Page 12 - Cooper - La Célula (8ª Edición) - Marbán Libros S.L.
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60 Sección I • Principios básicos Moléculas y membranas 61
ellas. El resto de la sección abarcará las estructuras y funciones de las molé (A) El sodio
culas orgánicas, únicos componentes de las células. La mayoría de estos dona un
componentes orgánicos pertenecen a una de cuatro clases de moléculas: electrón al cloro Atracción iónica
carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos. Las proteínas, los áci
dos nucleicos y la mayoría de los carbohidratos (polisacáridos) son macro + –
moléculas formadas por la unión (polimerización) de cientos o miles de
precursores de bajo peso molecular: aminoácidos, nucleótidos o azúcares
simples, respectivamente. Dichas macromoléculas constituyen entre el 80%
+
y 90% del peso en seco de la mayoría de las células. Los lípidos son el otro Átomo de sodio (Na) Átomo de cloro (Cl) Ion de sodio (Na ) Ion cloruro (Cl ) –
constituyente principal de las células. El resto de la masa celular se compo (11 protones, 11 electrones) (17 protones, 17 electrones) (11 protones, 10 electrones) (17 protones, 18 electrones)
ne de una variedad de pequeñas moléculas, incluyendo los precursores ma
cromoleculares. La química básica de las células puede así entenderse en (B)
términos de las estructuras y funciones de cuatro tipos principales de ma δ + δ + 2 δ –
cromoléculas orgánicas. – + – + – H 2 δ – H δ +
+ – + – O H +
– + – + + + H O H H δ
Ion cloruro + – + – – – – δ + 2 δ – 2 δ – δ + δ + 2 δ –
Enlaces químicos (Cl ) – + – + – + – + + + O Na + O H Cl – O
–
Los enlaces covalentes, las interacciones más fuertes entre átomos, son res Los enlaces covalentes son el + – + – + + – + – + – δ + H
ponsables de mantener unidos a los átomos para formar moléculas. Se for resultado de compartir Ion + – + – + – – – δ H + O δ H + H H δ +
sodio (Na )
O
– +
– +
man cuando dos átomos se unen y comparten un par de electrones (Fig. electrones. – + – + – + H + 2 δ – H + 2 δ – δ +
2.1). Por ejemplo, el metano (CH ) se forma cuando cuatro átomos de hidró δ δ
4
geno comparten electrones con un átomo de carbono (Fig. 2.1A). El número
de enlaces covalentes que puede formar un átomo está determinado por el Los enlaces polares se forman Cristal de cloruro de sodio Cloruro de sodio disuelto en agua
número de electrones desapareados en su capa externa de electrones (su entre átomos que difieren en su FIGURA 2.2 Enlaces iónicos. (A) Los átomos de sodio (Na) donan electrones a los átomos de cloro (Cl) para formar los
valencia). El carbono tiene cuatro electrones desapareados, atracción por los electrones. iones cargados Na y Cl , que se mantienen unidos por la atracción de cargas opuestas. (B) Los iones se mantienen juntos
+
–
mientras que el hidrógeno tiene uno, por lo que el carbono en cristales de sal sólidos, pero se disocian en soluciones acuosas porque interactúan con moléculas de agua polares.
puede formar enlaces covalentes con cuatro átomos de hi (A)
drógeno. Los otros átomos principales de los organismos vi electrones compartidos están distribuidos de manera desigual. El agua es
vos, oxígeno y nitrógeno, tienen dos y tres electrones desa un ejemplo importante porque es la molécula más abundante en las células
pareados, respectivamente. y representa el 70% o más de la masa celular total. Cuando el oxígeno se
La mayoría de los enlaces covalentes son enlaces simples, une con el hidrógeno, los electrones se acercan al núcleo de oxígeno más
en los que dos átomos comparten un solo par de electrones. H C electronegativo. Como resultado, el agua es una molécula polar, en la que
En algunos casos, sin embargo, los átomos comparten dos 1 C + 4 H CH (metano) los átomos de hidrógeno tienen una ligera carga positiva y el oxígeno tiene
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pares de electrones, lo que lleva a la formación de un doble una ligera carga negativa.
