Se anteponen a la palabra amina los nombres de los radicales unidos al átomo de Nitrógeno.

CH3-NH2 Metilamina
C6H5-NH2 Fenilamina (anilina)
CH3-CH2-NH-CH3 Etilmetilamina

6.2 Amidas

Se considera que derivan de la sustitución del grupo –OH en un radical ácido por el grupo –NH2. Por tanto se sustituye en el nombre del ácido del que derivan la terminación –oico por la terminación –amida.

CH3-CO-NH2 Etanamida (acetamida)
CH3-CH2-CH2-CH2-CO-NH2 Pentanamida
CH3-CO-NH-CH3 N-metiletanamida

Observa que en el tercer ejemplo hay un radical metil unido al Nitrógeno, es por ello por lo que al nombrar el compuesto hemos añadido el prefijo N-metil.

6.3 Nitrilos

Existen dos formas de nombrarlos: una de ellas utiliza la terminación –nitrilo, mientras que la otra los considera derivados del ácido cianhídrico (HCN).

ORDEN DE PREFERENCIA PARA LA ELECCIÓN DEL GRUPO PRINCIPAL.

En el supuesto de que en un compuesto exista más de un grupo funcinal, el orden de preferencia de los localizadores es el siguiente:

1º ácidos
2ºésteres
3º amidas
4ºnitrilos
5º aldehídos
6º cetonas
7º alcoholes
8º aminas
9º éteres

Encontrada posible diana para estimular la acción del MicroARN

Encontrada posible diana para estimular la acción del MicroARN

MicroARN

Se sabe que pequeños fragmentos de ARN llamados microARNs interfieren con la expresión genética, ¿pero cómo? Un estudio nuevo sugiere que intervienen al principio del juego, parecen prevenir la producción de proteína antes de que ni siquiera haya comenzado.

El hallazgo, publicado esta semana en Nature, provee una clave para comprender cómo los microRNAs suavizan la expresión de los genes, y sugieren una nueva diana para una droga. Esto puede dar lugar a nuevas posibilidades para terapias contra el cáncer, dice Ramón Shiekhattar, bioquímico en el Centro para la Regulación Genómica en Barcelona, España, y autor del estudio.

Desde su descubrimiento en 1993, los microRNAs han surgido de casi cualquier sitio. Ellos regulan el estrés, la enfermedad y el desarrollo. Ellos operan en plantas, insectos y mamíferos. Casi 600 microARNs humanos han sido aislados, y la expresión de un tercio del genoma humano puede depender de las moléculas diminutas.

Pero incluso mientras la cuenta de los microARNs aumenta, los investigadores han tenido dificultades para determinar cómo restringen la expresión genética. Estaba claro que interfieren con la traducción de ARN en proteína, ¿pero en qué paso del proceso?

“Hay mucha controversia sobre el mecanismo”, dice Wiltold Filipowicz, bioquímico del Instituto Friedrich Miescher para la Investigación en Bioquímica en Basel, Suiza. “La gente boxea por esto en las reuniones”.

Shiekhattar, entonces en el Wistar Institute en Philadelphia, Pennsylvania, y sus colegas abordaron la cuestión aislando complejos de proteínas que se sabe que están involucrados en la función del microARN. Encontraron que los complejos interaccionaban con una proteína llamada eIF6, que inhibe el ensamblaje de la maquinaria molecular que se necesita para leer el código del ARN y produce como salchichas la proteína correspondiente.

Para saber si el eIF6 era necesaria para la función del microARN, el equipo redujo los niveles de la proteína y vieron si tres microARNs, dos de células humanas y uno de un gusano nematodo, podían seguir reduciendo la expresión de sus genes objetivo. En todos los casos, las células con menos eIF6 tuvieron menos función del microARN.

Debido a que eIF6 es necesaria para que se forme la maquinaria de traducción, sus hallazgos implican que los microARNs previenen que comience la producción de proteína.

Esto está en la línea de alguna literatura publicada, pero entra en conflicto con otros experimentos que muestran que los microARNs actúan en una etapa posterior de la producción de proteína.

