INTRODUCCIÓN A LA BIOQUIMICA

Vista previa del material en texto

- 1 - 
MAYO 2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Luis E. Simes 
- 2 - 
 
 
INTRODUCCIÓN A LA BIOQUÍMICA 
INTERPRETACIÓN DE ESTUDIOS DE LABORATORIO 
Y ANÁLISIS CLÍNICOS 
MAYO 2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Introducción a la Bioquímica 
- 3 - 
 
 
 
Luis E. Simes 
- 4 - 
Luis E. Simes 
 
 
 
INTRODUCCIÓN A LA BIOQUÍMICA 
INTERPRETACIÓN DE ESTUDIOS DE LABORATORIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Introducción a la Bioquímica 
- 5 - 
Créditos de la presente edición: 
Diseño de Tapa: Ing. Jorge G. Sarmiento. Idioma Original: Español 
Diseño Interior: Ing. Jorge G. Sarmiento. Año de la 1ra edición: 2020 
Producción Gráfica: Jorge Sarmiento Editor. Tirada: 1000 
Fotos de tapa: Ing. Jorge Sarmiento 
Autor: Bq. Luis E. Simes Otros Textos 
Bq. Telma Brich 
Tc. Ana Bidart 
Tc. Aldana Ayala 
El cuidado de la presente edición estuvo a cargo de: 
Ing. Jorge Sarmiento 
 
Simes, Luis Emilio 
Introducción a la bioquímica: interpretación de estudios de laboratorio / LUIS EMILIO 
SIMES. - 1a edición para el alumno - Córdoba: Fundación H. A. Barceló, 2020. 
300 p.; 25 x 17 cm. 
 
ISBN 978-987-46175-2-1 
 
1. Bioquímica. 2. Análisis Químico. I. Título. 
CDD 612.01585 
 
 
Miembro de la 
 
 
 
Socio Número 1843 
 
1° Edición 2020. 
© 2020 Luis E. Simes. 
© 2020 Jorge Sarmiento Editor. 
 
Hecho el depósito que marca la Ley 11.723. 
Reservados todos los derechos. Ni la totalidad ni parte de este libro, incluida la portada puede reprodu-
cirse y transmitirse por ningún procedimiento electrónico, ni mecánico, incluyendo fotocopia, grabación 
magnética o cualquier medio de almacenamiento de información y sistema de recuperación conocido o 
por conocerse, sin el permiso expreso y por escrito del autor y editor. 
Printed in Argentina – Impreso en Argentina 
 
Jorge Sarmiento Editor - UniversitaS 
Obispo Trejo 1404. 2 B. Córdoba. Argentina. Te: +54 9 351 3650681 
Email: universitaslibros@yahoo.com.ar – www.universitaseditorial.com.ar 
 
Distribución en el exterior: Editorial Brujas. Email: publicaciones@editorialbrujas.com.ar 
Venta Directa: Email: universitaslibros@yahoo.com.ar – www.universitaseditorial.com.ar 
Luis E. Simes 
- 6 - 
 
 
Para 
Antonella y Aldana 
 
 
 
 
 
- 7 - 
 
 
 
- 8 - 
Prólogo 
Versión Mayo 
La presente edición de INTRODUCCIÓN A LA BIOQUÍMICA ha sido desarro-
llada con la finalidad de transmitir los conocimientos que demanda la asig-
natura para la formación curricular del futuro médico, desenfocándolos de 
los extensos desarrollos de la química, buscando una correlación con los 
aspectos médicos y clínicos que devienen de cada temática, más lógicos de 
ese perfil. 
Esta concreción debe un primordial agradecimiento a nuestro Rector el Prof. 
Dr. Héctor Alejandro Barceló por animarnos siempre a seguir su preclaro 
camino, continuamente iluminado por los faros de la educación médica hu-
manística. 
También quiero plasmar en estas líneas el agradecimiento al Secretario Aca-
démico, Prof. Dr. Ricardo Znaidak y al Director de Admisión Prof. Dr. 
Eduardo Kremenchutzky por alentar con denuedo la presentación del pre-
sente material. 
El contenido presentado cuenta con la comprometida intervención de pro-
fesionales, que contribuyeron a conformar el texto definitivo: 
DRA TELMA BRICH : “FLUIDOS EN BIOQUÍMICA CLÍNICA” 
TÉCNICAS ANA BIDART y ALDANA AYALA. “ HEMATOLOGÍA Y SANGRE” 
DRA. CINTIA MONTIEL -Médica- ACTUALIZACIÓN DE TEXTOS DE APLICIÓN MÉDICA 
Y COORDINACIÓN DOCENTE. 
DRA. MARÍA ANDREA CAMILLETTI: ASESORA EN TEMAS INMUNOLÓGICOS 
TÉCNICA NOELIA HOROMANSKI : COORDINACIÓN. 
ING. JORGE SARMIENTO. DISEÑO Y ASESORAMIENTO EDITORIAL 
 
Introducción a la Bioquímica 
- 9 - 
Índice 
 
Prólogo .............................................................................................................................................................. 8 
1 CONCEPTOS BÁSICOS Materia y Energía ............................................................................................................ 11 
CONCEPTOS BÁSICOS .................................................................................................................................. 11 
SISTEMAS NUMÉRICOS ................................................................................................................................ 12 
MATERIA Y ENERGÍA .................................................................................................................................... 17 
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA ................................................................................................ 22 
MEZCLAS Y COMPUESTOS ........................................................................................................................... 26 
2 ÁTOMOS Y ELEMENTOS ...................................................................................................................................... 35 
EL ÁTOMO.................................................................................................................................................... 35 
ELEMENTO QUÍMICO ................................................................................................................................... 37 
3 CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS ....................................................................................................... 51 
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS ......................................................................................... 51 
CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS ..................................................................................... 53 
BIOELEMENTOS ........................................................................................................................................... 59 
4 ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES ..................................................................................... 73 
ENLACES QUÍMICOS .................................................................................................................................... 73 
INTERACCIONES ENTRE MOLÉCULAS .......................................................................................................... 84 
5 PROPIEDADES DE LOS GASES ............................................................................................................................... 87 
EL ESTADO GASEOSO ................................................................................................................................... 87 
6 LÍQUIDOS - EL AGUA .......................................................................................................................................... 97 
EL AGUA ....................................................................................................................................................... 97 
SOLUCIONES .............................................................................................................................................. 102 
7 ESTADO ÁCIDO-BASE ....................................................................................................................................... 125 
ESTADO ÁCIDO-BASE ................................................................................................................................. 125 
8 REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN ................................................................................................................... 139 
REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN – REDOX ......................................................................................... 139 
9 EL CARBONO COMO BASE DE LOS COMPUESTOS BIOLÓGICOS ................................................................................. 149 
QUÍMICA ORGÁNICA .................................................................................................................................149 
HIDROCARBUROS ...................................................................................................................................... 152 
10 GLÚCIDOS .................................................................................................................................................... 169 
GLÚCIDOS .................................................................................................................................................. 169 
11 OLIGOSACÁRIDOS Y POLISACÁRIDOS ................................................................................................................. 187 
POLISACARIDOS ......................................................................................................................................... 191 
Luis E. Simes 
- 10 - 
12 LÍPIDOS ....................................................................................................................................................... 199 
HIPERFUNCIÓN DE LA CORTEZA SUPRARENAL ......................................................................................... 215 
13 AMINOÁCIDOS, PÉPTIDOS Y PROTEÍNAS ............................................................................................................ 231 
ESTRUCTURA CUATERNARIA ..................................................................................................................... 253 
14 ÁCIDOS NUCLEICOS ....................................................................................................................................... 271 
16 ANÁLISIS CLÍNICOS ........................................................................................................................................ 289 
SANGRE. CARACTERÍSTICAS. ..................................................................................................................... 289 
LÍQUIDOS DEL ORGANISMO ...................................................................................................................... 304 
LÍQUIDOS DE PUNCIÓN ............................................................................................................................. 311 
METABOLITOS EN EL LABORATORIO CLÍNICO ........................................................................................... 313 
ANEXOS ............................................................................................................................................................ 328 
1. Estadística .......................................................................................................................................... 328 
2. Unidades SI ........................................................................................................................................ 332 
3. Nucleósidos y Nucleótidos ................................................................................................................. 332 
4. Escala numérica Larga – Escala numérica Corta ................................................................................ 333 
5. Index ...................................................................................................................................................... 333 
17 Bibliografía ................................................................................................................................................ 354 
 
 
 
 
 
- 11 - 
1 
CONCEPTOS BÁSICOS 
Materia y Energía 
Antecedentes Históricos. Sistema Internacional de Unidades. Masa. Mol. Volumen. 
Energía y materia. Propiedades físicas y químicas: intensivas, extensivas. Estados de la 
materia.. 
CONCEPTOS BÁSICOS 
La Química es la ciencia que se ocupa del estudio de la materia, de su es-
tructura, de sus propiedades y de sus transformaciones. 
Se apoya en la matemática y en la física, encontrándose relacionada con 
otras disciplinas como la biología, la geología y la fisiología, conformando un 
conjunto sustentado en la epistemología y en el método científico. 
 
