NOMBRE:_________________________________________ GRADO: NOVENO 1________________________________

DESARROLLO DE LA TABLA DE SABER

UNIDAD 4: NOMENCLATURA QUÍMICA Y REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS DESEMPEÑOS

1. Elabora una comparación entre los diferentes tipos de reacciones presentando a través de instrumentos su producción intelectual.

2. Diseña y elabora un modelo de reacción, sustenta sus componentes en plenaria.

3. Construye una pregunta tipo ICFES sobre alguna experiencia, socializa las posibles respuestas.

INTRODUCCIÓN

La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos, a partir de estos cambios se generan diversidad de compuestos que están presentes en la vida cotidiana como el agua, el azúcar, la sal, los óxidos, entre otros. Los compuestos no son fruto de combinaciones al azar de los elementos de la tabla periódica, sino que son el resultado de la combinación, en determinadas proporciones, de elementos que guardan entre sí una cierta “afinidad”. Estas limitaciones vienen prefijadas por la capacidad de combinación o valencia de los elementos que, a su vez, es

función de la estructura electrónica de los átomos implicados.

Las sustancias generadas por las diversas combinaciones, al tiempo que son identificadas sus características (propiedades físicas y químicas), requieren ser clasificadas y nombradas correctamente en un lenguaje universal; para ello, existe una organización destinada a abordar este tipo de tareas, ella es la IUPAC (The International Union of Pure and Applied Chemistry).

En el presente escrito, se presentará algunas definiciones asociadas a los cambios químicos que se presentan en la materia (reacciones químicas), clasificaciones de ellos (tipos de reacciones químicas), representaciones de los mismos (ecuaciones químicas) y algunas de las clasificaciones de las sustancias (funciones químicas).

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

CONCEPTOS FUNDAMENTALES

En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de cambio. La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la delicada

relación entre materia y energía.

Fenómenos físicos y químicos

En la naturaleza y en la vida diaria, nos encontramos constantemente con fenómenos físicos y con fenómenos químicos. Pero, qué son cada uno de estos fenómenos:

Fenómeno físico: es aquél que tiene lugar sin transformación de materia. Cuando se conserva la sustancia original. Ejemplos de

este tipo de cambios son:

Cambios de estado. Mezclas. Disoluciones. Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.

Fenómeno químico: es aquél que tiene lugar con transformación

de materia. En este caso, los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias: desaparecen unas y aparecen otras con propiedades muy distintas. No se conserva la sustancia original y no es posible volver atrás por un procedimiento físico (como

calentamiento o enfriamiento, filtrado, evaporación, etc.)

Ejemplos: cuando se quema un papel, cuando se respira, y en

cualquier reacción química.

Fotosíntesis Fenómeno

la hoja toma CO2 del aire,(también llega el H2O tomada del suelo por la raíz )

físico

El AGUA se transforma en hidrógeno y oxígeno químico

El OXÍGENO se desprende de la planta y vuelve a la atmósfera

físico

El hidrógeno reacciona con el dióxido de carbono para formar almidón

químico

En un AUTO Fenómeno

Se INYECTA gasolina en un carburador, físico

Se MEZCLA con aire, físico

La mezcla se CONVIERTE en vapor, físico

Se QUEMA ( y los productos de la combustión ) químico

Se EXPANDEN en el cilindro físico

Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades, se ha de

pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular.

De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico.

Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia

(o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. En ella, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales. Con frecuencia, sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En tales casos, las moléculas de la descripción anterior deben ser consideradas realmente como agregados iónicos. Las

ecuaciones químicas son el modo de representar a las

reacciones químicas.

En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iníciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones

químicas en la forma:

Reactivos (reacción química)

productos

Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta

reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"

La flecha significa "produce".

Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos.

A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.

Los números al lado de las formulas son los coeficientes (que

indican la cantidad de átomos y/o moléculas que intervienen en la

reacción, el coeficiente 1 se omite).

Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química:

(s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa

Características o Evidencias de una Reacción Química:

Formación de precipitados.

Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.

Desprendimiento de luz y de energía. Reglas:

En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)

No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Reacciones de Síntesis o Composición

En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto.

Ej. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)

Reacciones de Descomposición o Análisis

Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo

reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.