“Hay una serie completa de artículos que presentan evidencia experimental muy sonora, pero sugieren que los diferentes pasos de traducción son objetivo de este mecanismo”, dice Thomas Preiss, genetista molecular del Instituto de Investigación en Cardiología Victor Chang em Darlinghurst, Australia. Preiss dice que la manera más fácil de reconciliar los datos en conflicto es asumir que algunos mecanismos están en el juego.

Brandon Anson, biólogo Molecular de la Universidad de California, San Francisco, está de acuerdo. “Definitivamente esta es una evidencia fuerte de que eIF6 está en el juego”, dice, “pero esto no descarta otros modelos”.

Otra razón posible para la confusión es destacada por un segundo artículo del Nature de esta semana. Un trabajo en moscas de la fruta muestra que algunos ARNs que son objetivo de los microARNs están asociados con la maquinaria rota de traducción. Esto puede haber engañado a algunos investigadores, que asumieron que la producción de proteína había empezado normalmente, y que los microARNs interfirieron con ella más adelante en la cadena, cuando de hecho la producción de proteína no pudo haber empezado.

Se piensa que los microARNs están involucrados con el cáncer: sus niveles son reducidos en células cancerosas, y reprimir el procesamiento del microARN puede estimular la formación del tumor. Así que hayar una proteína involucrada con la función del microARN da lugar a una nueva diana para una droga para ayudar a activar su función y con un poco de suerte proteger contra el cáncer. “Si manipulas la eIF6, llegas a tener efecto en los niveles de microARN”, dice Shiekhattar.

Artículo original: Heidi Ledford. Possible target found for boosting microRNA action. Study shows how micro moléculas interfere with gene expression. Nature. 16/05/2007.

Formulación inorgánica

FORMULACIÓN

En química existen 3 tipos de formulaciones, que son:

1-. Nomenclatura Clásica o Tradicional.
2-. Nomenclatura sistemática o de IUPAC.
3-. Nomenclatura de Stock.

Reglas generales de la Nomenclatura Tradicional.

1-. Si un elemento tiene una valencia se le nombra con el nombre del elemento o el nombre acabado en –ico.

2-. Si un elemento tiene 2 valencias:

– Mínimo acabado en -oso
– Mayor acabado en -ico

3-. Si un elemento tiene 3 valencias:

– Mínimo con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)
– Medio acabado en -oso
– Máximo acabado en –ico

4-.Si un elemento tiene 4 valencias:

– Minima con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)
– Medio inferior acabado en –oso
– Medio superior acabado en -ico
– Máximo con prefijo per y sufijo -ico (per – nombre – ico)

5-.Si un elemento tiene 5 o más valencias sigue la formulación de Stock

Reglas generales de la Nomenclatura Sitemática.

1-. Se nombran los elementos con el prefijo correspondiente al número que halla en la fórmula.

2-. Los prefijos más importantes son:

1- Mono
2- Di
3- Tri
4- Tetra
5- Penta
6- Hexa
7- Hepta

Reglas generales de la Nomenclatura de Stock.

1-. Se nombra el elemento y a continuación se pone la valencia con la que actúa el elemento en la fórmula en números romanos y entre paréntesis.

2-. Cálculo de las valencias en las fórmulas:

A-. Todas las valencias son neutras.
B-. En oxígeno en siempre forma con carga –2
C-. El hidrógeno en fórmula formula actúa con 1

Ejemplos -.

SO2 – S+4 O2-4 4
H2SO4 – H+2 S+6 O2-8 6
HNO3 – H+1 N+5 O3-6 5
Cl2O7 – Cl2+14 O7-14 7
NH3 – N-2 N3+3 -3

COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES

ÓXIDOS

Se denomina oxido a la combinación de un elemento con el oxígeno. Para su formulación se coloca el elemento y el oxígeno y se intercambian las valencias.

ElementoValencia O2 — E2 OValencia

Oxidos en la Nomenclatura de Tradicional.

1-. A la combinación de un metal con el oxígeno se denomina oxido. Para su formulación se comienza con la palabra oxido y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Óxido férrico Fe2O3
Óxido sódico Na2O

2.- A la combinación de un no metal con el oxígeno se denomina anhídrido. Para su formulación se empieza con la palabra anhídrido y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Anhídrido carbónico C2O = C4 O2
Anhídrido sulfúrico S2O6=SO3

Oxidos en la Nomenclatura de Sistemática.