Figura 1 
Todo lo concreto que nos rodea y se detecta a través de los sentidos, tiene 
un origen químico, ocupando así esta ciencia, un rol central. 
Luis E. Simes 
- 12 - 
Ciertos filósofos griegos plantearon una idea acerca de la discontinuidad de 
la materia. El primero de ellos fue Demócrito en el siglo V aC, al propugnar 
que la materia era discontinua, que estaba formada por átomos (indivisibles) 
y que entre ellos existía un vacío. El rechazo de Aristóteles, a esta teoría, 
impidió que la idea permaneciera vigente por más de dos mil años. 
Aristóteles definió que las sustancias estaban compuestas por cuatro “ele-
mentos”: agua, tierra, fuego y aire. De su combinación en diferentes propor-
ciones, resultaban todos los materiales conocidos. 
Durante siglos, la alquimia se encargó de los asuntos relacionados con la 
transmutación de las sustancias para convertirlas en oro, o en otros como 
la teoría del flogisto, líquido contenido en las sustancias que las hacía com-
bustibles. 
Superada la etapa del oscurantismo que caracterizó a la Edad Media, (ex-
cepción hecha de las matemáticas avanzadas desarrolladas por los pueblos 
árabes), la química fue emergiendo como un nuevo cuerpo del conocimiento, 
constructo alcanzado al separarse de la alquimia y al ir incorporando paula-
tinamente métodos físico-matemáticos y experimentales, para basarse pos-
teriormente en el método científico, para validar sus resultados experimen-
talmente. 
Esto ocurrió durante el clasicismo, al menos dos siglos después de que bri-
llantes pensadores como Newton, Kepler, Copérnico, Euler, Galileo, Da Vinci, 
y Neper entre otros, fundaran principios matemáticos y teorías sólidas sobre 
la física y los sistemas planetarios, aún a costa de la oposición de la iglesia. 
Esto le costó la vida a Giordano Bruno, en el fuego de la “santa” inquisición, 
a Galileo la reclusión de por vida a pesar de haber abjurado y a Copérnico la 
prohibición de difundir esas ideas. En 1992, más de 400 años después el 
Vaticano reconoció el heliocentrismo. Esto es un ejemplo de como las pre-
siones culturales pueden incidir en el desarrollo científico. 
La química abrazó el método científico, perdió a LAVOISIER en la guillotina 
parisina, pero se abrió paso con figuras como AVOGADRO, DALTON, y GAY LUS-
SAC, se ciñó al positivismo, y alcanzó su madurez como ciencia en los últimos 
años del siglo XIX. 
SISTEMAS NUMÉRICOS 
La experiencia demostró que muchas de las afirmaciones teóricas y funda-
mentalmente prácticas de la química, son de orden cuantitativo. Para ello, 
le resulta necesario fundamentarse en valores numéricos y sus unidades. 
En razón de las diferencias en los usos y costumbres de cada región, se hizo 
necesario sistematizar las diferentes unidades y hacer concordar nomencla-
turas, hasta construir consensos internacionales. Así nacieron, entre otros, 
Introducción a la Bioquímica 
- 13 - 
la IUPAC1 y el SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI) [Ver más adelante]. 
No obstante el sistema anglosajón se mantiene aparte de los usos generali-
zados, manteniendose en la aplicación sus propias unidades. (Ver la tabla 3. 
En el Anexo: “Escalas cortas vs. escalas largas”). 
Cuando se realiza una medición, es decir la comparación de una magnitud 
contra un patrón, se obtiene un resultado formado por dos partes: una parte 
numérica y otra con sus unidades. 
Si se necesita conocer el volumen de un ácido, se lo deberá comparar contra 
una unidad adecuada, es decir encontrar el rango adecuado para que la in-
terpretación sea lo mas clara y adecuada al margen de medida. 
Así, es preferible expresa un volumen como 5 ml y no como 0,005 L. 
En un laboratorio, a diferencia de una fábrica, es esperable encontrar resul-
tados pequeños, como la concentración de hidronio [H3O+] en agua pura igual 
a 10-7 moles (diezmillonésima) o el volumen de un eritrocito, de 10-15 L, (o 
femto litro) o los valores de nano o picogramos como concentraciónde algunas 
hormonas en sangre. 
SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI) 
El SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES SI2, se construyó sobre un consenso 
de los países, ante la necesidad de eliminar las incongruencias existentes en 
las definiciones de las cantidades entre diferentes regiones del planeta. 
El sistema SI estableció unidades patrón para diferentes unidades; por ejem-
plo el metro (m) para la longitud, el litro (L) para el volumen, el kilogramo 
(Kg) para la masa, el Kelvin para la temperatura (T) y el segundo (s) para el 
tiempo. 
No obstante, otras variables requieren de la combinación de algunas unida-
des patrón, como la velocidad, que utiliza distancia y unidad de tiempo. 
 𝑣 =
𝑚
𝑠
 
o densidad 𝜌, que es la masa de una sustancia sobre su volumen 
 𝜌 =
𝑚
𝑉
 
Los siguientes ejemplos son la antesala de la importancia que tiene el uso 
correcto de las magnitudes para el profesional de la salud, tanto en diagnós-
tico como en tratamiento. 
 
1. International Union Pure Aplicated Chemistry.Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. 
2. SISTEMA INTERNACIONAL SI. Ver tabla en el anexo I. 
Luis E. Simes 
- 14 - 
Por ejemplo, colesterol 2,20 g/l, 150 mg. de gentamicina en una ampolla de 
2 ml u 80 mg de Bromhexina en un frasco c.s.p.3 100 ml, son expresiones 
esenciales para trabajar con exactitud los distintos temas de la salud. 
Cuando se produce una relación cuantitativa entre una sustancia que se 
disuelve (soluto) en otra que lo disuelve (solvente), se forma un sistema ho-
mogéneo, denominado solución. 
Esa relación variable entre la cantidad del principio activo (soluto) con el 
volumen total, determina la concentración, la cual se puede expresar en di-
ferentes unidades involucra el uso de unidades, según el estándar necesario. 
Se verá a continuación que una misma concentración puede ser expresada 
en diferentes unidades. 
G
L
U
C
E
M
IA
 
Valores Unidades Significado 
1,22 g/l Gramos en1.000 ml de suero 
122 mg/dl Miligramos en100 ml de suero 
122 mg% Miligramos en 100 ml. de suero 
6,78 x 10-3 (M) Molar Moles en1000 ml. de suero 
6,78 (mM) Milimolar mili Moles en 1000 ml de suero 
6,78 mEq/l mili Equivalentes en 1000 ml suero 
Este ejemplo indica la necesidad que tienen tanto el estudiante de medicina, 
como el profesional de dominar con seguridad el sistema de expresiones nu-
méricas. En el capítulo de líquidos se analizarán los conceptos de las unida-
des de concentración físicas (expresables en %) y las de concentración quí-
mica (Molar, Normal, Equivalentes, etc.)4, que lo hacen en 1000 ml. 
Cuando las cantidades a considerar posean varios dígitos, será preferible (y 
así se encontrarán en diferentes informes) utilizar la notación científica, que 
se desarrolla a continuación. 
NOTACIÓN CIENTÍFICA 
Toda la realidad es estudiada por las ciencias, lo que por lógica presupone 
observar estructuras pequeñísimas e infinitesimales, como las partículas 
 
3. c.s.p.: significa “cantidad suficiente para”, es decir el volumen final que se debe alcanzar agregando agua a la sus-
tancia. 
4. Cuando se estudian procesos, resulta necesario interpretar las cantidades en unidades de tiempo (gramos en 24 
hs, mililitros por minuto, etc.) Estas unidades se explicarán en los capítulos específicos. 
Introducción a la Bioquímica 
- 15 - 
fundamentales que construyen la materia y median la energía, y donde va-
lores como la constante de Planck (6,626 x 10-34 J/s), la masa del electrón 
(9,109 x 10-31 Kg) o la carga del protón (1,602 x 10-19 C) dan prueba de ello, 
hasta enormes valores necesarios para describir cuerpos estelares, galaxias 
o agujeros negros. La unidad astronómica UA que vale ≈ 150.000.000 de Km 
o un Parsec (Pc) equivalente a ≈ 31 billones de Km ≈ 3,1 x 1013 Km hasta un 
gúgol (googol en inglés) que es 10100 unidades, intentan expresar concepcio-
nes inimaginables. Solamente si tomamos los dos extremos de estos ejem-
plos extraídos al azar, encontramos un salto incomprensible de 134 dígitos. 
Nuestro sistema numérico está basado en la escala decimal lo que nos faci-
lita utilizar los exponenciales5 en base 10 para obtener una expresión nume-
ral más compacta y práctica. 
Los exponenciales n, indican la cantidad de dígitos existentes a la derecha 
de la coma, mientras que ene negativo (-n) expresa cuantos ceros existen 
delante de la primera cifra significativa. 
Lo expresado se puede observar en la siguiente tabla: 
Positivo Exp Negativo 
1 x 101 = 10 1 1 x 10-1 = =0,1 
1 x 102 = 100 2 1 x 10-2 = =0,01 
1 x 103 = 1.000 3 1 x 10-3 = =0,001 
1 x 104 = 10.000 4 1 x 10-4 = =0,0001 
Por ejemplo, se expresará con la notación científica el número 0,002853, 
 Como 2,85 x 10-3 
y el 243.439 será 2,43439 x 105 
Pero como un objetivo de esta notación es disminuir la cantidad de dígitos, 
en general se recomienda utilizar un entero con dos decimales6 
entonces 2,43439 x 105 quedaría 
 2,43 x 105 
 
5. El número 10 elevado a un número n: 10n 
6. Excepto cuando ciertos informes específicos requieran de una exactitud mayor, se podrán utilizar más decimales 
Luis E. Simes 
- 16 - 
REDONDEO DE CIFRAS 
Cuando se decide descartar algunos dígitos, para utilizar un número de de-
cimales menor, se comienza a descartar desde la derecha. Si el número des-
cartado es mayor de 4, el dígito que queda aumentará en 1. Cuando la pri-
mera cifra que se descarta es 4 o menor que 4, el último digito que queda no 
se modifica. 
 
 CIENMILÉSIMA DIEZMILÉSIMA MILÉSIMA CENTÉSIMA 
Es decir que al sacar el 5 de la cienmilésima, la diezmilésima, pasó de 4 a 5, 
éste aumentó el 4 de la milésima a 5; al sacar el 5 de la milésima, la centé-
sima aumentó en uno. 
Es decir que el 2,3444453 se transformó en 2,35 y 2.257.201 pasa 2,26 x 106. 
NOTACIÓN CIENTÍFICA Y CONVERSIÓN DE UNIDADES 
Como ya se expresara, la utilización de las unidades más adecuadas, persi-
gue el objetivo de minimizar el número de dígitos que se deben utilizar. En-
tonces es preferible cambiar la escala usada por aquella que minimice su 
longitud. 
Para ello la medida 0,0012 g es preferible expresarla como 1,2 mg y a 0,035 
L como 35 ml. 
En estos casos la m representa mili: 
1 mg = 1 x 10-3 g 
1 mL = 1 x 10-3 L7 
Como en medicina no es usual utilizar unidades grandes8, sino que la refe-
rencia a dosis, potenciales de acción, constantes de equilibrio y acción, con-
centraciones, por ejemplo, requiere de unidades en rangos comparables, las 
subunidades más utilizadas serán: mili, micro, nano, pico y femto 
mili 0,001 (10-3) 
micro 0,000001 (10-6) 
nano 0,000000001 (10-9) 
 