Ej: La ecuación que representa la reacción es la siguiente

2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

Reacciones de Desplazamiento o Sustitución Sencilla

Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de actividad de los no metales más comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más

activo.

AB + C CB + A ó AB + C AC + B

Ej: La ecuación que representa la reacción es la siguiente

Mg (s) + CuSO4 (ac) MgSO4 (ac) + Cu (s)

Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio

Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en

solución acuosa.

Ej. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

AgNO3 (ac) + HCl (ac) HNO3 (ac) + AgCl (s)

Reacciones de Combustión

Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía. Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la

respiración celular es una de ellas.

Hidrocarburo + O2 H2O + CO2

Ej. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

C6H12O6 + O2 H2O + CO2

ACTIVIDAD 1. Clasifique las siguientes reacciones como uno de

los cinco tipos de reacciones descritos.

a. 2 H2 + O2 2 H2O b. H2CO3 + 2 Na Na2CO3 + H2 c. Ba(OH)2 H2O + BaO d. Ca(OH)2 + 2 HCl 2 H2O + CaCl2 e. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O f. 2 Na + Cl2 2 NaCl

g. Cl2 + 2 LiBr 2 LiCl + Br2

COMPUESTOS QUÍMICOS Y NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA

Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos en categorías. Una de ellas los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, distinguiéndose así los compuestos binarios y los compuestos ternarios. También se los puede clasificar según el tipo de compuesto. A continuación se ilustran algunos compuestos inorgánicos:

Estos compuestos químicos tienen distintas estructuras, dadas por la distribución de sus átomos y la forma en que estos se enlazan. Existen varias formas diferentes de enlace, que definen las características de cada tipo de compuesto.

Cuando los átomos pierden o ganan electrones, se transforman en iones. Un ión es una especie con carga neta, positiva (catión)

o negativa (anión). Cuando un compuesto se forma por unión de un anión y un catión, lo hace por enlace iónico. El compuesto

resultante está formado por numerosos iones de ambos tipos, y se llama compuesto iónico. Otro tipo de enlace es el enlace covalente, en el cual dos

átomos comparten un par de electrones. Hay dos tipos de compuestos covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos covalentes reticulares. ÓXIDOS: Son compuestos binarios formados por combinación

del oxígeno en su número de oxidación –2, con otro elemento, que se denominará E, actuando con valencia (n) positiva. (La valencia de un elemento es el número de oxidación, sin signo).

Su fórmula general es: E2On. Los subíndices se obtienen al

intercambiar las valencias de ambos elementos, e indican el número de veces que ese elemento está presente en el compuesto. La forma más simple de formular un óxido es a partir de sus elementos, conociendo el número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno es, en este tipo de compuestos, siempre -2; solo resta entonces conocer el del segundo elemento. Más adelante veremos otra forma de obtener los óxidos, partiendo de los elementos y usando reacciones químicas. Ejemplos de formulación de óxidos: Li+ y O2- Li2O Fe3+ y O2- Fe2O3 Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se simplifican para llegar a la fórmula del óxido: Ca2+ y O2- Ca2O2 CaO ; Pb4+ y O-2 Pb2O4

PbO2 ; Mn6+ y O2- Mn2O6 MnO3 Nomenclatura: existen varias formas de nombrar los compuestos químicos, algunas nuevas, como las recomendadas por la IUPAC, y otras más antiguas. En el presente texto se abordará la nomenclatura tradicional. 3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de

compuesto químico, y luego se usan diferentes terminaciones e incluso prefijos, para hacer referencia al número de oxidación del elemento principal. Cuando el elemento posee una única valencia, se añade la terminación “ico”.

Ejemplo: CaO Oxido cálcico Cuando el elemento posee dos valencias, se añade la terminación “ico”a la mayor y “oso” a la menor. Ejemplo:

PbO Oxido plumboso

PbO2 Oxido plúmbico Cuando el elemento posee tres valencias, se añade la terminación “oso” a la menor de ellas, “ico” a la siguiente y a la mayor se la indica con el prefijo “per” y la terminación “ico”.

