Temas que vendrán en el examen de 5° Bimestre y en los Ordinarios

1. 5° Bimestre: QUÍMICA IV
UNIDAD III: LA ENERGÍA Y LOS SERES VIVOS
3.1. Vida y termodinámica
a) Reacciones exotérmicas y endotérmicas. Entalpía.
b) Energía de activación.
c) Entropía.
d) Energía libre y espontaneidad.
e) Reacciones exergónicas y endergónicas.
3.2. Energéticos de la vida
a) Carbohidratos. Energía de disponibilidad inmediata.
Estructura. Actividad óptica. Mono, di y polisacáridos.
b) Lípidos. Almacén de energía. Estructura. Grasas y aceites.
Saponificación de grasas.
3.3. Enzimas, súper catalizadores específicos y eficientes
a) Velocidad de reacción y factores que influyen en ella.
b) Estructura de aminoácidos y proteínas.
c) Enzimas. Catalizadores biológicos.
5° EXÁMEN DE PERÍODO
3.1. Vida y termodinámica
a) Reacciones exotérmicas y endotérmicas. Entalpía
Las reacciones exotérmicas y endotérmicas son reacciones químicas asociadas una
variación de energía. Las exotérmicas son aquellas que desprenden calor. Las
endotérmicas son las que absorben calor.
Las reacciones químicas, se entienden mejor desde un punto de vista energético.
Toda reacción química implica la ruptura de uniones de la molécula reactiva y la
formación de nuevas uniones para obtener los productos. La energía química radica,
precisamente, en las uniones químicas.
¿Qué sucede con la energía durante una reacción química? Toda reacción química
lleva asociada una variación de energía. Y esa variación es observable, podría
manifestarse como energía luminosa, eléctrica, mecánica o como calor. Tengan en
cuenta que cuando estudiamos un proceso químico desde un punto de vista
energético, se suele considerar el conjunto de sustancias involucradas en la reacción
como el sistema de estudio y el resto, el medio o entorno.
En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el ΔH es negativo y
significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, por
ejemplo en las reacciones de combustión.
En las reacciones químicas endotérmicas se absorbe calor, ΔH es positivo y significa
que la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos, por ejemplo
en la fotosíntesis.
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2. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS.
Son las ecuaciones que expresan simultáneamente las relaciones de masa y de
entalpías.
Guía para escribir e interpretar ecuaciones termoquímicas.
1.- Una ecuación termoquímica se escribe con las fórmulas de los reactivos y de los
productos, a sí mismo, los coeficientes estequiométricos siembre se refieren al número
de moles de cada sustancia.
2.- Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas se deben especificar los estados
físicos de todos los reactivos y productos, porque de ellos dependen los cambios reales
de entalpías. Usando la siguiente notación: (s) sólido,(l) líquido y (g) gas.
3.- La cantidad de calor asociada a la reacción siempre se escribe en el extremo
derecho, la reacción será exotérmica sí ΔH tiene valor negativo, y endotérmica sí ΔH
tiene valor positivo.
4.- Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de los reactivos y
productos. En consecuencia, la magnitud de ΔH para la ecuación es la misma pero
cambia de signo
5.- Si se multiplican ambos lados de la ecuación por el factor n, entonces también
cambiará por el mismo factor.
La cantidad de calor ganada o perdida por una cierta masa de agua cuando varía su
temperatura se determina con al siguiente ecuación:
Q = mCe ∆T
Donde:
Q = Cantidad de calor (Calorías)
m = masa (g)
Ce = Calor específico (cal/gºC)
∆T = Tf – Ti (ºC)
La propiedad denominada calor específico, designada por (Ce), se define como la
cantidad de calor que se requiere para variar la temperatura de un gramo de sustancia
en un grado de temperatura, se tiene entonces:
Q
Ce =
m∆T
La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor requerido para elevar
en un grado Celsius la temperatura de una cantidad de sustancia.
(cal)
C = m Ce = --------------
(ºC)
Por ejemplo, el calor específico del agua es de 1 cal/g ºC y la capacidad calorífica de 150
g de agua es:
C = mCe = ( 150 g ) (1 cal/g ºC) =150 cal/ ºC
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3. PROBLEMA RESUELTO.