7. En los casos en que resulte posible, será preferible utilizar una L mayúscula para expresar litro, por la dificultad de 
interpretación que puede evidenciar una “l” en un texto. 
8. Sin embargo, cuando resulte necesario, se utilizan prefijos como Kilo (103), Mega (106) o Tera (1012) [Kilo Calorías 
– Mega Voltios – Tera Bites]. 
Introducción a la Bioquímica 
- 17 - 
pico 0,000000000001 (10-12) 
femto 0,000000000000001 (10-15 ) 
sobre las unidades más comunes de peso y volumen, 
g o L 
Gramos g o litros L 
MATERIA Y ENERGÍA 
Desde siempre el hombre tomó contacto con el mundo material mediante 
sus sentidos por lo cual clasificó ciertos objetos como rugosos, ásperos, sua-
ves, fríos, calientes, de sabor amargo, o dulce o muy aromáticas o nausea-
bundo. Todo interpretado a través de los sentidos, sentidos que llevaron a 
interpretar tres estados diferentes, en condiciones normales: 
• sólido, 
• líquido y 
• gaseoso 
Estas tres formas son interconvertibles entre sí, bajo los procesos de cambio 
de estado, al cambiar la temperatura y/o la presión. 
En cambio, concebir la existencia de la energía resultó un paso dificultoso. 
Si bien el calor o la luz exceden las explicaciones materiales, sí podían ser 
interpretadas como fuente de sensaciones corpóreas: quemadura, transpi-
ración, brillantez, titileo, aura. 
No fue hasta el siglo VI AC que se menciona entre los presocráticos,mientras 
estudiaban la materia, que la fricción del ébano, originaba un poder de atrac-
ción sobre pequeños elementos9 (electricidad estática). La Grecia prehelénica 
cuando TALES DE MILETO encontró que la fricción sobre una tableta de ébano 
producía la atracción de cuerpos pequeños, donde no se observaba ninguna 
interacción material. Poco después, con el descubrimiento de la magnetita, 
se reconoció el efecto de atracción o repulsión en los imanes. Así, tanto la 
electricidad como el magnetismo fueron considerados fenómenos diferentes, 
a los que pronto se agregaron el calor y la luz. 
Al aparecer otra entidad distinta de la materia, ARISTÓTELES introdujo el con-
cepto de fuerza viva, que ahora se entiende como energía. 
Actualmente, la energía se define como 
la capacidad de producir, consumir o realizar trabajo10. 
 
9. Es lo que hoy en las clases de física se experimenta sobre un peine, que atrae pequeños papeles. 
10. Ejercer una fuerza en una distancia determinada. (Fxd) 
Luis E. Simes 
- 18 - 
CARACTERÍSTICAS DE LA MATERIA Y DE LA ENERGÍA 
La materia11 se caracteriza por ser: 
• Ponderable (se puede pesar pues posee masa), 
• Extensa (ocupa un lugar en el espacio), 
• Impenetrable (dos cuerpos no pueden superponerse) 
• Divisible (se puede reducir a porciones menores). Y, además, 
• Responde a las cuatro fuerzas de la naturaleza12: 
• la gravedad 
• el electromagnetismo 
• la interacción nuclear fuerte, 
• y la interacción nuclear débil. 
Desde otro punto de vista, la materia posee propiedades denominadas exten-
sivas, intensivas y coligativas. 
Propiedades extensivas: son aquellas que dependen de la cantidad de masa, 
por ejemplo, el peso, el volumen y el número de moléculas; esto significa que 
si se aumentara el número de moléculas el peso cambiará; o si se incorpora 
más agua a un recipiente el volumen aumentará. Esas modificaciones indi-
can que el peso y el volumen representan propiedades extensivas. 
Propiedades intensivas 
Son aquellas que no cambian, aunque se modifique la cantidad de sustancia. 
Entre ellas se pueden mencionar la rotación óptica de la luz polarizada, el 
punto de fusión de una sustancia o su capacidad calorífica. Bajo las mismas 
condiciones, aunque se caliente un litro o cinco litros de agua, el punto de 
ebullición será el mismo (aunque haya tenido que aportar 5 veces más calor 
en el segundo caso), es decir que el punto de ebullición es una propiedad 
intensiva. 
Las propiedades intensivas son características de cada sustancia y no se 
modifican mientras no cambien las condiciones experimentales. Estas ca-
racterísticas intensivas, contribuyen a la identificación de la sustancia. Por 
ejemplo, si se estudia un líquido dulce, translúcido, con un poder rotatorio 
dextrógiro de +52º, muy probablemente nos señale a la 𝛼 glucosa. Por otra 
parte, un líquido incoloro, aromático, de densidad 0,71 g/ml, con un punto 
de ebullición de 34,6ºC y una presión de vapor 440 mmHg (a 308 K) nos 
indique que se trata de éter etílico. 
 
11. La antimateria y la materia y energía oscuras pueden también compartir algunas de éstas características, pero no 
son consideradas en éste capítulo. Para complementar estos conocimientos, ver anexo 2C al final del texto 
12. Físicos de la Universidad de California han propuesto la existencia de una nueva partícula (Bosón X17) que podría 
ser portadora de la quinta fuerza. (además de la gravedad, el electromagnetismo, la interacción nuclear fuerte y 
la interacción nuclear débil). 
Introducción a la Bioquímica 
- 19 - 
Propiedades coligativas a diferencia de las anteriores, no identifican a las 
sustancias, sino todo lo contrario, ya que son propiedades cuyos valores 
quedan establecidos por el número de partículas, sin importar de que sus-
tancia se trate. 
Ejemplo de propiedades coligativas son el aumento ebulloscópico, el des-
censo crioscópico o la presión osmótica. Si n partículas de urea se encuen-
tran en V ml de agua, ejercerán la misma presión osmótica que n moléculas 
de glucosa en V ml de agua. 
La energía se evidencia bajo formas diferentes, como térmica, potencial, ci-
nética, química, radiante, nuclear, entre otras13. 
Cualquiera sea el tipo de energía ésta se pone de manifiesto de acuerdo con 
su clasificación. La luz solar es utilizada por las plantas verdes para producir 
glucosa mediante energía química en la fotosíntesis, la energía hidráulica de 
un río, moviliza un rotor para producir energía eléctrica, o la energía poten-
cial de un cuerpo elevado, que al dejarse caer, va adquiriendo energía ciné-
tica en detrimento de la energía potencial. Estos ejemplos concluyen en que 
“nada se pierde, todo se transforma”. 
Esta expresión sintetiza el principio de conservación de la energía, que es la 
Primera ley de la termodinámica, expresable así: 
“la cantidad energía recibida por un sistema, siempre será igual 
a la cantidad de energía emitida14”. 
En definitiva, se entiende por energía a la 
propiedad natural que permite realizar trabajo y producir transformaciones 
Conclusión: 
Así como los estados de la materia se transforman entre sí, la energía tam-
bién lo hace, entre sí y con la materia. 
Entonces, en síntesis se concluye que 
a) la materia puede cambiar de estado físico (Sólido, a líquido) 
b) la energía puede transformarse en distintas cualidades (cinética, 
potencial). 
c) Pero lo más sorprendente es que: 
La materia y la energía son interconvertibles. 
 
13. En los últimos años se ha demostrado la existencia de la energía oscura en otras regiones del universo. Que inter-
acciona con la energía oscura, formada por partículas diferentes a protones y electrones (Wimp). 
14. La unidad de medida de la energía es el Julio. 
Luis E. Simes 
- 20 - 
LECTURA COMPLEMENTARIA 
Antes del comienzo de la era nuclear, se pensaba que existía una barrera 
infranqueable entre materia y energía, pero, Einstein, con su más famosa 
fórmula, 
𝐸 = 𝑚 ⋅ 𝑐2 
Donde E es la energía, m es masa, c es la velocidad de la luz, contradijo esta 
presunción. 
Por lo tanto, conociendo que la velocidad de la luz es un número enorme, 
(aproximadamente 289.000 km/s), cualquier pequeña masa, liberará una 
gran cantidad de energía. 
La utilización benéfica de la energía se manifiesta en logros útiles como la 
provisión de energía eléctrica o hidráulica bajo normas de control interna-
cional. Sin embargo, a mediados de 1940, los científicos sabían de su gran 
peligrosidad, si se pretendiera utilizarla con fines bélicos, como finalmente 
ocurrió cuando los aliados lanzaron dos bombas nucleares que sobre Hiros-
hima y Nagasaki en Japón. 
 
Figura 2 
TRABAJO 
Se mencionó que la Energía es la capacidad de realizar trabajo. 
En física, el trabajo15, a diferencia del concepto utilizado en la vida diaria, es 
la fuerza capaz de desplazar un cuerpo, es decir 
𝑊 = 𝐹 ⋅ 𝑑 
En el sistema SI, la unidad de fuerza es el Newton, el de distancia el metro y 
el de energía el Julio (J) siendo éste el producto de una fuerza de un Newton 
por la distancia de un metro sobre el mismo vector. 
J N m=  
 
15. El símbolo de trabajo W proviene de la palabra inglesa Work. 
Introducción a la Bioquímica 
- 21 - 
CIERRE DE LECTURA COMPLEMENTARIA 
SUSTANCIA Y CUERPO 
Una sustancia es un tipo particular de materia. 
Tiene una composición definida, y están identificadas por sus propiedades 
intensivas. 
Si se sabe que una sustancia particular, es gris, con brillo metálico, que su 
densidad es 11,34 g/cm3 y que funde a 325ºC, al consultar las tablas de 
datos elementales, se encontrará coincidencia con el elemento Plomo. 
Las sustancias están compuestas por átomos y por moléculas. 
Mientras tanto, cuerpo, es la forma que adopta la sustancia. Así la sustancia 
aluminio puede aparecer en un cuerpo con forma de varilla, el elemento 
plomo en forma de esfera, la madera con forma de listón, y el hielo con forma 
de cubo. Es decir que las sustancias aluminio, plomo, madera y hielo, con-
forman cuerposcilíndricos, esféricos, prismáticos y cúbicos respectiva-
mente. 
• La forma determina al cuerpo (Cilindro, Esfera, Cubo). 
• Las propiedades intensivas identifican a la sustancia (alcohol, 
plomo, éter). 
• Las propiedades extensivas determinan la cantidad de sustancia 
(número de partículas, volumen, peso). 
FENÓMENOS 
Se denomina fenómeno a todo proceso dinámico que involucra la interven-
ción de materia y energía y que determina la modificación de ciertas condi-
ciones iniciales hasta un punto denominado estado final. 
 