Ejemplo:

CrO Oxido cromoso

Cr2O3 Oxido crómico

CrO3 Oxido percrómico

Cuando el elemento posee cuatro valencias, se indican, la menor de todas con el prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente

en orden creciente por la terminación “oso”, la tercera por la terminación “ico” y la mayor con el prefijo “per” y la terminación “ico”. Ejemplo:

Cl2O Oxido hipocloroso

Cl2O3 Oxido cloroso

Cl2O5 Oxido clórico

Cl2O7 Oxido perclórico Comparemos las tres nomenclaturas para una misma serie de óxidos:

Ejemplo Nomenc. sistem. Nomenc. stock Nomenc. Tradic.

K2O monóxido de dipotasio

óxido de potasio

óxido potásico

Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro(III)

óxido férrico

FeO monóxido de hierro óxido de hierro(II)

óxido ferroso

SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV)

óxido estánnico

ACTIVIDAD 2: Escriba la fórmula de los óxidos que forman los

siguientes iones y nómbrelos. Mg (II), Ag (I), Br (I), Cl (III), Zn (II), Fe (III), Cu (II), I (VII), Br (V). En los ejercicios anteriores, habrá notado que el oxígeno se combinaba con diferentes tipos de elementos. Esto determina el tipo de óxido formado, y otras particularidades, como su comportamiento frente al agua y el tipo de compuesto que forman en este caso. Existen cuatro clases de óxidos: Hasta ahora, se han obtenido directamente con los elementos y conociendo el número de oxidación en que estos actuaban. Se verá a continuación, como se forman realmente, desde su reacción química. Los óxidos se forman a partir de sus elementos (los elementos tienen n° de oxidación cero). Así, el óxido de litio se forma a partir de: Li (s) + O2 (g) Li2O (s)

Li (s) + O2 (g) = Li2O (s)

Esto significa que “todos los elementos que están como reactivos deben estar también entre los productos”, y deben estarlo “en la misma cantidad” a ambos lados del signo igual.

Esto es cierto además, porque los átomos no se crean ni se destruyen, por lo tanto, una ecuación química deberá tener el mismo número de átomos de cada tipo a cada lado de la flecha, tiene que haber un equilibrio o balance de los elementos. Debemos balancear la ecuación. Para ello se usa números enteros multiplicando a cada compuesto, de forma tal que el número de átomos de cada tipo sea el mismo a ambos lados de

la flecha. Estos números se llaman coeficientes estequiométricos.

Para el ejemplo, hay un átomo de Li entre los reactivos y dos entre los productos, mientras que para el O la relación es inversa. ¿Por qué número se debe multiplicar al Li y/o al O para igualar la ecuación? Si se empieza por el Li, podría multiplicar el elemento Li (en los reactivos) por 2, con eso estaría balanceado: 2Li (s) + O2 (g) Li2O (s) Si a continuación se quiere balancear el O, también se tendría que multiplicar el óxido por 2, pero esto produce un desbalance del Li. 2Li (s) + O2 (g) 2 Li2O (s) Se tiene que empezar de nuevo, esta vez se comienza por balancear el O. Si se multiplica el óxido por 2, este elemento queda igualado y ahora se tienen 4 átomos de Li entre los productos, Li (s) + O2 (g) Li2O (s) Como solo hay un átomo de Li en los reactivos, simplemente se multiplica por 4. 4 Li (s) + O2 (g) 2 Li2O (s) La ecuación ya está balanceada. Si ahora se lee, dice que “4 átomos de Li se combinan con dos moléculas de Oxígeno para formar 2 moléculas de óxido de litio”. (¿Nótese que al hablar de Oxígeno se llamó “molécula”, al Litio “átomo” y al óxido “fórmula unidad”? Es porque los átomos de oxígeno están unidos formando una molécula, un compuesto de estructura definida: 2 átomos de O, unidos por un tipo de enlace llamado covalente; el Litio es un metal, con una estructura diferente y el óxido es un compuesto formado por iones, también en una estructura definida, pero con un enlace llamado iónico. Es muy importante tener en cuenta:

Solo se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los subíndices.

Las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican su estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l), gaseosos (g) o acuosos (ac).

ACTIVIDAD 3: escriba la reacción de formación de los óxidos

que obtuvo en los ejercicios anteriores. HIDRÓXIDOS: son compuestos formados por la combinación del grupo hidroxilo u oxidrilo (OH-) y un catión, generalmente metálico. El grupo OH– es un ión poliatómico con carga negativa

–1, y a los efectos de la nomenclatura, se lo trata como si fuera un solo elemento con número de oxidación –1. Por esto los hidróxidos son considerados compuestos seudobinarios.

