3.8.3: Alimentos- Energía a partir de Grasas y Azúcares

Energía de Grasas y Azúcares

Anteriormente discutimos la naturaleza de las grasas y mencionamos que las grasas suelen proporcionar 9 Cal/g de energía alimentaria, mientras que los azúcares aportan aproximadamente 4 Cal/g Así que para almacenar la energía en 10 lb de grasa, tu cuerpo necesitaría almacenar 22.5 lb de carbohidratos o azúcares; pero es más extremo que eso. Debido a que los azúcares llevan alrededor de su propio peso de agua asociada en el cuerpo, ¡67.5 lb (31 kg) de glucógeno hidratado tiene el equivalente energético de 10 lb (5 kg) de grasa! ^[1]

La energía alimentaria en varios tipos de alimentos se da aproximadamente en la siguiente tabla ^[2], y puede encontrar el contenido de grasa (así como toda otra información nutricional) sobre casi todos los alimentos en el Boletín #8 del Departamento de Agricultura de los Estados Unidos que tiene un USDA con capacidad de búsqueda Base de datos de nutrientes. En la base de datos, las grasas se listan bajo “lípidos” /"Ácidos grasos” y luego bajo “saturadas” y "18:0 “, indicando el número de átomos de carbono (18) en el ácido graso, y el número de dobles enlaces (0) (ver Ejemplo 1).

Componente alimentario	Densidad Energética
	kJ/g	kcal/g
Grasa	37	9
Etanol (beber alcohol)	29	7
Proteínas	17	4
Carbohidratos	17	4
Sorbitol, edulcorantes de alcohol de azúcar)	10	2.4
Fibra dietética	8	2

Estos valores calóricos se miden en un “calorímetro de bomba” como el de la Figura.

Un calorímetro de bomba

Se sella una muestra de 1-2 g de alimento en un cilindro de acero de paredes pesadas (de aproximadamente 4" de diámetro y 7" de alto), que se muestra en el centro de la Figura, que luego se llena con oxígeno puro a 30-40 atmósferas de presión, y se sumerge en unos pocos litros de agua. La muestra se enciende eléctricamente, y el calor liberado se determina midiendo el aumento de temperatura del agua que rodea a la “bomba”.

Investiguemos la base de estos valores calóricos en términos de las reacciones químicas que proporcionan la energía. Los cambios energéticos que acompañan a las reacciones químicas casi siempre se expresan mediante ecuaciones termoquímicas. La combustión del ácido esteárico, que es el principal componente de las grasas saturadas, está escrita:

C ₁₈ H ₃₆ O ₂ (s) + 24 O ₂ (g) → 18 CO ₂ (g) + 18 H ₂ O (l) (25°C, 1 atm de presión)

Δ H _m = —11 407 kJ ^[3] (1)

Aquí el Δ H _m (subíndice delta H m) nos indica si la energía térmica se libera o se absorbe cuando se produce la reacción y también nos permite encontrar la cantidad real de energía involucrada. Por convención, si Δ H _m es positivo, el calor es absorbido por la reacción; es decir, es endotérmico. Más comúnmente, Δ H _m es negativo como en la Ec. (1), lo que indica que la energía térmica es liberada en lugar de absorbida por la reacción, y que la reacción es exotérmica. Esta convención sobre si Δ H _m es positiva o negativa mira el cambio de calor en términos de la materia realmente involucrada en la reacción y no en su entorno. En la reacción en la Ec. (1), los átomos de C, H y O han perdido colectivamente energía y es esta pérdida la que se indica por un valor negativo de Δ H _m.

Es importante notar que Δ H _m es la entalpía para la reacción tal como está escrita. La cantidad de calor liberado o absorbido por una reacción es proporcional a la cantidad de cada sustancia consumida o producida por la reacción. Así, la Eq. (1) nos dice que 890.4 kJ de energía térmica se emite por cada mol de C ₁₈ H ₃₆ O ₂ que se consume. Alternativamente, nos dice que se liberan 11407 kJ por cada 18 moles de H ₂ O producidos, o por cada 18 moles de dióxido de carbono producidos, o 24 moles de oxígeno consumido. Visto de esta manera, Δ H _m es un factor de conversión que nos permite calcular el calor absorbido cuando se consume o produce una cantidad dada de sustancia. Si q es la cantidad de calor absorbido y n es la cantidad de sustancia involucrada, entonces

\(\Delta H_{\text{m}}=\frac{q}{n}\)(2)

EJEMPLO 1

Ácido esteárico, 18:0

En el modelo molecular, cada curva en la estructura está ocupada por un átomo de carbono, y cada átomo de carbono tiene 4 enlaces; los enlaces faltantes son a átomos de hidrógeno, los cuales no se muestran.

a. ¿Cuánta energía térmica se obtiene cuando 1 g de C ₁₈ H ₃₆ O ₂, se quema en oxígeno de acuerdo con la ecuación anterior? La masa molar de ácido estérico es de 284.48 g/mol.

b. ¿Cuál es el valor calórico de 1 g de ácido esteárico, dado que Δ H _m = —11407 kJ para la ecuación (1)?