Son todos óxidos.
Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Dióxido de carbono CO2
Trióxido de dihierro Fe2O3
Oxido de cobalto CoO
Heptaóxido de dicloro Cl2O7

Oxidos en la Nomenclatura de Stock.

Son todos óxidos.
Siguen las reglas generales de esta formulación.

Óxido de carbono (IV) CO2
Óxido de hierro (III) Fe2O3
Oxido de cobalto (II) CoO
Óxido de cloro (VII) Cl2O7

PERÓXIDOS

Son compuestos que contienen el grupo O2.
Son los únicos que no se pueden simplificar.
Solo forman peróxido los elementos que tengan una valencia y los de valencias 1 y 2.
Se formulan igual en las tres formulaciones.

Ejemplos -.

VALENCIA I

H2O2 Peróxido de dihidrógeno (Agua oxigenada)
Na2O2 Peróxido de sodio
K2O2 Peróxido de potasio

VALENCIA II

BeO2 Peróxido de beridio
MgO2 Peróxido de magnesio
ZnO2 Peróxido de cinc

HIDRUROS

Se determina Hidruro a la combinación de un elemento con en hidrógeno. Para su formulación se coloca el elemento y el hidrógeno y se cambian las valencias.

En los grupos 6A y 7A de la tabla periódica se coloca antes el hidrógeno que el elemento. Los no metales solo forman Hidruro con su valencia mínima mas estable.

tabla

Hidruros en la Nomenclatura de Clásica.

1-. A la combinación de un metal con el hidrógeno en la formulación clásica se denomina Hidruro. Para su formulación se comienza por la palabra Hidruro y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

Hidruro potásico KH
Hidruro férrico FeH3
Hidruro auroso AuH
Hidruro niqueloso NiH2

2-. A la combinación de un no metal con el hidrógeno en la formulación se denomina Ácido hidrácido. Para su formulación se comienza con la palabra ácido y a continuación el nombre del elemento acabado en hídrico.

Ejemplos -.

Ácido clohídrico HCl
Ácido sulfídrico H2S

HIDRUROS ESPECIALES

Se formula igual en las tres formulaciones, y son :

NH3 Amoniaco
PH3 Fosfina
ArH3 Arsina o arsenina
SbH3 Estibina
CH4 Metano
SH4 Silano
BH4 Borano

Hidruros en la Nomenclatura de Sistemática.

1-.Son todos hidruros
2-.El elemento de la derecha de la fórmula acaba en –uro.
3-.Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

KH Hidruro de potasio
FeH3 Trihidruro de hierro
AuH Hidruro de oro
NiH2 Dihidruro de niquel
HCl Cloruro de hidrógeno
H2S Sulfuro de dihidrógeno

Hidruros en la Nomenclatura de Stock.

1-.Son todos hidruros
2-.El elemento de la derecha de la fórmula acaba en –uro.
3-.Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

KH Hidruro de potasio
FeH3 Hidruro de hierro (III)
AuH Hidruro de oro (I)
NiH2 Hidruro de niquel (II)
HCl Cloruro de hidrógeno
H2S Sulfuro de hidrógeno

HIDRÓXIDOS

Se denomina hidróxido a la combinación de un metal + un elemento del grupo 0H.
El grupo 0H actúa siempre con la valencia 1.

Para su formulación se coloca el metal y el grupo 0H y se cambian las valencias.

Hidróxidos en la Nomenclatura de Clásica.

Se comienza con la palabra hidróxido y siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

NaOH Hidróxido de sodio
MgOH Hidróxido de magnesio
Fe(OH) 3 Hidróxido férrico
Co(OH) 2 Hidróxido cobaltoso

Hidróxidos en la Nomenclatura de Sistemática.

Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

NaOH Hidróxido de sodio
MgOH Hidróxido de magnesio
Fe(OH) 3 Hidróxido de hierro
Co(OH) 2 Hidróxido de cobalto

Hidróxidos en la Nomenclatura de Stock.

Siguen las reglas generales de esta formulación.

Ejemplos -.