Su fórmula genérica es: Me (OH)n Donde Me es el catión y el

subíndice “n” es su valencia. Ésta siempre se escribe fuera de un paréntesis que incluye al oxidrilo, porque significa que multiplica los dos elementos que lo componen, y se interpreta como el número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese

catión. El subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) por lo que dijimos antes respecto a la carga del oxidrilo. Para formularlos, nuevamente la manera más simple es partir desde el catión y el oxidrilo, ambos con su número de oxidación. Por ejemplo: Na+ (ac) y OH– (ac) NaOH (ac) Mg2+ (ac) y OH– (ac) Mg(OH)2 (ac) Al3+ (ac) y OH– (ac) Al(OH)3 (ac)

Para nombrarlos, se puede usar la nomenclatura tradicional, indicando que el tipo de compuesto es un “hidróxido” y usando las terminaciones adecuadas, según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de” seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. En el caso de los ejemplos anteriores, sería:

NaOH Hidróxido sódico o Hidróxido de Sodio (I)

Mg(OH)2 Hidróxido magnésico o Hidróxido de Magnesio (II)

Al(OH)3 Hidróxido alumínico o Hidróxido de Aluminio (III) Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta que no se indique el mismo, pues se supone conocido. ACTIVIDAD 4: formular y/o nombrar los hidróxidos de los

siguientes iones: Mg (II), Ag (I), Zn (II), Fe (III), Cu (I) Hidróxido de potasio, Hidróxido cálcico, Hidróxido ferroso, Hidróxido de sodio, Hidróxido de zinc, Hidróxido cúprico, Hidróxido de magnesio. Los óxidos básicos u óxidos metálicos (que resulta de la combinación de el oxígeno con un elemento metálico), produce al mezclarse con agua, los hidróxidos. Esta “mezcla” con agua es una reacción química. Tanto la reacción química como la ecuación química que la representa, se escriben de forma similar a como se hace con los óxidos. Y por supuesto, también se balanceará. Ejemplos: Na2O (s) + H2O (l) NaOH (ac) MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2 (ac) Al2O3 (s) (s) + H2O (l) Al(OH)3 (ac) Para balancear estas ecuaciones, esta vez conviene empezar por el metal y luego balancear los oxígenos e hidrógenos. Para la primera, hay dos átomos de cada tipo (Na, O, H) entre los reactivos, y solo uno de cada uno entre los productos, por lo que solo hará falta multiplicar este por 2. Na2O (s) + H2O (l) 2 NaOH (ac) En la segunda ecuación, todos los elementos están equilibrados, por lo que no hace falta agregar ningún coeficiente. Sin embargo en la tercera, todos los elementos están en distinto número a cada lado de la flecha. Si se empieza balanceando el Al, se tendría que multiplicar por 2 el hidróxido,

Al2O3 (s) + H2O (l) 2Al(OH)3 (ac)

Ahora, quedan 4 oxígenos y 2 hidrógenos como reactivos, y 6 de cada uno como productos. Dado que el hidrógeno está todo en el mismo compuesto (H2O) será más fácil seguir el balanceo con este elemento, que con el oxígeno, que está presente en dos reactivos distintos. De esta forma, si se multiplica el H2O por 3, los hidrógenos quedan equilibrados en 6 átomos a cada lado de la flecha. Al2O3 (ac) + 3 H2O (l) 2Al(OH)3 (ac) Si ahora se cuentan los átomos de oxígeno, también hay 6 de cada lado y ya están equilibrados. ACTIVIDAD 5: escribir la reacción de formación de los hidróxidos de la actividad 4. OXOÁCIDOS: Son compuestos ternarios, formados por la

combinación de tres elementos distintos, Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento, que por ahora se llamará E, y que en la mayoría de los casos es no metálico La fórmula general de los oxoácidos es: HaEbOc. La IUPAC

admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la terminación (y el prefijo si se