50 g de agua se calientan desde una temperatura de 20 ºC hasta otra temperatura de 60
ºC. ¿Cuál es la cantidad de calor absorbida?
Masa = 50 g
Tinicial = 20ºC
T final = 60 ºC
Q =mCe ∆T
Q = (50 g)(1 cal/gºC)(60 ºC – 20 ºC)
Q =2000 cal = 2 kcal
Cuando dos o más sustancias se ponen en contacto, y se determina por ejemplo, la
temperatura de equilibrio, se tendrán las siguientes condiciones en el balance de calor:
Calor ganado igual a calor perdido.
La suma algebraica de los valores debe ser cero.
Por ejemplo, se tienen dos masas A y B con temperaturas de 80 y 20 ºC
respectivamente. A pierde calor y B lo gana, luego entonces.
QA = QB
Como A pierde calor por convención tiene signo (-), B gana por lo tanto, tiene signo (+)
por lo que:
QB - QA = 0
REACCIONES EXOTÉRMICAS
El prefijo exo significa ―hacia fuera‖. Por lo tanto entendemos que las reacciones
exotérmicas son aquellas que liberan energía en forma de calor. El esquema general de
una reacción exotérmica puede ser escrito de la manera siguiente, donde A, B, C y D
representan sustancias genéricas.
A partir de la Ley de la Conservación de Energía, podemos afirmar que ―La energía total
de los reactivos es igual a la energía total de los productos‖.
En otras palabras, toda la energía que entró en el primer miembro de la ecuación
química, debe salir íntegramente en el segundo miembro de la ecuación. De donde
obtenemos la siguiente conclusión: si una reacción es exotérmica, entonces la entalpía de
los reactivos (Hr ) es mayor que la entalpía de los productos(Hp ), pues una parte de la
energía que estaba contenida en los reactivos fue liberada para el medio ambiente en
forma de calor y apenas otra parte de esa energía quedó contenida en los productos.
Entonces en una reacción exotérmica: Hr > Hp
No es posible determinar directamente la entalpía de cada sustancia participante de una
reacción, pero podemos determinar experimentalmente la variación de entalpía ΔH, que
ocurre cuando una reacción química es realizada.
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4. Como en la reacción exotérmica Hr > Hp , entonces en este tipo de reacción el valor de
ΔH será siempre negativo. Siendo que la reacción exotérmica: ΔH > 0.
Observa que no existe energía negativa; un sistema contiene energía. El signo negativo
de ΔH quiere decir apenas que la energía fue liberada.
REACCIONES ENDOTÉRMICAS
El prefijo endo significa ―hacia adentro‖. Por lo tanto se entiende que las reacciones
endotérmicas son aquellas que absorben energía en forma de calor. El esquema general
de una reacción endotérmica puede ser escrito de la siguiente manera, donde A, B, C y D
representan sustancias genéricas.
Una vez que la energía total se conserva del primer para el segundo miembro de
cualquier reacción química, podemos afirmar que: si una reacción es endotérmica, la
entalpía de los productos Hp es mayor que la entalpía de los reactivos Hr , pues una
determinada cantidad de energía fue absorbida por los reactivos en forma de calor,
durante la reacción, quedando contenida en los productos. Siendo que en la reacción
endotérmica: Hp > Hr.
Y siendo ΔH = Hp — Hr , entonces en la reacción endotérmica el valor de ΔH será
siempre positivo. Siendo que en la reacción endotérmica: ΔH > 0.
PRINCIPIO DE THOMPSEN y BERTHELOT
Hay un principio fundamental de la Termoquímica, determinado en 1867 por los
científicos que le dieron sus nombres, que afirma: ―Entre un conjunto de reacciones
químicas posibles ocurrirá primero, espontáneamente aquella que fuese más exotérmica.”
La reacción exotérmica es aquella que libera mayor cantidad de energía en la forma de
calor. Esto significa que los productos formados en este tipo de reacción son menos
energéticos, por tanto, mas estables. Espontáneamente, las sustancias solo van a
reaccionar en busca de mayor estabilidad y de este modo, en busca de liberar mayor
cantidad posible de energía. Siendo que podemos decir entonces que:
más estabilidad = menos energía = menor ΔH = reacción más espontánea
Tal que podemos utilizar el ejemplo: Agregándose los gases F2, Cl2 e Br2 a un recipiente
conteniendo gas hidrógeno, puede preverse cual será la reacción que ocurrirá primero a
través del valor de ΔH de cada una.