Solución

a. La masa de C ₁₈ H ₃₆ O ₂ se convierte fácilmente a la cantidad de C ₁₈ H ₃₆ O ₂ a partir de la cual la energía térmica q se calcula fácilmente por medio de la Ec. (2). El valor de Δ H _m es —11407 kJ por mol de C ₁₈ H ₃₆ O ₂. La hoja de ruta es

\(m_{\text{C}_{\text{18}}\text{H}_{\text{36}}\text{O}_{\text{2}}}\text{ }\xrightarrow{M}\text{ }n_{\text{C}_{\text{18}}\text{H}_{\text{36}}\text{O}_2}\text{ }\xrightarrow{\Delta H_{m}}\text{ }q\)para que\(q=\text{1.0 g C}_{\text{18}}\text{H}_{\text{36}}\text{O}_{2}\text{ }\times \text{ }\frac{\text{1 mol C}_{\text{18}}\text{H}_{\text{36}}\text{O}_2}{\text{284}\text{.48 g C}_{\text{18}}\text{H}_{\text{36}}\text{O}_{2}}\text{ }\times \text{ }\frac{-\text{11407 kJ}}{\text{1 mol C}_{\text{182}}\text{H}_{\text{36}}\text{O}_{2}}=\text{-40.09 kJ}\)

b.\(\text{-40.09 kJ}~\times~\frac{\text{1 kcal}}{\text{4.184 kJ}}~\times~\frac{\text{1 Cal}}{\text{1 kcal}}~=~-\text{9.84 Cal}\)

Nota: Por convención un valor negativo de q corresponde a una liberación de energía térmica por parte de la materia involucrada en la reacción.

Esto es cercano a los 9 Cal/g estimados para las grasas. Vimos antes que la mayoría de las grasas son triglicéridos, es decir, tendrían 3 sustituyentes de ácidos grasos (como el ácido esteárico) unidos a una “cadena principal” de glicerol en una grasa como el triestearato de glicerilo (“estearina”) (C ₅₇ H ₁₁₀ O ₆, M = 891.48). La estearina tiene un calor de combustión de -35 663 kJ/mol, por lo que 1 g produce (35 663 kJ/mol)/(891.48 g/mol) x (1 Cal/4.184 kJ) = 9.57 Cal. Cuando nuestro cuerpo requiere energía, los triglicéridos se convierten en ácidos grasos libres, y transportados por la albúmina sérica en la sangre a las células donde se requiere energía. La albúmina sérica es necesaria porque la solubilidad de los ácidos grasos es baja en la sangre a base de agua. ^[4]

En comparación, la sacarosa (C ₁₂ H ₂₂ O ₁₁) tiene una masa molar de 342.3 g/mol y un calor de combustión de -5645 kJ/mol, por lo que produce 16.49 kJ/g o 3.94 Cal/g, muy cerca del valor estimado, por la combustión:

C ₁₂ H ₂₂ O ₁₁ (s) + 12 O ₂ (g) → 12 CO ₂ (g) + 11 H ₂ O (l) (25°C, 1 atm de presión)

Δ H _m = —5 645 kJ mol ^{—1 [5]}

La cantidad Δ H _m es el cambio de entalpía para la reacción tal como está escrito. En este contexto el símbolo Δ (delta) significa cambio en” mientras que H es el símbolo de la cantidad que se está cambiando, es decir, la entalpía. Trataremos la entalpía con cierto detalle en el Cap. 15. Por el momento podemos pensarlo como una propiedad de la materia que aumenta cuando la materia absorbe energía y disminuye cuando la materia libera energía.

Es importante darse cuenta que el valor de Δ H _m dado en ecuaciones termoquímicas como (1) depende del estado físico tanto de los reactivos como de los productos. Así, si se obtuviera agua como líquido en lugar de gas en la reacción en la Ec. (1), el valor de Δ H _m sería diferente de -890.4 kJ. También es necesario especificar tanto la temperatura como la presión ya que el valor de Δ H _m depende muy ligeramente de estas variables. Si estos no se especifican [como en la Ec. (3)] generalmente se refieren a 25°C y a la presión atmosférica normal.

Dos características más de las ecuaciones termoquímicas surgen de la ley de conservación de energía. La primera es que escribir una ecuación en la dirección inversa cambia el signo del cambio de entalpía. Por ejemplo,

H ₂ O (l) → H ₂ O (g) Δ H _m = 44 kJ (3 a) nos dice que cuando se vaporiza un mol de agua líquida, se absorbe 44 kJ de calor. Esto corresponde a que el calor se absorbe de tu piel cuando se evapora la transpiración, y te enfrías. La condensación de 1 mol de vapor de agua, por otro lado, desprende exactamente la misma cantidad de calor. H ₂ O (g) → H ₂ O (l) Δ H _m = —44 kJ (3 b) Para ver por qué esto debe ser cierto, supongamos que Δ H _m [Eq. (4a)] = 44 kJ mientras Δ H _m [Eq. (4b)] = —50.0 kJ. Si tomáramos 1 mol de agua líquida y permitiéramos que se evaporara, se absorberían 44 kJ. Entonces podríamos condensar el vapor de agua, y se desprenderían 50.0 kJ. Podríamos volver a tener 1 mol de agua líquida a 25°C pero también tendríamos 6 kJ de calor que se habían creado de la nada! Esto violaría la ley de conservación de la energía. La única manera en que el problema puede evitar es que Δ H _m de la reacción inversa sea igual en magnitud pero opuesto en signo de Δ H _m de la reacción hacia adelante. Es decir, Δ H _m adelante = —Δ H _m atrás

Referencias

1. es.wikipedia.org/wiki/Fatty_a... tabolismo #Fatty ácidos como fuente de energía
2. es.wikipedia.org/wiki/Food_energy dar
3. home.fuse.net/clymer/rq/hoctable.html
4. es.wikipedia.org/wiki/Fatty_acid_metabolismo
5. home.fuse.net/clymer/rq/hoctable.html