Biofísica aplicada a la fisioterapia.

PROFESOR: ANDRÉS TEXCO LÓPEZ

MODO DE TRABAJO • 80% de asistencia= Derecho a exámenes.

• Examen Parcial 1= 40%.

• Examen Parcial 2 (Final)= 50%.

• Ensayos, Tareas, Exposiciones, Participación: 10% (Influye sobre exámenes).

• Normas:

• 10 min. de tolerancia.

• No gorras, no uso de celulares (llamadas y/o mensajes), no rastas, no piercing evidentes.

• Respeto entre compañeros (preguntas, dudas, comentarios) y entre el profesor.

• Comunicación, confianza. Somos facilitadores.

• 1 mes de gracia para el uniforme.

ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE

CON LA CONDUCCIÓN DEL

DOCENTE:

•Análisis y discusión de los temas

•Exposición en equipo

•Investigación bibliográfica

•Elaboración de mapas conceptuales y

cuadros sinópticos.

DE MANERA INDEPENDIENTE:

•Lectura

•Búsqueda en Internet

•Elaboración de resúmenes

•Ir encontrando su especialización.

CULTURA DEL

ESFUERZO

ESPÍRITU DE SUPERACIÓN

APRENDIZAJE PERMANENTE

TEMARIO

OBJETIVO GENERAL DE LA ASIGNATURA Al finalizar el curso el alumno será capaz de: • Analizar los principios biofísicos para correlacionarlos a las modalidades que aplicará al cuerpo humano.

1. Introducción a la Biofísica 1.1. Estructura molecular de los sistemas biológicos 1.2. Enlaces intramoleculares 1.3. Excitación molecular y transferencia de energía 1.4. Movimiento molecular térmico 1.5. Interacción molecular e iónica como base para la formación de estructuras biológicas 2. Fenómenos interfaciales y membranas 2.1. Energía y dinámica de los sistemas biológicos 2.2. Conceptos fundamentales de termodinámica 2.3. El equilibrio iónico en el medio acuoso de la célula 2.4. Análisis termodinámico de los fluidos 2.5. Desequilibrio iónico en la célula 2.6. Campos electromagnéticos de las células y sus organelos

3. Propiedades mecánicas de los materiales biológicos 3.1. Biomecánica del comportamiento de los fluidos 3.2. Factores físicos del medio ambiente 3.3. Temperatura respuesta de un tejido vivo 3.4. Presión 3.5. Oscilaciones mecánicas 3.6. Campos estáticos 3.7. Radiación ionizante y no ionizante 3.8. Cinética de los sistemas biológicos 3.9. Teoría de los sistemas 3.10. Sistemas de metabolismo y transporte 4. Mecánica del movimiento interno humano 4.1. El anabolismo celular convertido en energía 4.2. El metabolismo celular convertido en trabajo 4.3. El catabolismo celular como liberador de energía 4.4. Los procesos biológicos complejos 4.5. La tensión y deformidad de la célula 4.6. La viscoelasticidad de los fluidos corporales

TIPO TÍTULO AUTOR EDITORIAL AÑO

1 Libro Fundamentos de biofísica

Quiñonez P. G. Trillas 2012

2 Libro Bioquímica Lehninger Omega. 2000

3 Libro Fisicoquímica Levine I. N. Mc Graw Hill 2002

4 PDF Varios

1. INTRODUCCIÓN A LA BIOFÍSICA

• 1.1 Estructuras moleculares de los sistemas biológicos

¿Bio…qué?

Finalidades de la Biofísica.

• Analizar el cuerpo humano a través de la física, química y matemáticas.

• Estas ciencias, se acepte o no, tienen una relación con los diversos y complejos procesos que se llevan a cabo en al organismo.

• Calcular concentraciones (colesterol, glucosa, insulina, etc.) y analizar una reacción enzimática.

• ¿Cómo y por qué reaccionan los tejidos, los órganos y el hombre en su totalidad frente a cambios en el ambiente exterior y el medio que rodea a sus células?

• Comprender los mecanismos por los que el hombre camina, piensa e incluso, se emociona.