NaOH Hidróxido de sodio
MgOH Hidróxido de magnesio
Fe(OH) 3 Hidróxido de hierro (III)
Co(OH) 2 Hidróxido de cobalto (II)

ÁCIDOS OXÁCIDOS

Se denomina ácido a la reacción de un anhídrido + agua (H2O)
ANHÍDRIDO + H2O = ÁCIDO

Ejemplos -.

CO2 + H2O H2CO3
SO3 + H2O H2SO4
N2O3 + H2O H2N2O4 = HNO2

Ácidos en la Nomenclatura de Clásica.

Se comienza con la palabra ácido y a continuación nombre del anhídrido del que procede.

Ejemplos -.

H2CO3 Ácido carbónico
H2SO4 Ácido sulfúrico
HNO2 Ácido nitroso

El P, As, Sb, B, Al tienen gran avidez por el agua, entonces pueden sumar 1, 2 o 3 moléculas de agua dependiendo del agua que halla en la reacción.
Si suman 1 molécula de agua comienza por la palabra –meta.
Si suman 2 molécula de agua comienza por la palabra –pito.
Si suman 3 molécula de agua comienza por la palabra -orto.

P2O5 + H2O H2P2O6 = HPO3 Ácido metacarbónico
P2O5 + 2H2O H4 P2O7 Ácido pirofosfórico
P2O5 + 3H2O H6 P2O8 Ácido ortofosfórico

El carbono y el silicio pueden sumar 1 o 2 moléculas de agua.

Si suman 1 molécula de agua se les comienza por meta- el cual se puede eliminar.

CO2 + H2O H2CO3 Ácido metacarbónico

Si suman 2 moléculas de agua se les comienza por orto.

CO2 + 2HO H4CO4 Ácido ortocarbónico

Ácidos en la Nomenclatura de Sistemática.

Se formulan de la siguiente forma:

1-.Números de oxígenos con el prefijo correspondiente.
2-.Nombre del elemento central acabado de –ato y con el prefijo correspondiente.
3-.Valencia del elemento central en números romanos y entre paréntesis.

H2 CO3 Trioso carbonato (IV) de hidrógeno
HClO3 Trioso clorato (V) de hidrógeno
H2 SO4 Tetraoso sulfato (VI) de hidrógeno
HNO3 Trioso nitrato (V) de hidrógeno
H4P2 O2 Heptaoso de sulfato (V) de hidrógeno

Ácidos en la Nomenclatura de Stock.

1-.Números de oxígenos con el prefijo correspondiente.
2-.Nombre del elemento central acabado de –ico.
3-.Valencia del elemento central en números romanos y entre paréntesis.

H2 CO3 Ácido trioso carbónico (IV)
HClO3 Ácido trioso clórico (V)
H2 SO4 Ácido tetraoso sulfúrico (VI)
HNO3 Ácido trioso nítrico (V)
H4P2 O2 Ácido heptaoso difosfórico (V)

SALES

Se denomina sal a la reacción entre un ácido + hidróxido.
ÁCIDO + HIDRÓXIDO = SAL + H2O

Ejemplos -.

HCl + NaOH NaCl + H2O
HNO3 + KOH KNO3 + H2O
H2SO4+ Mg(OH) 2 MgSO4+ H2O
HclO2 + RbOH RbSO2 + H2O

Sales en la Nomenclatura de Clásica.

1-.Cuando el ácido del que procede la sal termina en –hídrico, la sal acaba en -uro
HCl + NaOH NaCl + H2O Cloruro de sodio

2-.Cuando el ácido del que proviene la sal acaba en –oso la sal correspondiente acaba en –ito.
HclO2 + RbOH RbSO2 + H2O Clorito de rubidio

3-.Cuando el ácido del que proviene la sal acaba en –ico, la sal correspondiente acaba en –ato.
HNO3 + KOH KNO3 + H2O Nitrato de potasio

Sales en la Nomenclatura de Stock y Sistemática.