Como la reacción a) es la que libera mayor cantidad de energía, espontáneamente es la
reacción que ocurrirá en primer lugar.
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5. En química que hemos aprendido sobre reacciones exotérmicas y endotérmicas. Pero el,
¿Cómo es aplicable a nuestra vida cotidiana?, para muchos es desconocido.
En primer lugar, una reacción exotérmica es aquella en la que el calor se produce como
uno de los productos finales. Debido a la reacción se convierte en calor. Ejemplos de
reacciones exotérmicas en nuestra vida cotidiana son: la combustión, como la quema de
una vela, madera y reacciones de neutralización. En una reacción endotérmica, sucede
lo contrario. En esta reacción, se absorbe el calor o más exactamente, el calor es
necesario para completar la reacción. La fotosíntesis de las plantas es una reacción
endotérmica química. En este proceso, los cloroplastos en las hojas absorben la luz del
sol. Sin luz solar o alguna otra fuente similar de energía, no se puede completar esta
reacción.
En reacciones exotérmicas el cambio de entalpía siempre es negativo, mientras que en
la reacción endotérmica el cambio de entalpía siempre es positivo. Esto es debido a la
liberación y la absorción de calor en las reacciones, respectivamente. Los productos
finales son estables en reacciones exotérmicas. Los productos finales en reacción
endotérmica son menos estables. Esto es debido a los débiles enlaces formados.
‘Endo‘ significa absorber y por lo tanto, en reacción endotérmica, la energía es absorbida
desde el entorno externo. Así, los entornos pierden energía y como resultado, el
producto final tiene mayor nivel de energía que los reactivos. Debido a estos enlaces de
alta energía, el producto es menos estable y la mayoría de las reacciones endotérmicas
no son espontáneas. ‗Exo‘ significa desprender y es así como se libera la energía en
reacciones exotérmicas. Como resultado, el entorno se calienta. Muchas de las
reacciones exotérmicas son espontáneas.
Cuando encendemos una cerilla, esto causa una reacción exotérmica. En esta reacción,
cuando tomamos el cerillo y lo frotamos para encenderlo, la energía almacenada se
libera en forma de calor, espontáneamente y la llama tendrá menor energía que el calor
producido. La energía siendo liberada está previamente almacenada en la cerilla y por lo
tanto no requiere de ninguna energía externa para que la reacción que se produzca.
Cuando el hielo se derrite, será debido al calor a su alrededor. El medio ambiente tendrá
una temperatura más alta que el hielo y este calor es absorbido por el hielo. La
estabilidad de los enlaces se reduce y como resultado, se funde en un líquido.
Algunas reacciones exotérmicas en nuestras vidas son la digestión de alimentos en
nuestro cuerpo, reacciones de combustión, la condensación del agua, explosiones de
bombas y agregar un metal alcalino al agua. Ahora debe tener una idea de que son las
reacciones exotérmicas y endotérmicas.
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6. b) Energía de activación y orientación
El hecho de que una reacción sea
exotérmica no quiere decir que se de
espontáneamente.
Generalmente será necesario aportar
energía a la reacción para que la reacción
tenga lugar: es lo que se conoce como
energía de activación.
Lo que realmente ocurre es que, una vez
que el sistema ha absorbido esa energía de
activación, luego desprende una cantidad
de calor mayor que la que ha necesitado
para activarse, de modo que la reacción en
su conjunto desprende energía, es
exotérmica.
Aún hay otro factor que influye en que se de una reacción: como las reacciones se
producen cuando las moléculas chocan entre sí, no sólo es necesario que las moléculas
tengan suficiente energía, sino también que los choques se den con la orientación
correcta.
La simulación de la derecha representa la formación del yoduro de hidrógeno a partir de
hidrógeno (en gris) y yodo (en violeta). Puedes elegir entre tres condiciones de reacción
(energía menor que la de activación, energía igual o mayor que la de activación pero
orientación incorrecta y energía igual o mayor que la de activación y orientación
correcta), y observar lo que ocurre en cada uno de los casos.