Figura 3 
Los fenómenos se clasifican en dos tipos principales 
a. Fenómenos físicos: Son aquellos en los que, al concluir la transfor-
mación, las propiedades intensivas del estado final permanecen sin 
Luis E. Simes 
- 22 - 
cambio. Corresponden a los fenómenos físicos (torcer una barra de 
hierro, mezclar agua con sal, evaporar éter, alear cinc con cobre etc.). 
Las sustancias originales se mantienen, es decir que 
Clase de Reactantes (R) = Clase de Productos (P) 
b. Fenómenos químicos: Involucran modificaciones electrónicas en áto-
mos y moléculas, produciendo nuevas sustancias; por consiguiente, 
las sustancias iniciales se han transformado por modificación de pro-
piedades intensivas. 
La combustión del alcohol, la combinación del azufre con el hierro, 
la fosforilación de la glucosa, muestran al final de las reacciones sus-
tancias diferentes a las que originaron la reacción 
Reactantes (R) ≠ Productos (P) 
Existe un tercer tipo de fenómeno, que no es habitual en la vida diaria: son 
las transformaciones nucleares. Estas se producen en los aceleradores de 
partículas a muy altas energías, lo que permite detectar modificaciones del 
núcleo atómico y la emisión de nuevas partículas subatómicas y radiaciones. 
Algunos elementos radiactivos se utilizan en medicina, ya sea para diagnós-
tico por imágenes, seguimiento de procesos metabólicos o bien con fines te-
rapéuticos. 
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 
Los sistemas materiales se pueden presentar de acuerdo con las condiciones 
del entorno16 bajo la forma de tres estados físicos diferentes: SOLIDO, LÍ-
QUIDO y GASEOSO. 
Sus características macroscópicas dependen de la cinética y ordenamiento 
atómico–molecular. La observación y la experiencia diaria nos demuestran 
que los sólidos poseen forma propia, y que, al aplicárseles presión positiva o 
negativa, su volumen no se modifica, es decir que no son compresibles ni 
expandibles. 
Por otra parte, los líquidos y los gases se encuadran en el grupo de los flui-
dos, por su menor viscosidad, y en consecuencia su tendencia a fluir (Flui-
dos). Los líquidos adquieren la forma del recipiente que los contiene y mues-
tran igualmente una resistencia a la compresión; los gases, por el contrario, 
son muy difusibles, por lo que tienen tendencia a expandirse indefinida-
mente. A diferencia de sólidos y líquidos, los gases son notoriamente com-
prensibles y expandibles. 
 
16. Existen otros estados de agregación, pero en condiciones extremas. Los dos más relevantes son el Plasma, a altas 
temperaturas y presiones y el condensado de Bose-Einstein, cercano al cero absoluto. 
Introducción a la Bioquímica 
- 23 - 
Estas particularidades que nos permiten identificar habitualmente el estado 
físico de los objetos están fundamentadas en el comportamiento de atracción 
y de repulsión de las partículas que componen la sustancia. 
La energía cinética, Ec (energía del movimiento) es la manifestación de la 
velocidad que poseen las partículas constituyentes. Por otra parte, la Ec es 
directamente proporcional a la temperatura. En consecuencia, a medida que 
aumente la temperatura, aumentará la Ec y con ello el movimiento de los 
átomos o moléculas en el seno de la sustancia. Cuando las partículas mues-
tran una alta movilidad, escaparán más fácilmente de las fuerzas atractivas 
de las moléculas que las entornan, las cuales, a su vez, estarán viviendo el 
mismo fenómeno repulsivo. Se produce entonces la expansión de la masa. 
Con el aumento de la temperatura, las partículas del fluido chocarán con 
mayor frecuencia sobre las paredes del recipiente incrementando la presión. 
Si el recipiente en lugar de ser estático tuviera un émbolo, el aumento del 
número de choques, empujará al pistón hacia afuera, aumentando el volu-
men. 
En resumen, un aumento de temperatura incrementa la Energía cinética, lo 
que determina una mayor velocidad de las partículas y entonces: 
• un aumento del volumen en recipientes expandibles, o 
• un aumento de presión en recipientes rígidos. 
En esta situación las fuerzas de atracción son casi nulas, y las de repulsión 
contribuyen a incrementar la dispersión de las partículas. 
CONCLUSIÓN: la distribución, la vibración y la movilidad las partículas, deter-
minan el estado de la materia. 
En la siguiente tabla, se sintetizan las particularidades de cada estado:17 
Características Sólido Líquido Gaseoso 
Distancia Baja Intermedia Elevada 
Atracciones Elevadas Intermedias Bajas 
Forma Propia Recipiente Sin forma 
Compresible No No Si 
Expandible No No Si 
 
17. Los estados de la materia 4 (Plasma) y 5 (Condensado de Bose-Einstein) no se desarrollan en este texto por no 
corresponder al ámbito del programa ni a fenómenos de la cotidianeidad. 
Luis E. Simes 
- 24 - 
Entonces, cuando las moléculas poseen elevadas fuerzas de atracción, ten-
drán poca libertad de movimiento, y en consecuencia, baja energía cinética. 
Este estado de compactación máxima es lo que conforma a los sólidos: con 
sus propiedades de dureza e incompresibilidad. Cada sustancia, de acuerdo 
con su distribución molecular y con las condiciones del medio, mostrará una 
tendencia a mantenerse en un estado definido, o a cambiar de estado cuando 
ciertas magnitudes se modifiquen: 
 
Figura 4 
Los cambios de estado de la materia constituyen el pasaje entre sólidos, lí-
quidos y gases. Cada uno de ellos se denominan: 
 
• Fusión: De sólido a líquido. Se produce a una temperatura definida, 
llamada punto de fusión. Por ejemplo, el H2O funde a 0º C,(Cuando la 
presión es de una atmósfera). En este proceso el hielo se transforma 
en agua líquida. 
• Solidificación: De líquido a sólido. El punto de solidificación coincide 
con el punto de fusión, ya que la solidificación es el proceso inverso 
de la fusión. El agua líquida forma hielo al solidificarse a 0ºC (1 atm.) 
 
 
 Fusión 
 
 
 
SÓLIDO 0º C . 1 At18 LIQUIDO 
 
 
 
 Solidificación 
 
 
Vaporización: De la superficie del líquido a gaseoso. Si el pasaje se produce 
en toda la masa del líquido, entonces esa vaporización toma el nombre de 
 
18 Las temperaturas expresadas en grados Celsius corresponden a los puntos de Fusión y Ebullición del agua 
Introducción a la Bioquímica 
- 25 - 
ebullición. Comúnmente se dice que el líquido hierve. La ebullición se pro-
duce En condiciones definidas. (Para el H20 ocurre a 100ºC y 1 atmósfera 
de presión). 
La evaporación es un fenómeno diferente: Cuando un gas está en equilibrio 
con su estado sólido o líquido se llama vapor. La presión de vapor es la velo-
cidad con que las moléculas pasan desde el estado más condensado al estado 
gaseoso. Cuando la presión de vapor supera a la presión atmosférica el agua 
pasa de líquido a vapor. Para este caso, no se necesita alcanzar la tempera-
tura de ebullición, siendo el proceso determinado por el valor de la presión 
de vapor. Es bien conocido que el agua de un recipiente expuesto al aire se 
evaporará completamente en algún momento, a cualquier temperatura. 
 
Condensación: De gaseoso vapor a líquido. En cambio, se llama licuefacción 
al pasaje de gaseoso gas a líquido. 
 CONDENSACIÓN 
 
 
 
 
 GAS VAPOR 
LÍQUIDO 100º C . 1 At 
 GAS 
 
 
 
 LICUEFACCIÓN 
 
 
Volatilización: de sólido a gaseoso, directamente sin pasar por el estado lí-
quido. Por ejemplo, la naftalina. 
Sublimación: de gas a sólido, sin pasar por el estado líquido. Por ejemplo,hielo seco y aromatizantes. 
 
 VOLATILIZACIÓN 
 
 
 
SÓLIDO 0º C . 1 At. 100ºC GAS 
 
 
 
 SUBLIMación 
 
EVAPORACIÓN 
VAPORIZACIÓN 
Luis E. Simes 
- 26 - 
 
Los pasajes de estado se producen por el cambio de temperaturas y presio-
nes en el medio que condicionan modificaciones en su estado cinético-mole-
cular. 
En el siguiente esquema se observa que los procesos de izquierda a derecha 
transcurren con: 
a) Aumento de Temperatura 
b) Disminución de la Presión 
c) Incremento del desorden molecular 
Mientras que los procesos de derecha a izquierda transcurren con: 
a) Disminución de Temperatura 
b) Aumento de la Presión 
c) Aumento del orden molecular 
 
 
Figura 5 
MEZCLAS Y COMPUESTOS 
Cuando los elementos se combinan químicamente originan nuevas sustan-
cias (fenómenos o transformaciones químicas). 
La cantidad entre ellos está determinada por sus pesos atómicos, valencias 
y tipos de enlaces. En todos los casos se encuadran en un fenómeno de com-
binación química. 
Ahora bien, cuando la relación entre sustancias no produce nuevos com-
puestos, el fenómeno se encuadra en las transformaciones físicas, como las 
mixturas y las mezclas. 
Introducción a la Bioquímica 
- 27 - 
Cuando dos o más sustancias se encuentran en un sistema 
disperso en proporciones variables sin producir una interac-
ción química entre ellas, constituyen una mezcla. 
CLASIFICACIÓN DE MEZCLAS 
Cada una de las partes homogéneas observables en un sistema (a simple 
vista o con instrumentos ópticos) se denomina fases, las cuales son homo-
géneas. La fase que está en mayor cantidad19, es denominada fase disper-
sante, y la que se encuentra en menor proporción, se llama fase dispersa. Si 
el sistema precipita espontáneamente, se denomina dispersión, mientras 
que en los coloides no precipita. Estas partículas de la fase dispersa se de-
nominan micelas20 por no sedimentar. 
Son ejemplos de sistemas coloidales, entre otros, la gelatina, el agar, la clara 
de huevo en agua, el citoplasma de una célula y las micelas lipoides. 
Los coloides más comunes son: 
Sol: Sólido en líquido 
Gel: Líquido en sólido 
Emulsión: Líquido en líquido 
La sangre, por ser una suspensión muestra el fenómeno de precipitación. 
Esta propiedad es aplicada en el laboratorio con fines clínicos, en la deter-
minación Eritrosedimentación, o velocidad de sedimentación globular (VSG). 
MEDICINA 
La Eritrosedimentación (VSG: Velocidad de Sedimentación Globular) 
Es una prueba de laboratorio de mucha utilidad para el médico. Se trata de 
un ensayo en el que la sangre diluida con anticoagulantes es colocada en un 
tubo de vidrio vertical, graduado en mm, durante un tiempo establecido. 
(Una o dos horas, o menos en las técnicas automatizadas). Cumplido el pe-
ríodo, se observa la marca donde queda la interfase plasma/glóbulos. El va-
lor en mm que sedimentó el paquete globular es la velocidad en mm/h.21 Sus 
valores dependen de edad y sexo, pero resultados de 10 a 30 mm/h en mu-
jeres y hasta 20 mm/h en hombres, en general pueden considerarse acepta-
bles. Si bien la VSG es una prueba inespecífica (Ya que cuando se altera no 
es capaz de indicar de que enfermedad se trata), sí, tiene mucho valor en la 
 