Se usan “modelos” (matemáticos, termodinámicos, físicos y químicos):

1.El hombre puede ser considerado como una solución cuyo solvente es el agua (60-65%), y cuyos solutos son proteínas, glucosa, urea, sodio, cloruro, potasio, etc.

2.El hombre es una máquina capaz de transformar una forma de energía en otra (la e en los alimentos a calor). Se gasta energía cuando hay una contracción muscular, cuando se respira, cuando la sangre circula, cuando se estudia…cuando se vive.

Ramas en las que interviene la física en el campo de la biología.

Bioelectricidad: Analiza los procesos eléctricos y electroquímicos en un ser vivo.

Biomecánica: Estudia la mecánica del movimiento en los organismos (vuelo, locomoción, natación, fabricación de prótesis movibles).

Bioenergética: Analiza las transformaciones de la energía (captura y almacenamiento en la célula).

Bioacústica: Investiga y aplica la transmisión, captación y emisión de ondas sonoras por los biosistemas.

Biofotónica: Interacciones de los biosistemas con los fotones (visión, fotosíntesis).

Radiobiología: Efectos biológicos de la radiación ionizante y no ionizante, así como sus aplicaciones en las técnicas biológicas de campo y laboratorio.

La biofísica médica estudia la aplicación de los principios físicos a la biología del ser humano: tanto en el análisis de lesiones y enfermedades secundarias, así como el uso de estos principios en cuestiones terapéuticas y/o de diagnóstico.

Sistema biológico

• Es un conjunto de órganos y estructuras similares que trabajan organizados para cumplir alguna función fisiológica en un ser vivo.

Elementos esenciales Macroelementos: C, H, O, N

Microelementos: – Na+ Regula la presión osmótica

– K+ Cofactor enzimático

– Cl- Presión osmótica

– Ca+2 Tejido óseo

– Mg+2 Cofactor enzimático

– P Transferencia de energía

– S Aminoácidos, polisacaridos, etc.

Elementos traza: Fe, Cu, Zn, Mo, B, etc.

Biomoléculas • Son las moléculas constituyentes de los seres

vivos

Carbohidratos 1 %

Proteínas 12 %

Lípidos 5 %

Ácidos Nucleicos 2 %

Agua 80 %

Estructuras moleculares

Glucosa

CARBOHIDRATOS

PROTEINAS

Albúmina

LÍPIDOS

ÁCIDOS NUCLEICOS

Ácido oleico

ADN ARN

Carbohidratos

Es una biomolécula compuesta de átomos de C, H, O

Glúcidos, hidratos de carbono o sacáridos (“AZUCAR”)

Enlace glicosídico

Glucosa Manosa Fructosa

Almidón Glucógeno Celulosa Quitina

MONOSACARIDOS DISACARIDOS POLISACARIDOS

Función en los seres vivos

Energía

(glucosa)

Almacenaje

(almidón/glucógeno)

Estructural

Pared celular (celulosa)/Glucosamina

Proteínas Son biomoléculas formadas por un gran número de unidades de

aminoácidos

Oligopéptido: de 2 a 10 aminoácidos Polipéptido: de 10 a 100 aminoácidos Proteína: más de 100 aminoácidos

Enlace peptídico

Función de las proteínas Estructural: Colágeno Inmunológica: anticuerpos Enzimática: sacarasa Contráctil: actina Homeostática: mantiene el pH (tampón químico) Protectora o defensiva: trombina y fibrinógeno

Lípidos Son biomoléculas compuestas por C, H, O, P, S, N.

Son hidrofóbicas.

Los lípidos más pequeños son los ácidos grasos (RCOOH)

Triacilgliceroles (grasas y aceites) Glicerofosfolípidos o fosfoglicéridos Esfingolípidos Ceras

Ácido palmítico

Ácido palmitoleico

FUNCIONES DE LOS LÍPIDOS Reserva energética: triglicéridos Estructural: fosfolípidos Reguladora: hormonas esteroides

Ácidos Nucleicos

Dos tipos ADN y ARN

Resultan de la unión de nucleótidos.