Si nos limitamos a colocar en el mismo recipiente dos sustancias distintas sólo
tendremos una mezcla física. Por contra, si proporcionamos al sistema una energía
superior a la energía de activación, se producirá una reacción química, formándose el
producto de la reacción.
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7. El acontecimiento de una reacción química está obligatoriamente relacionado con el
contacto entre moléculas reactivas y a una energía mínima necesaria. Esta energía
mínima para el acontecimiento de la reacción es llamada como energía de activación.
La formación de los productos a partir de los reactivos es un proceso gradual en que los
enlaces de los reactivos son rotos en paralelo con la formación de los enlaces de los
productos. Este estado intermedio en que algunos enlaces están semi-rotos y otros
semi-formados es conocido como ―complejo activado‖.
Otra exigencia para la formación del complejo activado es que las moléculas reactivan
colisiones con orientación favorable a la formación del mismo
Colisiones con energía y orientaciones adecuadas a la formación del complejo activado,
son llamadas como colisiones efectivas. Estos son los principios básicos de la Teoría de
Colisión.
Dada la siguiente reacción: H2 + I2 —-> 2 HI
Verifiquemos en la tabla a continuación, en la primer línea una orientación que lleva a
una colisión no efectiva y en la segunda línea una que lleva a una colisión efectiva
No todas las colisiones son efectivas, en tanto, todas en que el complejo activado es
alcanzado llevan a la formación de los productos.
Complejo activado es una estructura intermedia entre los reactivos y los
productos, con enlaces intermediarios entre los dos reactivos y los dos
productos.
La energía de activación de la reacción corresponde a la energía necesaria para que la
reacción se efectúe con menos energía de los reactivos. Cuanto más baja fuese la
energía de activación de una reacción, más elevada será la velocidad de la misma.
Una reacción se llama exotérmica cuando provee para el medio una energía más alta
que la necesaria para alcanzar el complejo activado.
Cuando una reacción es endotérmica, ella provee para el medio una energía más baja
que la necesaria para alcanzar el complejo activado.
Catalizadores son sustancias que disminuyen la energía de activación para una dada
reacción, sin alterar el ΔH de la misma. Los catalizadores no se alteran durante las
reacciones.
En la autocatálisis, uno de los productos de la reacción actúa como catalizador, al inicio
de la reacción es lenta con la formación de este la velocidad va aumentando
gradualmente.
En la catálisis homogénea, catalizador y reactivos se encuentran en la misma fase. En la
catálisis heterogenea, catalizador y reactivos se encuentran en fases diferentes.
Las enzimas son catalizadores que actúan en reacciones biológicas y generalmente son
bastante específicas y presentan temperatura óptima de actuación en el entorno de los
37º. 7

8. c) Entropía:
Respecto a la medición de la energía, sólo las diferencias de energía, en lugar de los
valores absolutos de energía, tienen significado físico, tanto a nivel atómico como en
sistemas macroscópicos. Convencionalmente se adopta algún estado particular de un
sistema como estado de referencia, la energía del cual se asigna arbitrariamente a cero.
La energía de un sistema en cualquier otro estado, relativa a la energía del sistema en el
estado de referencia, se llama la energía termodinámica del sistema en ese estado y se
denota por el símbolo U .
Con base en la observación se llega a las siguientes aseveraciones
1. Existe para cada sistema una propiedad llamada energía E. La energía del sistema se
puede considerar como la suma de la energía interna U, de energía cinética Ek, de
energía potencial Ep, y de energía química Ech.
a) Así como la Ley de Cero definió la propiedad ―temperatura‖ la Primera Ley define la
propiedad llamada ―energía‖.
b) En termodinámica, comparado con lo que comúnmente se discute en los curso de
física o dinámica, se utilizan los términos energía interna y la energía química para
describir el sistema en estudio. Cabe señalar que este curso deja de lado la energía
química pero no descuidaremos la energía interna. En la figura se muestra el
movimiento aleatorio o desorganizado de las moléculas de un sistema. Puesto que el
movimiento molecular es sobre todo una función de la temperatura, la energía interna
es a veces llamada energía térmica.
Figure: Incremento de la energía interna como consecuencia de la transferencia de calor.