enlace (Fig. 2.1B). Por ejemplo, los átomos de carbono pue (B) Las fuertes diferencias en la electronegatividad conducen a la formación
den formar enlaces simples (C–C) o dobles (C=C) entre sí. Rotación libre Rígido Los enlaces iónicos son el de enlaces iónicos, en los que los electrones se transfieren completamente a
Los dobles enlaces son más fuertes que los enlaces simples y resultado de la atracción entre un núcleo en lugar de compartirse (Fig. 2.2A). Por ejemplo, los átomos de
también difieren significativamente en sus efectos sobre la iones cargados. sodio (Na) donan electrones a átomos de cloro (Cl) mucho más electronega
estructura molecular. Los átomos pueden girar libremente tivos para formar cloruro de sodio (NaCl), que está compuesto por los iones
alrededor de un enlace sencillo, pero no alrededor de un en cargados Na y Cl . Los iones con carga negativa se denominan aniones y
−
+
lace doble. La rigidez resultante de los dobles enlaces puede Etano C H Etano C H los iones con carga positiva se denominan cationes. Los iones se mantienen
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tener un efecto importante en la estructura de muchas de las Enlace simple C–C Doble enlace C=C unidos por un enlace iónico resultante de la atracción de cargas opuestas.
macromoléculas dentro de las células. Las moléculas en las que los iones se mantienen unidos mediante enlaces
Los enlaces covalentes también difieren en polaridad, que (C) δ – Los enlaces son polares iónicos se denominan sales. En forma sólida, por ejemplo, un cristal de clo
depende del grado en que los electrones son atraídos por los O porque los electrones ruro de sodio, la fuerza de los enlaces iónicos es similar a los enlaces cova
núcleos de los átomos que forman el enlace (Fig. 2.1C). Un se sienten atraídos más lentes. Sin embargo, las sales se disocian en iones individuales en solucio
enlace covalente entre dos átomos del mismo elemento (por H H fuertemente al nes acuosas porque los iones también pueden interactuar con las moléculas
núcleo de oxígeno
ejemplo, un enlace C–C) no es polar porque los dos núcleos δ + δ + de agua (Fig. 2.2B). En solución acuosa, la fuerza de los enlaces iónicos es
idénticos atraen electrones por igual. Los enlaces entre el aproximadamente veinte veces menor que la de los enlaces covalentes. Va
carbono y el hidrógeno también son no polares, porque los FIGURA 2.1 Enlaces covalentes. (A) Los enlaces rios iones inorgánicos, incluidos sodio (Na ), potasio (K ), magnesio (Mg ),
+
2+
+
núcleos de carbono e hidrógeno atraen electrones en exten covalentes se forman al compartir electrones dos calcio (Ca ), fosfato (HPO4 ), cloruro (Cl ) y bicarbonato (HCO ), desempe
2+
–
–
–
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siones similares y los electrones se comparten por igual entre átomos, como carbón e hidrógeno. (B) Los átomos ñan funciones fundamentales en células. 3
pueden rotar alrededor de enlaces simples, pero no
ellos. Sin embargo, los núcleos de otros átomos difieren sig dobles. (C) Los enlaces polares se forman entre Las moléculas polares pueden interactuar entre sí a través de enlaces de
nificativamente en la fuerza con la que atraen electrones átomos que se diferencian en su atracción a los Los enlaces de hidrógeno se hidrógeno, un enlace no covalente formado entre un hidrógeno cargado
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(electronegatividad). Los enlaces covalentes entre átomos electrones. El agua es una molécula polar, con una forman entre moléculas polares. positivamente y un nitrógeno u oxígeno cargado negativamente (Fig. 2.3).
–
que difieren en electronegatividad son polares, porque los ligera carga negativa (δ ) en el átomo de oxígeno y una Sinauer Por ejemplo, las moléculas de agua pueden formar enlaces de hidrógeno
+
ligera carga positiva (δ ), en los átomos de hidrógeno. Dragon y Media Group
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