19. Y que además determina el estado físico de la mezcla. 
20. Mayoritariamente son polianiones. 
21. Cuando se realiza en dos horas, se utiliza el Índice de Katz, que se calcula de la siguiente manera: el valor de la 1ª. 
Hora mas la mitad de la segunda todo dividido por dos. 
Luis E. Simes 
- 28 - 
orientación clínica para hacer sospechar la existencia de alguna patología o 
para seguir la evolución del cuadro. 
Suele aumentarse en casos de obesidad y en el segundo trimestre del emba-
razo. 
En otras situaciones puede anticiparse a la aparición de signos clínicos. Los 
valores aumentados de eritrosedimentación se observan habitualmente en: 
1. Infecciones agudas o crónicas , especialmente bacterianas 
2. Enfermedades inflamatorias crónicas, reumatológicas y del tejido 
conjuntivo (Artritis o artrosis, lupus, esclerodermias, enfermedad in-
flamatoria intestinal, etc.) 
3. Alteraciones de la sangre como anemias (por disminución del hemato-
crito), o coagulopatías. 
4. Macrocitosis: Es la aparición en sangre de glóbulos rojos de tamaño 
aumentado (Macrocitos). Esta alteración de su tamaño, baja la carga 
eléctrica en relación con la masa celular, disminuyendo la repulsión 
intercelular que aumenta la aglutinación. Esto incrementa su veloci-
dad de sedimentación. 
5. Insuficiencia renal y síndrome nefrótico 
6. Neoplasias (en estados avanzados) 
7. Alteración de las gammaglobulinas (Gammapatias) de origen mono-
clonal (mieloma múltiple) 
8. Linfomas, leucemias y otros procesos oncológicos de la sangre. 
Cuando la velocidad de sedimentación disminuye, (1 a 6 mm/1h) se 
puede estar en presencia de: 
1. Policitemia o poliglobulia 
2. Microcitosis (talasemias) 
3. Drepanocitosis (hematíes falciformes, osteomielitis) 
4. Secundaria a fármacos (corticoides, AINES) 
Sistemas homogéneos 
Un sistema homogéneo presenta iguales propiedades intensivas en todos sus 
puntos, por lo cual presenta una sola fase. Cuando está formado por más de 
una sustancia, se denominará solución, una de las formas más comunes 
con las que se trabajará en el ámbito de la salud. 
Soluciones o disoluciones 
Dentro de las mezclas de interés en el campo médico, además de los coloides 
mencionados, se destacan fundamentalmente las soluciones. 
Las soluciones son sistemas homogéneos, aún al ultramicroscopio, formadas 
por un soluto y un solvente que, en nuestro caso, será el agua. 
Introducción a la Bioquímica 
- 29 - 
Dado que la relación entre el soluto y el solvente es variable, se necesita 
establecer un sistema que permita expresar con seguridad esa relación pro-
porcional. 
La proporción entre las cantidades de soluto y solución
22
, se 
denomina concentración de la solución, y es variables dentro 
de ciertos límites. 
Expresión de las concentraciones 
Concentración es la relación existente entre la cantidad de 
soluto que se encuentra disuelto en el total de una solución. 
Cuando una solución tiene poco soluto en relación al solvente, se tratará de 
una solución diluida, si la cantidad de soluto aumenta, será una solución 
concentrada. Si se agrega aún más soluto a la misma cantidad de solvente, 
se obtendrá una solución saturada, hasta un punto en el que resulta impo-
sible agregar más soluto a ese volumen. En ese momento la solución se ha 
saturado completamente. Si en ese punto se produce precipitación, se tra-
tará de una solución sobresaturada. 
El punto de saturación PS, es la cantidad de máxima de soluto que admite 
un volumen del solvente a una temperatura determinada. Cualquier agre-
gado ulterior de soluto, directamente precipitará. 
Una consideración importante a tener en cuenta es que el PS es proporcional 
a la temperatura. 
Es decir que cuanto mayor sea la temperatura del solvente, mayor será la 
cantidad de soluto que se podrá disolver. 
Por ejemplo, la cantidad de cloruro de sodio que se puede disolver en 100 g 
de agua es de: 
35,7 g a 0ºC, 
 
22. La concentración de las soluciones se pueden encontrar en muchos casos expresados en relación al volumen de 
solvente (Agua). No obstante, para el médico, las expresiones de real utilidad son los valores expresados para la 
solución completa ya que la sangre, plasma, orina, líquidos, medicamentos, son soluciones, en los cuales, en mu-
chos de los casos se desconoce el volumen de solvente. 
Solución Sc (*) 
Soluto (St) 
Está en menor 
cantidad 
Se disuelve ---- 
Solvente (Sv) 
Está en mayor 
cantidad 
Disuelve 
Determina el estado 
físico de la solución 
Luis E. Simes 
- 30 - 
36,0 g a 20ºC y 
36,3 g a 30ºC23 
Unidades de concentración 
Para establecer la proporcionalidad existente entre un soluto y la solución 
que integra, se utilizan principalmente dos tipos de expresiones de concen-
tración:• Expresiones Físicas: Basadas en el número 100 (porcentual), relacio-
nan la cantidad de soluto en gramos (g) o mililitros (ml) en cien ml de 
la solución. 
• Expresiones químicas: Se basan en el número 1.000. En general se 
expresa el soluto en número de moles24 o equivalentes25, en 1000 ml 
de solución. 
I. Unidades físicas: 
Un ejemplo de unidades físicas lo constituye el % P/V sol (*) (Peso de soluto 
que se encuentra en 100 ml de solución). Para expresar que se trata de vo-
lumen de solución, se utilizará el símbolo asterisco (*) 
Al describir una solución al 20% en volumen o peso de solución líquida, se 
tendrá: 
A. 20 % V / V (*): expresa que hay 20 ml de St en 100 ml de solución. 
B. 20 % P / V (*): expresa que hay 20 g de St en 100 ml de solución. 
A. Solución de alcohol al 20 % V/V(*) 
Se encuentran 20 ml de soluto alcohol en 100 ml de solución (20 ml soluto 
(OL) agregando agua hasta el enrase de 100 ml). 
B. Solución de sal al 20 % P/V (*) 
Se pesan 20 g de Cloruro de Sodio y se completa con agua hasta 100 ml. 
Dado que la concentración es una relación invariable, si cambia el valor del 
soluto, el solvente cambia proporcionalmente, manteniendo el valor de la 
razón. Es decir que, si se toma una pequeña porción del recipiente, la solu-
ción extraída tendrá la misma concentración. 
 
 
 
23. https://www.modeladoeningenieria.edu.ar/images/IntegracionIII/Material-ext/cuadernillo.pdf 
24. Mol es el Peso Molecular de sustancia expresado en gramos. Cuando se lo expresa en miligramos (mg), se llama 
milimol. Ej. (58,5 g de Cloruro de Sodio es un mol, y 58,5 mg, un milimol). 
25. Equivalente es el Peso Molecular de la sustancia en gramos, dividido por su valencia. 
Introducción a la Bioquímica 
- 31 - 
10 g de sal en 50 ml de solución. 
30 g de sal en 150 ml de solución. 20% P/V (*) 
2 g de sal en 10 ml de solución. 
II. Unidades químicas 
Las unidades químicas, a diferencia de las físicas, se expresan por mil. 
Además, cambian las unidades en el soluto, que ya no se expresan en gra-
mos, sino en moles o equivalentes. 
Son de interés médico y biológico las unidades de molaridad (M), normalidad 
(N), y las expresiones de miliequivalente por litro de solución, mEq/l y mili-
molar, mMolar. 
La osmolaridad (OsM) es de suma importancia médica, pero su concepto será 
desarrollado más adelante. 
A. MOLARIDAD: Es el número de moles de Soluto presentes en 1.000 ml de 
solución 
Un MOL: es la cantidad de masa de una sustancia que con-
tiene la constante de Avogadro
26
 L de partículas. 
Desde el punto de vista práctico, ese valor se corresponde con el PM. Se 
calcula expresando el Peso Molecular (PM) de una sustancia en gramos. Para 
ello se obtiene de la tabla periódica la masa atómica (A) de cada elemento y 
se lo multiplica por el número de veces que está en la molécula. 
Por ejemplo: para calcular la masa molecular del Bicarbonato de Sodio, se 
tienen en cuenta los pesos A de cada elemento: 
• Masa del Hidrógeno (H): 1 g x 1 at = 1 g 
• Masa del Sodio (Na): 23 g x 1 at = 23 g 
• Masa Carbono (C): 12 g x 1 at = 12 g 
• Masa del Oxígeno (O): 16 g x 3 at = 48 g 
• Total del HNaCO3 = 84 g 
En resumen, la masa molar (MOL) es la masa molecular expresada en gra-
mos. En este caso la masa molecular del NaHCO3, es 84, por lo que el mol 
pesará 84 g. 
Correlacionando con los sufijos, para escalas menores, se pueden expresar 
así: 
 
26. Es una unidad de cantidad de materia que contiene 6,023 x 1023 partículas. Antes llamado Número de Avogadro 
NA actualmente se utiliza como constante de Avogadro (L). 
Luis E. Simes 
- 32 - 
mili MOL (mM)es PM del soluto expresado en miligramos (mg) 
micro MOL (𝜇M) es PM del St expresada en microgramos (𝜇g) 
nano MOL (nM) es PM del St expresada en nano gramos (ng) 
Ejemplos de molaridad, es decir cuántos moles de soluto se encuentran en 
mil ml de solución: 
▪ HCl 1M: expresa que hay un mol (36,5 g) de Ac. Clorhídrico en 
1000 ml de solución. 
▪ HCl 0,5 M: significa que existe medio mol (18,25 g de St) de so-
luto en 1000 ml de solución 
▪ HCl 2 M: expresa que hay dos moles (73 g ) de soluto en 1000 
ml de solución 
▪ HCl 0,1 M: expresa que hay 0,1 moles (3,65 g) de St en 1000 ml 
de solución. 
B. NORMALIDAD (N): 
La normalidad (N), al igual que la molaridad (M) corresponde al grupo de las 
Unidades Químicas, y se define como el número de equivalentes de soluto 
que se encuentran en 1.000 ml de solución. 
Un EQUIVALENTE es una cantidad de sustancia que se de-
termina a partir del peso molecular y de la valencia de esa 
sustancia. 
La valencia de la sustancia se encuentra estipulada, según su clase: 
a. La valencia de los ácidos es el número de hidrógenos que ese ácido posee 
o utiliza en una reacción (H) 
HNO3 } 1 H2 SO3 } 2 H3PO4 } 3 
b. En el caso de las bases, corresponde a la cantidad de Hidroxilos27 (-OH) 
en la fórmula: 
NaOH } 1 Ca (OH)2 } 2 Fe (HO)3 } 3 
c. Cuando las sustancias que intervienen son sales, el número de valencia 
corresponde al número de cargas positivas o negativas de los constitu-
yentes de la sal. 
 