La energía interna por unidad de masa u, es una función del estado del sistema. Así
Recordemos que para sustancias puras el estado entero del sistema está especificado si
se consideran dos propiedades.
El cambio en energía de un sistema es igual a la diferencia entre el calor agregado al sistema y el
trabajo hecho por el sistema,
Las unidades son Joules
donde es la energía del sistema, es el calor suministrado al sistema, y es el trabajo hecho por
el sistema, recordemos que
a) Al igual que la Ley Cero, La primera Ley describe el comportamiento de esta nueva propiedad, la
energía
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9. d) Energía libre y espontaneidad:
Energía Libre de Gibbs
La energía libre de Gibbs una función de estado introducida por el científico norteamericano Josiah
Willard Gibbs (1839-1903) uno de los fundadores de la termodinámica química o termoquímica y
es definida como:
(1)
La introducción de esta función permite evitar el problema que resulta del calculo de la entropía
total (Universo, U ) del sistema más entorno ( E ) en proceso:
(2)
la cual nos dice la tendencia a la espontaneidad de un proceso (según la segunda ley de la
termodinámica, si el proceso puede ocurrir espontáneamente) , pues mientras el calculo del
cambio de entropía del sistema puede ser encontrada con facilidad (aunque de modo
indirecto) no así el de los alrededores o entorno, parece claro que es difícil de medir los cambios
de entropía del resto del Universo fuera del sistema. Por ello sería conveniente la introducción de
una función que dependiera solo de la entropía del sistema y que nos diera además
información (un criterio) sobre la espontaneidad de un proceso físico o químico (eg: una reacción
química) . Esta función la cumple la energía libre de Gibbs.
Como en el caso de la entalpía y de la energía interna solo podemos medir el cambio en la energía
libre de Gibbs. Para un proceso que ocurre a temperatura y presión constante:
Donde:
ΔG : El cambio en la energía libre de Gibbs
ΔH : El cambio en la entalpía
T : temperatura absoluta (en Kelvin)
ΔS : El cambio en la entropía del sistema
Como la energía libre de Gibbs depende de otras funciones de estado termodinámicas: la entalpía
y la entropía, se mide en las mismas unidades que la entalpía:
Que es lo que distingue G de la energía interna U y entalpía H ?
La energía libre es un energía es energía que es disponible en una forma que puede ser usada
para realizar trabajo.
Esto es, la energía libre de Gibbs mide la cantidad máxima de trabajo que puede ser hecho por un
proceso desde una situación de no equilibrio a una de equilibrio (a temperatura constante y
presión constante).
y la espontaneidad de las reacciones químicas
El valor del cambio de la energía libre de Gibbs es un criterio general para la
espontaneidad de un proceso químico o físico.
; Proceso espontáneo, la reacción tiene lugar en el sentido directo
; El proceso está en equilibrio, ni espontáneo ni no espontáneo, no hay cambio
; Proceso no espontáneo, tiende a producirse en sentido inverso en la forma
espontánea.
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10. La diferencia de signo entre y implica que las condiciones para la espontaneidad
de un proceso cambian en términos de entropía total (lo cual es universalmente
cierto por la segunda ley de la termodinámica) a en termino de la energía libre
de Gibbs (para procesos que ocurren a presión y temperatura constante).
El hecho de que en la ecuación (2) es dependiente de la temperatura implica algunos procesos
pueden ser espontáneos o no espontáneos dependiendo de la temperatura. Por ejemplo a baja
temperatura un término desfavorable (positivo) puede ser más grande que un termino favorable
(positivo) , pero a una temperatura mayor el termino puede ser mucho mayor. Así un proceso
endotérmico que no es espontáneo a una baja temperatura puede serlo a una temperatura mayor.
Por ello, para saber si un proceso es espontáneo se deben tener en cuanta dos factores: el valor
absoluto y el signo de y . Una reacción exotérmica ( ) puede no ser espontánea, y
por el contrario, una reacción endotérmica ( ) puede serlo si aumenta mucho la entropía.