requiere) correspondiente al índice de oxidación, al nombre del elemento (se trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos). Así, el oxoácido de N (III) se llama ácido nitroso, porque usa el menor número de oxidación y el de S será ácido sulfúrico porque usa el mayor. ACTIVIDAD 6: Escriba la fórmula o nombre, según sea el caso, de los siguientes oxácidos, con el número de oxidación indicado: C (IV), Cl (I), Br (III), I (V), Br (VII) Reacciones de formación de oxácidos. Para el ácido nitroso, se parte de los reactivos, óxido de N(III) y molécula de agua, para obtener como producto el oxoácido. La forma más simple es escribir primero el esqueleto del mismo y a continuación sumar todos los átomos de cada elemento que están presentes como reactivos, colocando este número como subíndice del elemento correspondiente en el producto: N2O3 (g) + H2O (l) HNO (ac)

Se tienen 2 átomos de N, 2 de H y 4 de O entre los reactivos, o sea que en el producto se pondrá: N2O3 (g) + H2O (l) H2N2O4 Lo que resta es simplificar (que siempre que todos los

subíndices de un compuesto sean múltiplos entre sí o de algún número -generalmente 2- hay que simplificarlos). En este caso, todos son divisibles por 2, por lo cual, la fórmula quedaría así: N2O3 (g) + H2O (l) HNO2 (ac) Ahora sí, se tiene el ácido nitroso. En la ecuación, se tiene de cada elemento, el doble en los reactivos que en los productos. Como en este caso solo hay un producto, bastará con multiplicarlo por 2 para equilibrar la ecuación.

N2O3 (g) + H2O (l) 2 HNO2 (ac) Ahora sí, la reacción está completa. ACTIVIDAD 7: escriba la reacción de obtención de los oxoácidos que formuló en la actividad 6 HIDRÁCIDOS: este segundo tipo de ácidos, se forma por

combinación de H con un elemento no metálico, F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación -1, o S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Son compuestos binarios del H, en los que este elemento actúa con número de oxidación +1, y existen como tales disueltos en agua. La fórmula de los hidrácidos es: HEn Siendo E el elemento no metálico y n su valencia.

Para formular estos compuestos, se parte otra vez de sus elementos y sus números de oxidación. Por ejemplo: H+ (ac) + Cl- (ac) HCl (ac) H+ (ac) + Se2- (ac) H2Se (ac) Para nombrarlos, se indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídrico”. Para los ejemplos: HCl Ácido Clorhídrico H2Se Ácido Selenhídrico Para obtenerlos, se burbujea el hidruro gaseoso en agua, formándose el correspondiente hidrácido. HCl (g) HCl (ac) H2S (s) H2S (ac) ACTIVIDAD 8: Escriba la formula o nombre, según sea el caso, los siguientes compuestos. Acido fluorhídrico, Acido telurhídrico, Acido bromhídrico. HI, H2S ACTIVIDAD 9: Escriba la reacción de formación de los hidrácidos

anteriores.

BIBLIOGRAFÍA

http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/nomenclatura_qca.htm http://web.educastur http://www.fbioyf.unr.edu.ar/textos/ingreso2007/unidad2.pdf http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htm Mondragón Martinez, César Humberto. Química I. Ed. Santillana. Santa Fe de Bogotá. 2001. 344p.

ANEXO

REACCIONES QUÍMICAS EN NUESTRO ORGANISMO

Las reacciones químicas están presentes en todos los ámbitos de la naturaleza. No olvidemos que todo cuerpo, vivo o inerte, está formado por sustancias, las cuales a su vez están compuestas de moléculas o redes cristalinas. Entre las sustancias se dan constantemente reacciones químicas. Por ejemplo: - Fenómenos de oxidación y corrosión. Combustiones. También en los seres vivos están presentes las reacciones químicas. La existencia de todo organismo vivo está basada en las reacciones que se producen entre sustancias del propio organismo y/o sustancias del exterior. Detrás de cualquier acto de un ser vivo, hay una o múltiples reacciones químicas. Por poner algunos ejemplos:

Metabolismo de los alimentos: todos los procesos digestivos se basan en reacciones.

Recepción de estímulos: la visión, el olfato, el oído, la respuesta al calor, o al dolor, se deben a impulsos nerviosos. Dichos impulsos se generan a partir de reacciones entre unas sustancias llamadas neurotransmisores.