 
27. La denominación mas común para el grupo funcional -OH es Oxhidrilo. Sin embargo, por las nuevas recomenda-
ciones es mas correcto denominarlo Hidroxilo (El mas electropositivo se denomina en primer término) 
Introducción a la Bioquímica 
- 33 - 
El peso equivalente de una sustancia se obtiene dividiendo su Peso 
Molecular (PM) por su valencia 
 PEq = PM/valencia (v). 
 
 
Valencias +1 -1 +2; -2 +3 -1 x 3= -3 
Compuesto K - F Ca = S Fe ≡ Cl3 
Peso Equivalente(PEq) PM/1 PM/2 PM/3 
Valor del PEq 58/1= 58 72/2= 36 162/3= 54 
 
Vemos en la tabla que cuando la valencia es 1, el PM = PEq y una sal que 
tenga un átomo de calcio tendrá valencia 2 por cada calcio. Vemos también 
una con tres cloros (-1 ) x 3 valdrá (- 3)28. 
Fórmula de normalidad 
Para no tener que realizar cálculos a los fines de determinar el valor del Peso 
Equivalente (PEq), y luego calcular la normalidad, existe una fórmula que 
relaciona directamente a la molaridad (M) con la normalidad (N), a través de 
la valencia: 
N M v=  
Por ejemplo: 
NaOH 0,8 M x 1 = 0,8 N 
H2 SO3 0,8 M x 2 = 1,6 N 
Fe Cl3 0,8 M x 3 = 2,4 N 
 
 
 
 
 
 
 
28. El docente ampliará éste concepto con otros ejercicios para dejar clarificado el tema. 
Luis E. Simes 
- 34 - 
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN MÁS UTILIZADAS 
Unidades Soluto Solución Expresión 
FÍSICAS 
Gramos 
100 ml 
% P/V sol. 
Mililitros % V/V sol. 
QUÍMICAS 
Moles 
1000 ml 
Molaridad (M) 
Equivalentes Normalidad (N) 
 
Y a continuación, cerrando el presente capítulo, se resumen las SUB unida-
des más empleadas: 
 
Prefijo Notación Masa Volumen Mol P. Equivalente 
------- 1 g L Mol Eq 
Mili (m) 10-3 mg mL mMol mEq 
Micro () 10-6  g L  Mol  Eq 
Nano (n) 10-9 ng nL nMol nEq 
Pico (p) 10-12 pg pL pMol pEq 
Femto (f) 10-15 fg fL fMol fEq 
 
 
- 35 - 
2 
ÁTOMOS Y ELEMENTOS 
El Átomo. Sus constituyentes. Nucleones y electrones. Número Atómico Z. Masa Ató-
mica A. Elementos Químicos. Radioactividad. Aplicaciones en medicina. 
EL ÁTOMO 
En la Grecia antigua, DEMÓCRITO, oponiéndose a ARISTÓTELES, ya había, ex-
presado que la materia era discontinua y que su menor componente era una 
partícula muy pequeña e indivisible que denominó átomo, presente en un 
amplio vacío. 
Las experiencias posteriores demostraron que sus ideas eran correctas. Así 
se encontró que: 
El átomo es la menor porción de materia eléctricamente neu-
tra, que identifica a cada elemento y que es capaz de unirse 
a otros átomos para formar moléculas. 
Hasta el momento se han identificado 120 elementos, definidos por la canti-
dad de protones que posee su núcleo) 
Cada tipo de átomo identifica a un elemento particular: No-
venta y dos son naturales
29
, y a partir del 93 se denominan 
transuránidos
30
. 
 
29.El Tecnecio (Tc) Z=43 es sintético y productor de radiaciones beta. 
30. A partir del 104 toman el nombre de transactínidos. La nueva generación de elementos comenzará en el 121 
para formar el grupo de los superactínidos. 
Luis E. Simes 
- 36 - 
En realidad, el átomo es la partícula más pequeña de materia que puede 
existir de un elemento, pero que, a su vez, tiene una estructura interna for-
mada por tres partículas constituyentes principales, aún más pequeñas 
(partículas subatómicas): Los Nucleones (Protón y Neutrón)31 y el Electrón. 
Los protones y neutrones conforman un cuerpo central llamado núcleo, que 
concentra la casi totalidad de la masa cuyos electrones están distribuidos 
en niveles periféricos, muy alejadas del centro. Por ello se dice que el átomo 
es prácticamente vacío. 
Cada uno de los elementos está formado por un átomo en particular. La 
masa de un electrón es muy pequeña en comparación con la de un protón o 
la de un neutrón32, aunque si bien existe gran diferencia de masa entre el 
protón y el electrón, sus cargas son idénticas aunque de signo opuesto. 
El átomo no tiene carga neta, lo cual es indicativo de que posee igual número 
de cargas (q) positivas [Protones] que de negativas [Electrones]. 
EJEMPLO: 
 80 protones (q= +80) 
Mercurio 80 electrones (q= - 80) 
 Carga Total +80 - 80 = 0 (NEUTRO) 
La cantidad de protones que identifica al átomo es el número atómico que se 
simboliza con una “Z”. 
Es por esto que todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo nú-
mero atómico Z ya que su número de protones es idéntico. 
Si bien el número Z de un elemento no cambia, el número de neutrones si 
puede hacerlo, y de esa manera modificar la masa atómica “A”, del elemento, 
es decir: un mismo elemento, con diferente masa. 
 
 
Símbolo Partículas Significado Función 
Z P+ Número atómico Identifica al elemento 
A P+ + Nº Número Másico Número de Nucleones 
N Nº Número de Neutrones Cambia en los isótopos 
 
31. Poseen estructura interna formada por tres quarks y ocho gluones (Partículas fundamentales) 
32. 1836 y 1839 veces menor respectivamente. Estudios actuales demostrarían una menor masa del Protón. 
 
Introducción a la Bioquímica 
- 37 - 
A continuación, se toman tres elementos de la Tabla Periódica como ejemplo, 
para observar la masa atómica (A) y el número atómico (Z). 
 
Figura 6 
Del diagrama anterior surgen los datos siguientes: 
Número Partícula Magnesio (Mg) Hierro (Fe) Telurio (Te) 
Z P+ 12 26 52 
A P+ + Nº 24 56 128 
A-Z N 12 30 76 
ELEMENTO QUÍMICO 
Se denomina elemento químico al componente común de las 
sustancias puras simples que componen la tabla periódica. 
Cada elemento está formado por un solo tipo de átomo que está caracterizado 
por su número atómico Z (número de protones). 
Se puede afirmar que un elemento es la clase de sustancia determinada por 
el tipo de átomo, que forma esa sustancia simple. Ocupan un lugar específico 
en la tabla periódica. 
De acuerdo con esto, todos los elementos son sustancias simples. 
Cuando un mismo elemento se presenta en la naturaleza bajo diferentes 
asociaciones, conforma una variedad alotrópica de ese mismo elemento. 
Luis E. Simes 
- 38 - 
Por ejemplo, el oxígeno puede encontrarse como Oxígeno atómico (un solo 
átomo de Oxígeno -radical libre-), en su forma más estable que es el oxígeno 
molecular, O2 como se lo encuentra en la atmósfera , o como Ozono (O3), que 
se forma en las tormentas como producto de la acción eléctrica sobre la mo-
lécula atmosférica. Tiene acción oxidante por liberar un átomo de oxígeno, 
que actúa como microbicida y desinfectante de ambiente. 
Otro ejemplo es el carbono que se podrá presentar como carbón, grafito o 
diamante. Está formado exclusivamente por carbono, C (Z=6; A=12). 
LECTURA COMPLEMENTARIA 
 
Respecto del carbono son muy conocidas dos variantes alotrópicas: el Gra-
fito, de color negro, conformación amorfa, consistencia pastosa y muy blanda 
(principal componente de la mina de lápices o usado como lubricante) y el 
Diamante, brillante, transparente, cristalino y de una dureza extrema33. En 
el siglo XX se demostraron dos nuevas presentaciones: los Fullerenos, algu-
nos como el denominado Bucky ball, conformados por estructuras esféricas 
similares a una pelota de futbol, conteniendo 60 átomos de carbono, que 
permitirá desarrollar aplicaciones como rulemanes microscópicos y otras 
formas biotecnológicas y el grafeno, material de extraordinaria flexibilidad y 
de mayor dureza que la del acero. Es una estructura laminar semejante a 
un panal, pero de sólo un átomo de espesor. Ambos prometen extraordina-
rias posibilidades para la nanotecnología y otros empleos como la energía 
limpia y los equipos electrónicos de gran velocidad, resistencia y flexibilidad. 
Los grafenos en su presentación cilíndrica plegada, obturada en sus extre-
mos por fullerenos, también son conocidos como nanotubos. Éstos resultan 
de gran utilidad para desarrollos biotecnológicos. En el 2004 se presentaron 
las Nanoespumas, como otra presentación alotrópica del carbono, en el cual 
los átomos de carbono forman un semiconductor de hexágonos y heptágonos 
pero de curvatura inversa a los fullerenos. Otra presentación particular que 
ofrece el carbono son los Carbinos o LAC (Por Carbono Acetilénico Lineal). 
Su estructura química es una cadena repetitiva de carbonos acetilénicos: -
(C≡C)n- Las formas descriptas hasta aquí son las más captadas, pero exis-
ten otras presentaciones particulares en virtud de la gran versatilidad del 
átomo de carbono para comunicarse con otros carbonos. Esto se lo brinda 
una estructura electrónica privilegiada que es el poseer 4 electrones de va-
lencia, lo que lo sitúa a mitad de camino sobre la regla del octeto (dar 4 
electrones o recibir 4 electrones es una ventaja estructural importante) Exis-
ten otras variedades conocidas como el Diamante cúbico, la Caoíta o el Car-
bono metálico y otras no completamente aceptadas. 
 