Un nucleótido está formado por la unión de un grupo fosfato al carbono 5’ de una pentosa. A su vez la pentosa lleva unida al carbono 1’ una base nitrogenada.

ADN – ÁCIDO DESOXIRRIBONUCLEICO

Citosina, adenina, Guanina, Timina

Desoxiribosa

El ADN guarda la información genética en todos los organismos celulares.

ARN – ÁCIDO RIBONUCLEÍCO

Citosina, Adenina, Guanina, Uracilo

Ribosa

ARNm ARNt ARNr

el ARN es necesario para que se exprese la información contenida en el ADN

Diferencias estructurales entre el DNA y el RNA

pentosa bases nitrogenadas estructura

DNA

RNA

INVESTIGACIÓN

Investigar 5 proteínas importantes para la función biológica del ser humano y que pasaría si no funcionaran correctamente.

Enlaces químicos

¿átomo, composición, tabla periódica, electrones, molécula?

EL ENLACE QUÍMICO. 1. El enlace químico. 2. Enlace intramolecular. 3. Enlace intermolecular. 4. Propiedades del enlace.

Definición

El enlace químico se refiere a las fuerzas atractivas que mantienen juntos a los átomos y/o a las moléculas que forman los compuestos.

Hay dos tipos de enlaces:

• Enlace intramolecular: Se produce dentro de la misma molécula, entre los átomos(o iones)que forman la molécula.

• Enlace intermolecular: Se produce entre moléculas distintas, lo que une las moléculas entre ellas para formar estructuras multimoleculares.

Enlace intramolecular

Es un enlace entre átomos de la misma molécula.

Puede ser:

• Enlace covalente.

• Enlace iónico.

• Enlace metálico.

Algunas propiedades eléctricas de los átomos

• Capa de Valencia: Número de electrones de la capa más externa de un átomo.

El Helio: Z=2 1s2

El Neón: Z= 10 1s2 2s2 2p6

El Argón: Z= 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

El Fluor. Z=9 1s2 2s2 2p5 tiene tendencia ganar un electrón para completar la capa. Su valencia es 7.

El Sodio: Z=11 1s2 2s2 2p6 3s1 tiene tendencia a perder un electrón, su valencia es 1.

Fórmulas de puntos de Lewis para elementos

• Electronegatividad: Es una medida de la tendencia relativa de un átomo a atraer electrones cuando está combinado químicamente con otro átomo.

•¿Dónde se encuentran los elementos más electronegativos?

Enlace covalente Átomos enlazados con electronegatividades similares y grandes (ambos están a la derecha de la tabla periódica, incluido el hidrógeno), es un no metal con un no metal. Cada uno de los átomos aporta-comparte un electrón para formar un enlace. Ejemplos:H2, F2, O2,N2, Cl2, H2O, NH3, CH4,…

Los enlaces covalentes se pueden clasificar en función del par electrónico compartido: •Covalente simple: Se comparte un solo par de electrones. •Covalente múltiple. Se comparten varios pares de electrones. •Covalente dativo. El par electrónico del enlace es aportado por uno solo de los átomos que forman el enlace.

La geometría alrededor de un átomo viene dada por los pares de electrones con distinta dirección que tiene a su alrededor.

• Enlace covalente polar y apolar (no polar).

En los enlaces entre átomos de distinta electronegatividad se produce una deformación de la nube electrónica que rodea a ambos átomos denominado polarización del enlace, si tiene la misma electronegatividad la nube electrónica permanece simétrica

Dipolo +

Dipolo -

Se pueden dar dos casos: •Moléculas polares. Entre átomos con distinta electronegatividad y moléculas asimétricas. Se forma un dipolo eléctrico, a mayor diferencia de electronegatividad es mayor es el dipolo (y mayor la de formación de la nube electrónica). Se crean pseudocargas. •Moléculas apolares. Entre átomos con la misma electronegatividad o moléculas simétricas. Forman dipolos eléctricos de carácter temporal debido al movimiento de los electrones.

Propiedades de los compuestos covalentes

•Sustancias moleculares(H2,CO2,CO,PH3,H2O,…) o sólidos (SiO2,C <diamante, carbón>, Sacarosa…).