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11. REACCIONES EXERGÓNICAS Y ENDERGÓNICAS
ENERGÍA LIBRE Y ESPONTANEIDAD
Al proceso de degradación de las grandes macromoléculas en otras mucho más pequeñas se le
denomina Catabolismo. Luego hay otro proceso de síntesis de materias orgánicas -con gasto de
energía- que se conoce como Anabolismo. Cada célula desarrolla miles de reacciones químicas que
pueden ser:
exergónicas (con liberación de energía)
endergónicas (con consumo de energía) que en su conjunto constituyen el metabolismo celular:
Las reacciones endergónicas se manifiestan durante los procesos anabólicos; de manera que,
requieren que se le añada energía a los reactivos (sustratos o combustibles metabólicos), i.e., se le
suma energía (contiene más energía libre que los reactivos).
Por otro lado, durante las reacciones exergónicas se libera energía como resultado de los
procesos químicos (e.g., el catabolismo de macromoléculas). La energía libre se encuentra en un
estado organizado, disponible para trabajo biológico útil.
Las reacciones endergónicas se llevan a cabo con la energía liberada por las reacciones exergónicas.
Las reacciones exergónicas pueden estar acopladas con reacciones endergónicas. Reacciones de
oxidacion-reduccion (redox) son ejemplos de reacciones exergónicas y endergónicas acopladas.
Reacciones endergónicas son aquellas que requieren un aporte neto de energía para tener lugar: los
productos resultantes tienen más energía que los reactivos de partida (la variación de entalpía,
ΔH<0). Esto se manifiesta con un enfriamiento, ya que el sistema químico toma energía calorífica del
medio que lo rodea para que ocurra la transformación (de ahí que se conozcan también como
reacciones endotérmicas).
Reacciones exergónicas son, por el contrario, aquellas que tienen lugar con un desprendimiento neto
de energía: los productos tienen menos energía que los reactivos de partida (la variación de entalpía,
ΔH>0). Esa energía desprendida se manifiesta en este caso con un incremento de la temperatura del
medio (de ahí que se conozcan también como reacciones exotérmicas).
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12. En termoquímica, una reacción endergónica (también llamada reacción desfavorable o no
espontánea) es una reacción química en donde el incremento de energía libre es positivo.
Bajo condiciones de temperatura y presión constantes, esto quiere decir que el incremento en la
energía libre de Gibbs estándar debe ser positivo
para una reacción en estado estándar (a una presión estándar (1 Bar), y unas concentraciones estándar
(1 molar) de todos los reactivos y productos).
Las reacciones endergónicas se manifiestan durante los procesos anabólicos; de manera que,
requieren que se le añade energía a los reactivos (sustratos o combustibles metabólicos), se le suma
energía (contiene más energía libre que los reactivos). Por otro lado, durante las reacciones
exergónicas se libera energía como resultado de los procesos químicos (ej, el catabolismo de
macromoléculas). La energía libre se encuentra en un estado organizado, disponible para trabajo
biológico útil. Las reacciones endergónicas se llevan a cabo con la energía liberada por las reacciones
exergónicas. Las reacciones exergónicas pueden estar acopladas con reacciones endergónicas.
Reacciones de oxidación-reducción (redox) son ejemplos de reacciones exergónicas y endergónicas
acopladas.
La constante de equilibrio de la reacción esta relacionado a ΔG por la relación:
donde T es la temperatura absoluta y R es el la constante de los gases ideales. Un valor positivo de
ΔG entonces implica:
de modo que a partir de las cantidades de estequiométricas una reacción se moverían hacia la
izquierda del equilibrio y no a la derecha.
Sin embargo, las reacciones endergónica son bastante frecuentes en la naturaleza, especialmente en
la bioquímica y fisiología. Algunos ejemplos de reacciones endergónicas en células incluye la síntesis
de proteínas, y el bombeo de Na /K que produce la conducción nerviosa y la contracción muscular.
Esto es debido a que la reacciones endorgónicas (no espontáneas) están asociadas a reacciones
espontáneas de forma que el incremento de energía libre total si que es negativo:
considerando ambas reacciones globalmente.
Las reacciones endergónicas pueden transcurrir si se 'empuja' o 'tira' de ellas con un proceso
exergónico (aumentando de estabilidad, lo que produce un incremento negativo de la energía libre).
Se puede 'tirar' de los reactivos a través de una reacción endergónica, si los productos de la reacción
desaparecen rápidamente debido una reacción exergónica subsiguiente. La concentración de los
productos de la reacción endergónica debe mantenerse siempre baja para que la reacción habiendo
alcanzado el estado de transición, se ve rápidamente involucrada en un proceso exergónico hasta un
estado final mas estable.