33 El diamante es la sustancia más dura conocida, estando catalogado como 10 en la escala de dureza de Mohr. La otra sustancia de extrema dureza 
conocida es el Nitruro de Boro ( N ; B ) por su entrecruzamiento de enlaces. 
Introducción a la Bioquímica 
- 39 - 
 
tomado de uadex.mx, donde se aprecian los enrollamientos del grafeno. 
La super presión reorganiza las interacciones entre átomos y el grafito se 
transforma en diamante sintético. 
 
 
 Super - presión 
 
Gradualmente el carbón cambia a su forma más pura. Puede transformarse en …… Un 
DIAMANTE….. 
SIMBOLOS QUÍMICOS 
Los elementos se identifican en la tabla y en las ecuaciones químicas con su 
Símbolo Químico. 
El símbolo químico es una abreviatura convencional que per-
mite representar a los elementos, sin tener que escribir su 
nombre completo. (Deriva de las primeras letras del nombre 
griego o latino del elemento, en el caso de los más antiguos). 
Ejemplos: 
Oxígeno (O); Hidrógeno (H); Oro: Aurum (Au); Cloro (Cl); Mercurio: Hidroar-
girium (agua de plata o plata líquida) (Hg); Yodo (I); Calcio (Ca); Sodio: Na-
trium (Na); Hierro: Ferrum (Fe); Cobre: Cuprum (Cu); etc. 
En otros casos, se correlaciona con su nombre actual: 
Aluminio (Al); Argón (Ar); Calcio (Ca); Silicio (Si). 
Luis E. Simes 
- 40 - 
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS34 
Estructuralmente el átomo está conformado por dos “zonas o regiones”35: 
CENTRO: Corresponde al núcleo atómico, conformado por los nucleones. 
NÚCLEO: Tiene carga positiva. Está constituido por dos tipos de partícu-
las elementales diferentes: protones y neutrones. Estos no son las me-
nores partículas, ya que están formadas a su vez por otras llamadas 
partículas fundamentales de constitución (Quarks) y de enlace (Gluo-
nes). Los neutrones y los protones (nucleones) se encuentran en el nú-
cleo siguiendo un orden energético interno, que determina el ordena-
miento de los mismos. 
• Protones(P+): Tienen carga positiva (+); determina la identidad del 
elemento (Z) y sus propiedades químicas. 
• Neutrones (Nº): No tienen carga eléctrica. Su masa relativa es 1 (pesa 
algo más que el protón, aunque se los considera de igual magnitud). 
La suma de ambos determina la masa del átomo (A). No se considera a 
los electrones ya que su masa resulte irrelevante frente a la de los nu-
cleones. 
PERIFERIA: Es la región donde se encuentran los electrones en niveles de ener-
gía distribuidos en subniveles y orbitales. 
Un orbital
36
 es la zona alrededor del núcleo donde es 
más probable encontrar un electrón. 
Las nubes electrónicas se organizan en niveles (niveles cuánticos) y se en-
cuentran a gran distancia del núcleo, que se halla muy concentrado por-
tando la casi totalidad de la masa. Por ello se dice que el átomo es práctica-
mente vacío37, aunque el radio atómico está determinado por la distancia en-
tre el núcleo y el último nivel electrónico. Los electrones están distribuidos 
en diferentes niveles, y subniveles, Sólo diremos aquí que los subniveles “s” 
son un orbital, los “p”, poseen tres y los “d” cinco orbitales, recordando que 
cada orbital puede contener hasta dos electrones. 
Los detalles serán ampliados en clase por sus profesores, pero el siguiente 
gráfico indica la organización electrónica. 
 
 
34 Un desarrollo más completo de las teorías subatómicas, se incluyen para los interesados en el anexo 2 
35. A nivel de volúmenes atómicos, los patrones macroscópicos (como por ejemplo: lugar, región, forma) pierden relevancia. 
36. Ya de que los electrones no siguen órbitas definidas y del principio de incertidumbre de Heisenberg, no es posible conocer al mismo tiempo su 
posición y velocidad. Entonces el orbital es una zona probabilística. 
37. Experiencia de Rutherford, 1911. 
Introducción a la Bioquímica 
- 41 - 
 
 
 
 
LECTURA COMPLEMENTARIA 
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES 
A principios del Siglo XX, las experiencias con rayos catódicos y partículas 
radiactivas permitieron determinar la estructura interna del átomo. Durante 
muchos años se pensó que el protón y el neutrón eran partículas homogé-
neas. Son partículas subatómicas. 
Estudios posteriores, modelos matemáticas y el análisis de rayos cósmicos y 
aceleradores de partículas dieron la pauta de la existencia de otras partícu-
las constituyentes de las partículas subatómicas (Partículas fundamentales) 
que configuraron el modelo standard de partículas. Sólo de manera informa-
tiva se muestran los componentes fundamentales de la materia. Así se vio 
que el protón y el neutrón están formados por tres quarks, unidos por par-
tículas llamados gluones.(Ver anexo 2). Todas las partículas fundamentales 
constituyen el modelo estándar de las partículas fundamentales. 
 
 
 
Luis E. Simes 
- 42 - 
Modelo Estándar de Partículas 
 
 
Fermiones Bosones 
 
Q
U
A
R
K
S 
 U 
up 
 C 
charm 
 T 
top 
  
Fotón 
 G 
Gravitón 
 d 
Down 
 s 
Strang
e 
 b 
Bot-
tom 
 G 
Gluon 
 H 
Bosón 
Higgs 
 L
E
P
T
O
N
E
S 
 e 
N. elec-
trónico 
  
Neut. 
Muónic 
  
NTauó-
nico 
 Zº 
Bosón Z 
 
 
 e 
Elec-
trón 
  
Muón 
  
Tauón 
 W+/- 
Bosón W 
 
Los fermiones forman la materia y los bosones son las interacciones entre ellos. 
Los quarks responden a las fuerzas nucleares fuertes y los leptones a las fuerzas nucleares débiles. 
 
Isótopos 
A continuación, se analizarán dos variedades del elemento Nitrógeno. 
Al observar la tabla periódica se encuentra que su Z es =7 y que su A es =14. 
Además, se conoce otra variedad, algo más pesada del mismo elemento Ni-
trógeno, cuyo A es =15. 
 
Átomo Elemento A Z P+ Nº A-Z 
7N14 Nitrógeno 14 7 7 7 
7N15 Nitrógeno 15 7 7 8 
En el segundo caso el Nitrógeno tiene un Neutrón más (8 en lugar de 7), pero 
sigue siendo nitrógeno pues mantiene su Z=7. 
Otro ejemplo de Isótopos muy importantes en la naturaleza, lo presenta el 
hidrógeno (Z=1, A=1) 
Cuando el Hidrógeno Z=1 adquiere un neutrón su valor A pasa de 1 a 2 (Un 
protón más un neutrón). Esta variedad isotópica se llama Deuterio. 
Introducción a la Bioquímica 
- 43 - 
Aún más, si el hidrógeno presenta A=3, origina un isótopo llamado Tritio. 
(Z=1, A=3). 
 
Átomo Elemento A Z Protón = Z Neutrón A-Z 
1H1 Hidrógeno 1 1 1 0 
1D2 Deuterio 2 1 1 1 
1T3 Tritio 3 1 1 2 
Las tres sustancias son hidrógeno (Z=1), aunque su peso varía por tener 
diferente número de neutrones, es decir distinto A. 
Por ejemplo, el hidrógeno forma agua, H2O, mientras que el deuterio forma 
D2O, agua “Pesada”. Esta es utilizada en piletas protectoras en los reactores 
nucleares como moderador de las reacciones atómicas y refrigerador de los 
sistemas. 
El tritio es radiactivo, y es usado como marcador isotópico para seguir el 
comportamiento de ciertas moléculas del metabolismo que poseen hidró-
geno. 
Entonces: 
Se denomina Isótopo a la presentación de un mismo ele-
mento (Z) bajo diferentes masas nucleares (A). 
Para igual Z, diferente A. 
Los isótopos poseen importancia en muchos campos, y en especial en la me-
dicina. Son utilizados en investigación, diagnóstico, seguimiento y terapéu-
tica, y en la marcación de elementos y sustancias para estudio estructural y 
funcional, en tejidos y órganos. 
Además, entre los isótopos se encuentran los que son estables y aquellos de 
marcada inestabilidad. Esto se relaciona con la estabilidad del núcleo. Un 
núcleo es más estable cuando la relación entre protones y neutrones es baja, 
o cuando los mismos se encuentran en cantidades pares. 
RADIOACTIVIDAD 
La radioactividad es un proceso natural observable en ciertos elementos que 
poseen la capacidad de emitir radiaciones (generalmente en elementos con 
números atómicos superiores a 83, cuyos núcleos son más inestables). 
Luis E. Simes 
- 44 - 
Esa inestabilidad de un elemento se manifiesta mediante la emisión de ra-
diaciones. Las primeras en ser detectadas recibieron el nombre de Rayos X. 
A finales del siglo XIX, CONRADO RÖNTGEN, físico alemán, trabajando con ra-
yos, observó emisiones que al incidir sobre algunas sustancias38 producían 
una marcada fluorescencia. 
El conocimiento actual indica que dichos rayos son de naturaleza ondulato-
ria y se originan cuando los electrones impactan contra algún objeto mate-
rial. 
En el momento de su descubrimiento, al desconocerse su origen, fueron de-
nominados Rayos X. 
La aplicación de los mismos permitió obtener imágenes radiológicas aplica-
bles en medicina. 
Los físicos franceses Poincaré y Becquerel, trabajando sobre fenómenos de 
fluorescencia, interpretaron que los rayos X eran emitidos por sustancias 
fluorescentes, lo que no pudo ser demostrado. En cambio, Becquerel, al dejar 
en contacto un mineral de uranio con placas fotográficas envueltas en papel 
negro, notó al cabo de algunos días, que la placa fotográfica estaba ennegre-
cida, demarcando la silueta de la piedra, aunque no le hubieran alcanzado 
rayos solares. Tras numerosos estudios, Becquerel demostró la existencia de 
la radiactividad natural. 
Maria Sklodowska de Curie (junto a su esposo Pierre Curie) encontró que el 
Thorio (Torio) también emitía radiaciones y posteriormente hizo lo mismo con 
otro elemento no identificado, al que llamó Polonio, en honor a su país natal. 
Luego, entre los residuos de Uranio, encontraron un elemento mucho más 
radiactivo que el mismo Uranio, al que denominaron Radio. Este descubri-
miento le valió a los esposos Curie el Premio Nobel de 1902, conjuntamente 
con Becquerel. En cambio, Poincaré, a pesar de haber dado base a numero-
sos trabajos científicos relacionados y de haber sido nominado en muchas 
ocasiones, nunca recibió el Premio Nobel ni el reconocimiento histórico. 
La observación de los elementos radiactivos permitió determinar que éstos 
sufrían un decaimiento energético en razón de las emisiones que emanaban 
de sus núcleos inestables. 
El estudio de las mencionadas radiacionespermitió distinguir tres tipos 
principales de radiactividad. 
Los rayos Alfa están formados por nucleones (2P+ - 2Nº); esa masa elevada 
los hace poco penetrantes, mientras que los rayos Beta, son electrones, por 
 
