1.2. Química celular.

       En los organismos vivos no hay nada que contradiga las leyes de la química y la física. La química de los seres vivos, objeto de estudio de la bioquímica, está dominada por compuestos de carbono y se caracteriza por reacciones acaecidas en solución acuosa y en un intervalo de temperaturas pequeño. La química de los organismos vivientes es muy compleja, más que la de cualquier otro sistema químico conocido. Está dominada y coordinada por polímeros de gran tamaño, moléculas formadas por encadenamiento de subunidades químicas; las propiedades únicas de estos compuestos permiten a células y organismos crecer y reproducirse.

1.2.1. Enlaces
        Las fuerzas interatómicas que permiten la interacción de los átomos en las moléculas se conocen como enlace químico. Las propiedades  de las sustancias están determinadas  en parte por los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entra en contacto sus regiones más externas. En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones covalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de minerales que contienen al compuesto.
Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se denominan Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de valencia.
La tendendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa de valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis.
    Se define como enlace químico a la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.

1.2.1.1. Enlace Iónico
     En este tipo de enlace es muy grande la diferencia de electronegatividades y en consecuencia el átomo más electropositivo cede los electrones por completo al átomo más electronegativo. Se forma al transferirse uno o más electrones de valencia de un átomo o grupo de átomos a otro, generando atracciones electrostáticas entre los iones. Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido.

Características del enlace iónico.

• Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia.
• Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.

1.2.1.2. Enlace Covalente
      Enlace covalente en el que dos átomos comparten dos electrones. En el enlace covalente la electronegatividad por los electrones en ambos átomos es parecida y en consecuencia los electrones son compartidos. Existen varias clases de enlaces covalentes: Enlace simple (H₂),  Enlace doble (CO₂), Enlace triple (N₂), Enlace covalente coordinado (NH₄⁺).

Características del enlace covalente.

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

1.2.1.3. Fuerzas intermoleculares

  Este tipo de enlaces se caracteriza por que la distancia entre los átomos es más grande, se encuentran las fuerzas de London, Van der Waalls y los puentes de hidrógeno.

1.2.1.4. Enlace covalente coordinado
      Aunque los electrones de enlace estén igualmente compartidos, existen muy pocos compuestos que carezcan de pares de electrones libres u orbitales de baja energía desocupados, a través de los cuales puedan surgir interacciones químicas con otros átomos o moléculas extrañas. En consecuencia, los átomos no pierden necesariamente su capacidad de interacción química por el simple hecho de estar combinados. Pueden perder toda o parte de su capacidad para formar enlaces covalentes ordinarios, pero raramente se anula la posibilidad de originar enlaces covalentes coordinados en la formación de un compuesto sencillo. Estos enlaces covalentes coordinados tienen un especial interes en ciencias biológicas porque forman parte de los centros activos de muchas proteínas y enzimas.

Teoria de coordinación de Werner. Para explicar la formación de complejos, Alfred Werner propuso su famosa teoría de la valencia residual, que puede resumirse así:
1. La mayor parte de los elementos poseen dos tipos de valencias
  valencia primaria = número de oxidacion
  valencia secundaria =  número o índice de coordinación
2. Las valencias secundarias estan dirigidas a puntos fijos en el espacio. Esta es la base de la estereoquímica de los complejos metálicos.
3. Todo elemento tiende a satisfacer sus dos valencias.

Número de coordinación. El número de atomos donores que se colocan alrededor de un ion metalico central es constante y se llama numero de coordinación.
   El número de coordinación de un elemento metálico representa los orbitales híbridos vacíos que se generan de sus orbitales atómicos.

Iones metálicos más comunes utilizados en biología y análisis de laboratorio.

 
Compuestos de coordinación. Se denominan compuestos de coordinacion aquellos que tienen dos componentes: un ion metálico central y ligandos.
1. Un ion central es un metal en alguno de sus estados de oxidacion (Pt⁺², Cu⁺² , Mg⁺², Zn⁺² , Co⁺², Fe⁺², Fe⁺³ ) y está unido por enlace covalente coordinado a uno o varios ligandos.
2. Los ligandos pueden ser moleculas, atomos, iones y radicales. Los ligandos son donores de electrones. Es condicion indispensable que tengan un átomo con por lo menos un par de electrones libres (solitarios) para compartir.
 El número de pares de electrones libres que comparte un ligando que participan en la formacion de un compuesto de coordinacion se denomina DENTICION.
     Los ligandos se denominan de acuerdo al numero de pares de electrones libres que comparten como:

1. Ligantes monodentados. Sólo poseen la capacidad de compartir un sólo par de electrones solitarios.
Nota: Un átomo que tenga más de un par de electrones solitarios, sólo puede compartir un solo par de esos electrones.
Ejemplos:
Agua (H₂O), amoniaco (NH₃); ion cianuro (CN^-), haluros: ion cloruro, (Cl^- ), ion bromuro, (Br^-), oxígeno molecular (O₂), monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO₂).
2. Ligantes polidentados. Poseen la capacidad de compartir dos o más pares de electrones solitarios, provenientes de átomos diferentes. Los más comunmente utilizados son los bidentados, que poseen dos átomos en la misma molécula con la posibilidad de ser compartidos y el hexadentado, acido etilendiaminotetraacetico (EDTA) que posee 6 átomos en la misma molécula con la posibilidad de ser compartidos.

Ejemplos:
 

BIDENTADOS                                           HEXADENTADO
Etilendiamina (en), oxalato (ox)           Etilendiaminotetraacetato (EDTA)
Glicina (gly)
Acido ascorbico (Vit.C)
Aminoácidos

Cuando se forman anillos entre el ligando y el ion metálico se forma un QUELATO. Los quelatos son mas estables que los compuestos que tienen ligandos monodentados. El número de atomos que participa en el anillo es responsable de la estabilidad. (cuanto más átomos conformen el anillo, mayor estabilidad).
Nota: El la figura se aprecia una molécula de hemoglobina cuyo centro activo es un átomo de hierro (en amarillo) formando un compuesto de coordinación con el anillo de porfirina (enlaces azules), la molécula de oxígeno (O₂) esta representada por los átomos rojos.

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