Una reacción endergónica se puede 'empujar' acoplándola a otra reacción que sea fuertemente
exergónica, a través de un intermediario compartido.
Esto es frecuente en las reacciones biológicas. Por ejemplo la reacción
puede ser demasiado endergónica para que tenga lugar. Sin embargo, es posible que acoplándola a
una reacción fuertemente exergónica – como, muy a menudo, es la descomposición de ATP en ADP y
fosfato inorgánico, ATP → ADP Pi, así que
En este tipo de reacciones, con la descomposición de ATP se aporta la energía libre necesaria para
que la reacción endergónica transcurra, es por esto frecuente que en bioquímica celular se llame al
ATP "moneda universal de energía" de todos los organismos vivos
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13. 3.2. Energéticos de la vida
a) Carbohidratos. Energía de disponibilidad inmediata. Estructura. Actividad óptica.
Mono, di y polisacáridos.
Los carbohidratos, o hidratos de carbono, glúcidos o azúcares nos aportan abundante energía pero
primero veremos su clasificación y sus funciones.
Los Carbohidratos, también llamados hidratos de carbono, glúcidos o azúcares son la fuente más
abundante y económica de energía alimentaria de nuestra dieta.
Están presentes tanto en los alimentos de origen animal como la leche y sus derivados como en los
de origen vegetal; legumbres, cereales, harinas, verduras y frutas.
Dependiendo de su composición, los carbohidratos pueden clasificarse en:
Simples Monosacáridos: glucosa o fructosa
Disacáridos: formados por la unión de dos monosacáridos iguales o distintos: lactosa, maltosa,
sacarosa, etc.
Oligosacáridos: polímeros de hasta 20 unidades de monosacáridos.
Complejos Polisacáridos: están formados por la unión de más de 20 monosacáridos simples.
Función de reserva: almidón, glucógeno y dextranos.
Función estructural: celulosa y xilanos.
Funciones de los carbohidratos
Función energética. Cada gramo de carbohidratos aporta una energía de 4 Kcal. Ocupan el primer
lugar en el requerimiento diario de nutrientes debido a que nos aportan el combustible necesario
para realizar las funciones orgánicas, físicas y psicológicas de nuestro organismo.
Una vez ingeridos, los carbohidratos se hidrolizan a glucosa, la sustancia más simple. La glucosa es
de suma importancia para el correcto funcionamiento del sistema nervioso central (SNC) Diariamente,
nuestro cerebro consume más o menos 100 g. de glucosa, cuando estamos en ayuno, SNC recurre a
los cuerpos cetónicos que existen en bajas concentraciones, es por eso que en condiciones de
hipoglucemia podemos sentirnos mareados o cansados.
También ayudan al metabolismo de las grasas e impiden la oxidación de las proteínas. La
fermentación de la lactosa ayuda a la proliferación de la flora bacteriana favorable.
Carbohidratos y fibra vegetal
La fibra vegetal (presente en los carbohidratos complejos) presenta infinidad de beneficios, ayuda a
la regulación del colesterol, previene el cáncer de colon, regula el tránsito intestinal y combate las
subidas de glucosa en sangre (muy beneficiosa para los diabéticos), aumenta el volumen de las
heces y aumenta la sensación de saciedad, esto puede servirnos de ayuda en las dietas de control de
peso.
También se ha demostrado que los alimentos ricos en fibra soluble consiguen mayor efecto
hipocolesterolemiante que los vegetales ricos en fibra insoluble como el salvado al modular la
absorción de grasas, colesterol y azúcares en el intestino.
El requerimiento diario aconsejado es de 30 gramos al día, obtenida a través de frutas, verduras,
legumbres y cereales integrales.
Grandes ingestas de fibra (más de 30 g. al día) tiene efectos perjudiciales ya que afecta la absorción
de ciertos nutrientes como el calcio, el zinc y el hierro.
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14. La fibra dietética no se considera un nutriente ya que carece de valor calórico, razón por la cual
nuestro organismo no puede absorberla ni metabolizarla para obtener energía.