1-.Las sales binarias se formulan igual que en la clásica.
2-.Las sales terciarias se nombran de la siguiente manera.
– Número de oxígenos con el prefijo correspondiente
– Nombre del elemento central acabado en –ato
– Valencia del elemento central en números romanos entre paréntesis
– Nombre del elemento a la izquierda de la fórmula
– Valencia del elemento de la izquierda de la fórmula en números romanos y entre paréntesis

nota

RbClO2 Dioso clorato (V) de rubidio (I)
KNO3 Trioso nitrato (V) de potasio (I)
MgSO4 Tetraoso sulfato (VI) de magnesio (II)

TABLA DE ANIONES

Sirve para formular ácidos oxácidos y sales como si fueran óxidos.

ANIONES DE VALENCIA I

ClO Hipoclorito BrO Hipobromito IO Hipoyodito
ClO2 Clorito BrO2 Bromito IO2 Yodito
ClO3 Clorato BrO3 Bromato IO3 Yodato
ClO4 Perclorato BrO4 Perbromato IO4 Peryodato

NO2 Nitrito AsO2 Metaarsenito
NO3 Nitrato AsO3 Metaarseniato

PO2 Metafosfito SbO2 Metaantimonito
PO3 Metafosfato SbO3 Metaantimonato

BO2 Metaborato

Al2 Metaaluminato

MnO4 Permanganato

ANIONES DE VALENCIA II

SO2 Hiposulfito SeO2 Hiposelenito TeO2 Hipotelurito
SO3 Sulfito SeO3 Selenito TeO3 Telurito
SO4 Sulfato SeO4 Seleniato TeO4 Telurato
S2O3 Tiosulfato

CO2 Carbonito SiO2 Silicito CrO4 Cromato
CO3 Carbonato SiO3 Silicato Cr2O7 Dicromato

MnO4 Manganato

ANIONES DE VALENCIA III

PO3 Fosfito AsO3 Arsenito SbO3 Antimonito BO3 Borato
PO4 Fosfato AsO4 Arseniato SbO4 Antimonato AlO3 Aluminato

ANIONES DE VALENCIA IV

P2O5 Pirofosfito As2O5 Piroarsenito Sb2O5 Piroantimonito CO4 Ortocarbonato
P2O7 Pirofosfato As2O7 Piroarserato Sb2O7 Piroantimoniato SiO4 Ortosilicato

Ejemplo -.

Sulfato de Aluminio Al2 (SO4) 3
-ico

3-. Si un elemento tiene 3 valencias:

– Mínimo con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)

– Medio acabado en -oso

– Máximo acabado en –ico

4-.Si un elemento tiene 4 valencias:

– Minima con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)

– Medio inferior acabado en –oso

– Medio superior acabado en -ico

– Máximo con prefijo per y sufijo -ico (per – nombre – ico)

5-.Si un elemento tiene 5 o más valencias sigue la formulación de Stock


Reglas generales de la Nomenclatura Sitemática.

1-. Se nombran los elementos con el prefijo correspondiente al número que halla en la fórmula.

2-. Los prefijos más importantes son:

1- Mono

2- Di

3- Tri

4- Tetra

5- Penta

6- Hexa

7- Hepta


Reglas generales de la Nomenclatura de Stock.

1-. Se nombra el elemento y a continuación se pone la valencia con la que actúa el elemento en la fórmula en números romanos y entre paréntesis.

2-. Cálculo de las valencias en las fórmulas:

A-. Todas las valencias son neutras.

B-. En oxígeno en siempre forma con carga –2

C-. El hidrógeno en fórmula formula actúa con 1

Ejemplos -.

SO2 S+4 O2-4 4

H2SO4 H+2 S+6 O2-8 6

HNO3 H+1 N+5 O3-6 5

Cl2O7 Cl2+14 O7-14 7

NH3 N-2 N3+3 -3

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Leyes de las combinaciones químicas

a ) Ley de la conservación de la materia (Laviosier): En toda reacción química la suma de la masa de la materia y la masa de la energía que intervienen en la misma, es una cantidad constante.
b) Ley de las proporciones definidas (Prust): Cuando los elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una proporción ponderal constante, independientemente del proceso que se halla requerido para su formación.
c) Ley de las proporciones múltiples (Dalton): cuando se combinan dos elementos entre sí y de su unión pueden resultar varios compuestos, se cumple que una cantidad de uno de ellos, en peso, se una con cantidades variables del otro, que varían según una relación simple.
d) Ley de las proporciones recíprocas (Richter): Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos que se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos  Peso equivalente.