38. En ese caso se utilizó platinocianuro de bario. 
Introducción a la Bioquímica 
- 45 - 
lo que son mas penetrantes y veloces y los rayos gamma, de naturaleza fun-
damentalmente ondulatoria; por ello son los mas penetrantes del grupo. 
Al mismo tiempo, numerosos científicos estaban trabajando sobre radiacio-
nes emitidas en tubos de vidrio al vacío, los que permitieron determinar pro-
piedades de los átomos 
LECTURA COMPLEMENTARIA 
1. Los rayos ALFA 𝛼: tienen carga eléctrica positiva, están formados por dos 
protones y dos neutrones (es decir son núcleos de helio) y son poco pe-
netrantes. Su velocidad es de 20.000 km/s y recorren pocos cm en el aire. 
Una hoja de papel es suficiente para detener su recorrido. Al atravesar 
un campo eléctrico se desvían hacia la placa negativa. Este tipo de emi-
sión es particularmente común en núcleos de elevado número atómico 
(Z>82; A>100). El menor núcleo emisor de alfa es el 52Te107. Un núcleo 
que emite una partícula alfa disminuirá en cuatro su masa atómica (2 
protones y 2 neutrones) y en dos su número atómico (2 protones). 
Ejemplo, si el uranio emite una radiación alfa, pierde dos protones, 
92U238
 −2𝑃+2𝑁 
→ 90Th234 
Por lo que se transmuta a Torio, y al perder dos neutrones, pierde en total 
cuatro nucleones en total, lo que produce que su peso A baje en 4. 
Z=92 Z=90 (-2) 
A=238 A=234 (-4) 
2. Los rayos BETA 𝛽: son más veloces que los anteriores ya que alcanzan 
una velocidad cercana a la de la luz. Son de carga eléctrica negativa y 
presenta una masa mucho menor por lo que resultan 100 veces más pe-
netrantes que los rayos 𝛼. Están constituidos por electrones (e-)39. En un 
campo eléctrico se observará desviación hacia el polo positivo. La emisión 
Beta mantiene la masa atómica del elemento, ya que el electrón emitido 
proviene de un neutrón, el cual se transforma en protón. 
N°→P+ + e- 
Ejemplo de emisión 𝛽 
90Th234
 𝛽 
→ 91Pa234 
Z = 90 Z =91 (+1) 
 
39. En algunos casos particulares pueden ser positrones (e+), electrones con signo positivo. 
Luis E. Simes 
- 46 - 
A = 234 A = 234 (0) 
Se observa en el proceso, que la masa atómica se mantiene, mientras que 
el número atómico aumenta en uno pasando de Torio a Protactinio, am-
bos con igual peso atómico A. 
A diferencia de los rayos 𝛼 que varían la masa del elemento, los 𝛽 produ-
cen una transmutación (cambia el elemento, pero no la masa). 
3. Los rayos GAMMA 𝛾: Son radiaciones electromagnéticas del tipo de los 
rayos X, pero más penetrantes que éstos ya que son capaces de atravesar 
paredes de plomo de hasta 20 cm de espesor. No poseen carga eléctrica 
por lo que no se desvían al atravesar campos eléctricos o magnéticos. Se 
originan en reacomodamientos energéticos del núcleo. 
 
USOS EN MEDICINA 
La radioactividad es un fenómeno de amplia utilización en medicina, tanto 
en el ámbito del diagnóstico y el seguimiento de casos, cuanto de la terapéu-
tica, ya sea a través de las radiaciones o de los isótopos radiactivos. La pri-
mera aplicación en medicina se basó en que, en 1895 Wilhelm Röntgen, al 
enfocar el tubo de rayos X en su mano, observó una imagen: la de sus propios 
huesos. 
Este asombroso descubrimiento plasmó posteriormente las prácticas Radio-
gráficas. 
Las técnicas por imágenes, fundamentales en la actividad médica, evolucionaron 
desde los primeros rayos X hacia las radiografías, (placas planas), tomografías (Imá-
genes en tres dimensiones por planos o ángulos,), ecografías (fundadas en emisiones 
sonoras), técnicas centellográficas (utilización de isótopos como I131, Tc99 o tritio, 1H3 
entre otros) , RMN (resonancia magnética nuclear), basada en campos magnéticos, 
PET (Técnica de emisión de positrones -electrones con carga positiva-), densitometrías 
(densidad de mineral óseo) y otras al ritmo de desarrollo de novedosas tecnologías. 
Como isótopos de contraste se utilizan el Gadolinio 153 además del Yodo 131 de 
contraste. El Bario es utilizado en el contraste de radiografías gastrointestinales. 
La tomografía Axial Computarizada (TAC) realiza múltiples tomas en distintos planos 
o ángulos mediante rayos X. Los tejidos, de acuerdo con su composición y estructura 
pueden ser menos densos (claros) o más densos, (que se observan más oscuros). Se 
explora en dos dimensiones en diferentes cortes. Esta metodología resulta de mucha 
utilidad ya que permite una visualización en diferentes capas, pudiéndose observar 
un elemento desde distintos ángulos o planos. 
La Tomografía por Emisión de Positrones (PET) utiliza radio trazadores (fármacos ra-
diactivos) que emiten positrones (antipartícula de los electrones, que poseen carga 
positiva, e+) los cuales son captados por una cámara especial que permite observar 
pequeñas alteraciones a nivel de tejidos. Por otra parte, tienen la característica de 
informar la actividad metabólica de las células. Cuando se utiliza fluoro-desoxi-glu-
Introducción a la Bioquímica 
- 47 - 
cosa como marcador, se puede determinar el consumo celular de glucosa. Un con-
sumo elevado, indica alta actividad metabólica, lo cual es característico de los tejidos 
neoplásicos. 
El PET-TAC es una prueba que combina ambas técnicas, que mediante un programa 
informático genera imágenes en tres dimensiones. No sólo es útil en enfermedades 
tumorales, sino también neurológicas como Alzheimer, Parkinson, Esclerosis, etc. 
Centellografía: Es una técnica para diagnosticar, y seguir la evolución de un proceso, 
en algunos órganos como tiroides, pulmón o huesos. (gammagrafía ósea) Necesita de 
la inyección o absorción de radionúclidos como el Tc99 o el Iodo 131. Un lector de 
radiaciones establece el lugar de acumulación de las emisiones gamma y una compu-
tadora construye la imagen. 
Cuando las emisiones que se detectan son radiaciones gamma, se encuadran en la 
técnica de Cámara Gamma. 
Radiotrazadores: Diversos radiofármacos son usados para diagnóstico o estudio de 
vías metabólicas y mecanismos de acción, en diferentes órganos y sistemas (Tiroides, 
Hígado, Circulación sanguínea, etc.). Los rayos gamma emitidos por el Cobalto 60, 
Co60, son utilizados para el tratamiento de diferentes tumores. 
Otros elementos radiactivos como el Iodo125 o el P31 que son utilizados como marca-
dores metabólicos para establecer mecanismos moleculares, determinación de vole-
mia o para la realización de Radio inmuno análisis, que permiten la detección cuali-
cuantitativa de enzimas, proteínas, agentes patógenos, etc. La correlación con otros 
procedimientos de imágenes, contribuyen a perfeccionar el diagnóstico. El Cromo 51, 
el Selenio 75, el Gadolinio 153, el Iridio 192, el tecnecio 99 o el tritio 1H3, entre otros, 
cumplen diversas aplicaciones de utilidad médica. 
La radiocirugía y la cirugía láser constituyen otros campos de intervención funda-
mentados en las radiaciones y elementos radiactivos. 
El láser es muy usado en cirugía y microcirugía: Este un haz de luz estimulado por 
radiaciones. 
Radio Isótopo Símbolo Radiación Aplicación 
Tritio 1H3  Trazador Bioquímico 
Sodio-24 11Na24  Determinación Circulación 
Fósforo-32 15P32  Terapia contra Leucemia 
Cobalto-60 27Co60   Terapia contra Cáncer 
Arsénico-74 33As74 + Loc Tumores Cerebrales 
Tecnecio-99 43Tc99  Escaneado de Cerebro 
Iodo-131 53I131  Terapia Tiroidea. Contraste 
Gadolinio- 153 64Gd153  Osteoporosis - Contraste 
Tomado de Chemistry by McMurry et al. 6ª Ed. 
 
 
Luis E. Simes 
- 48 - 
Rayos X Radiografía Tórax Tomografía Cerebro PET Cerebro 
 
 
En las radiografías y tomografías se distinguen cuatro niveles de radio-opacidad/densi-
dad: 
El color blanco se corresponde con estructuras radio-opacas, es decir mas densas, como 
huesos, prótesis, cálculos o líquidos de contraste. 
El gris claro se origina