Crecimiento: Elaboración de proteínas y nuevas células

Mecanismos de defensa a las enfermedades. Inmunidad.

Fermentación y descomposición de materia orgánica, por parte de microorganismos.

El ser humano necesita materiales con los que construir o reparar su propio organismo, energía para hacerlo funcionar y reguladores que controlen ese proceso. La nutrición incluye un conjunto de procesos mediante los cuales nuestro organismo incorpora, transforma y utiliza los nutrientes contenidos en los

alimentos para mantenerse vivo y realizar todas sus funciones.

Se puede decir que nuestro organismo vive de carbohidratos, grasas, proteínas y otros elementos esenciales (vitaminas y minerales). Sin embargo, ninguno de ellos puede absorberse como tal, por lo que carecen de valor nutritivo mientras no sean

digeridos.

La digestión transforma los carbohidratos, grasas y proteínas en compuestos que se pueden absorber: glucosa, ácidos grasos y aminoácidos, respectivamente.

La absorción implica el paso de los productos finales de la digestión, junto con vitaminas, minerales, agua, etc. a través del aparato digestivo a nuestro organismo.

El metabolismo se puede definir como el conjunto de reacciones químicas que permiten a las células seguir viviendo, y que implican a los nutrientes absorbidos.

¿Cómo se produce la digestión? Si intentamos imaginar como un

alimento, el que sea, tiene que pasar a constituir parte de nosotros mismos, o servir para ayudarnos a realizar todas nuestras funciones, debemos aceptar que debe sufrir una

transformación.

Ese alimento formaba parte de un organismo ya estructurado (constituido con carbohidratos, grasas, proteínas, etc), por lo que primero hay que degradarlo a elementos más simples, paso que se realiza mediante la digestión.

Ésta se lleva a cabo en el aparato digestivo, y en ella colaboran dos elementos fundamentales producidos por las células de dicho aparato: las secreciones digestivas, y las enzimas. Por ejemplo, la secreción ácida del estómago no es un capricho que sirva para causar "acidez", sino que es necesaria para digerir adecuadamente las proteínas, la secreción biliar (bilis) es

necesaria para disolver adecuadamente las grasas.

Las enzimas son un tipo de proteínas que regulan virtualmente todas las reacciones químicas dentro del organismo (en este caso "se pegan" a los nutrientes y favorecen que se degraden). La mayor fuente de enzimas se produce en el páncreas, pero también se producen en el resto del aparato digestivo, incluso en

la boca.

La absorción se lleva a cabo a través de las células presentes en el tubo digestivo, principalmente en el intestino delgado. Estas células tienen multitud de pliegues para que la superficie de absorción sea la mayor posible. La capacidad total de absorción del intestino delgado es enorme: hasta varios kg de carbohidratos, 500- 1000 gr. de grasa, y 20 o más litros de agua al día. El intestino grueso absorbe fundamentalmente agua y minerales. Los nutrientes una vez absorbidos pasan a la sangre, desde donde son distribuidos hacia los distintos

órganos.

Todo el proceso digestivo está regulado por el sistema nervioso y por distintas hormonas específicas. El estado psíquico influye en el proceso digestivo a través del sistema nervioso.

¿Cómo se produce la absorción? El metabolismo: incluye los procesos de síntesis y degradación que tienen lugar en el ser vivo y que sostienen la vida celular. Todos y cada uno de los nutrientes sufren un proceso metabólico.

La reserva de la glucosa: La glucosa absorbida es procedente de los "almidones" ó féculas, el azúcar común ó sacarosa, y de la

lactosa (el azúcar de la leche).

Si nos fijamos en los hidratos de carbono, hay que considerar que la glucosa absorbida, puede tener 3 destinos:

almacenarse en el hígado o músculo en forma de glucógeno (muchas moléculas de glucosa unidas)

convertirse en grasa ser utilizada directamente

El glucógeno almacenado en el hígado es capaz de degradarse en glucosa y ser liberada a la circulación cuando se necesita, para mantener constante la glucosa en sangre durante el ejercicio o el ayuno. El glucógeno muscular se usa como fuente de energía en el propio músculo donde se convierte en ácido

láctico (el exceso del mismo puede provocar "agujetas").

Cuando el aporte de glucosa es excesivo se transforma en grasa y se almacena de esta forma.