Engloba a todas aquellas sustancias vegetales que nuestro aparato digestivo no puede digerir,
actuando fundamentalmente sobre el tránsito intestinal combatiendo el estreñimiento.
Requerimientos diarios de carbohidratos en la dieta
En una dieta equilibrada, la ingesta de alimentos ricos en carbohidratos es del 55%, un 30% de
grasas y el 15% restante de proteínas.
Dentro de los carbohidratos se diferencian los simples o de rápida asimilación, como los dulces:
galletas, chocolates, mermeladas, postres, etc. y los complejos o de lenta asimilación como los
cereales integrales, verduras y frutas frescas, lácteos y legumbres.
Por lo que si deseamos controlar nuestro peso, evitar las caídas bruscas de azúcar en sangre y los
efectos que producen en nuestro estado de ánimo, debemos limitar los azúcares simples y
concentrarnos en los complejos o de asimilación lenta.
Una dieta basada en el consumo de cereales integrales libera una corriente continua de glucosa en
sangre que permanece por varias horas.
Debemos consumir entre 3 y 5 raciones al día de carbohidratos por ejemplo:
2 piezas de fruta fresca.
50 a 100 g. de arroz o pasta integral.
30 a 40 g. de galletas o pan integral.
30 a 60 g. de fruta desecada.
Lamentablemente, la alimentación de la sociedad moderna hoy en día, incluye el consumo del 70%
de carbohidratos, de los cuales, ni el 20% son complejos o de lenta asimilación, es por esto, que
junto al consumo excesivo de azúcares simples y grasas se detectan tantos casos de sobrepeso,
obesidad, problemas cardio-circulatorios, colesterol, etc.
Los glúcidos, carbohidratos, hidratos de carbono o sacáridos (del griego σάκχαρ "azúcar") son
moléculas orgánicas compuestas por carbono, hidrógeno y oxígeno. Son solubles en agua y se
clasifican de acuerdo a la cantidad de carbonos o por el grupo funcional aldehído. Son la forma
biológica primaria de almacenamiento y consumo de energía. Otras biomoléculas energéticas son las
(lípidos) grasas y, en menor medida, las proteínas y los ácidos nucleídos.
El término "hidrato de carbono" o "carbohidrato" es poco apropiado, ya que estas moléculas no son
átomos de carbono hidratados, es decir, enlazados a moléculas de agua, sino que constan de átomos
de carbono unidos a otros grupos funcionales. Este nombre proviene de la nomenclatura química del
siglo XIX, ya que las primeras sustancias aisladas respondían a la fórmula elemental Cn(H2O)n (donde
"n" es un entero=De 3 en adelante; según el número de átomos). De aquí que el término "carbono-
hidratado" se haya mantenido, si bien posteriormente se vio que otras moléculas con las mismas
características químicas no se corresponden con esta fórmula. Además, los textos científicos
anglosajones aún insisten en denominarlos carbohydrates lo que induce a pensar que este es su
nombre correcto. Del mismo modo, en dietética, se usa con más frecuencia la denominación de
carbohidratos.
Los glúcidos pueden sufrir reacciones de esterificación, aminación, reducción, oxidación, lo cual
otorga a cada una de las estructuras una propiedad especifica, como puede ser de solubilidad.
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15. Sinónimos
Carbohidratos o hidratos de carbono: Ha habido intentos para sustituir el término de hidratos de
carbono. Desde 1996 el Comité Conjunto de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada
(International Union of Pure and Applied Chemistry) y de la Unión Internacional de Bioquímica y
Biología Molecular (International Union of Biochemistry and Molecular Biology) recomienda el término
carbohidrato y desaconseja el de hidratos de carbono.
Glúcidos: Este nombre proviene de que pueden considerarse derivados de la glucosa por
polimerización y pérdida de agua. El vocablo procede del griego "glycýs", que significa dulce.
Azúcares: Este término sólo puede usarse para los monosacáridos (aldosas y cetosas) y los
oligosacáridos inferiores (disacáridos). En singular (azúcar) se utiliza para referirse a la sacarosa o
azúcar de mesa.
Sacáridos: Proveniente del griego σάκχαρον que significa "azúcar". Es la raíz principal de los tipos
principales de glúcidos (monosacáridos, disacáridos, oligosacáridos y polisacáridos).
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