• Las sustancias moleculares: Son moléculas independientes.

Su solubilidad depende de su polaridad, pueden ser polares o apolares. Pueden ser sólidos (I2),líquidos (H2O) o gases(Cl2) a temperatura ambiente. Bajo punto de fusión y de ebullición. Son blandos y quebradizos (frágiles). No son conductores eléctricos. Suelen ser solubles en solventes no polares como el hexano (“lo similar disuelve a lo similar”).

Enlace iónico Átomos enlazados con electronegatividades muy diferentes, mayores de 1.7(un metal–a la izquierda de la tabla periódica-con un no metal–a la derecha de la tabla periódica-, excepto el hidrógeno). Cada átomo aporta un electrón al enlace, pero hay uno que tira más del par electrónico formándose iones (cationes y aniones) debido a fuerzas electroestáticas. Ejemplos: NaCl, KCl, KI, CaCl2, FeO, AgCl.

Propiedades de los compuestos iónicos: •Sólidos cristalinos a temperatura ambiente (Sales). •Forman redes cristalinas. •Puntos de fusión y de ebullición altos o mu yaltos. •Frágiles y poco flexibles. •Resistencia a la dilatación. •Conductividad eléctrica disueltos o fundidos(no en sólidos). •Son solubles en agua por medio del proceso de hidratación e insolubles en disolventes apolares.

• Enlace metálico:

Átomos enlazados con electronegatividades similares y bajas (átomos del mismo tipo, por el centro de la tabla periódica).

Cada átomo aporta electrones formándose una nube electrónica compartida por todos los átomos y donde los electrones se mueven libremente por toda la estructura metálica.

Forman estructuras tridimensionales llamadas redes cristalinas.

Ej: Fe, Ni, Au, Aleaciones…

•El enlace metálico es consecuencia de la atracción electroestática entre los iones positivos del metal y la nube electrónica que los rodea.

Propiedades de los compuestos metálicos: •Sólidos cristalinos a temperatura ambiente. •Forman redes cristalinas. •Conductores eléctricos. •Conductores térmicos. •Emiten electrones (brillo metálico). •Plásticos (deformables), dúctiles (hilos) y maleables (láminas). •Forman aleaciones (estaño y cobre forman bronce). •Alta densidad. •Alta temperatura de fusión y de ebullición.

Enlace intermolecular

Las fuerzas intermoleculares son las responsables de las uniones entre diferentes moléculas como los ácidos nucleícos, proteínas, agua, lípidos, etc.

Estudiaremos las fuerzas intermoleculares en moléculas covalentes (forman dipolos) ya que las sustancias iónicas y metálicas forman redes (y no moléculas). Podemos encontrarnos con tres tipos de dipolos: •Dipolos permanentes(o dipolos): En moléculas polares (donde siempre existe el dipolo). •Dipolos instantáneos: En moléculas apolares, debido al movimiento de la nube electrónica se forma un dipolo débil. •Dipolos inducidos: En moléculas apolares debido a algo externo(algún tipo de dipolo)se forma un dipolo muy débil.

Las fuerzas de Vander Waals son interacciones entre átomos y moléculas debido a las densidades de carga que presentan. Aumentan con el volumen molar ya que la molécula se hace más polarizable.

Las fuerzas dipolo–dipolo: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares.

Las fuerzas dipolo–dipolo inducido: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.

Las fuerzas de London: En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). Estas fuerzas de atracción son muy débiles.

Los puentes de hidrógeno: Se dan en moléculas con átomos muy pequeños y muy electronegativos que posean pares de electrones sin enlazar y donde dichos átomos están enlazados por lo menos a un hidrógeno. El átomo atrae hacia sí los e- del enlace quedándose con casi toda la carga negativa y provocando que el protón se quede con una alta densidad de carga positiva. Este protón es un polo muy positivo que forma una unión electroestática con un par de e- no enlazantes del átomo de la otra molécula vecina formando el enlace o puente de hidrógeno.

TERMODINÁMICA

Termodinámica

La termodinámica (termo, calor; dinamos, movimiento) es una rama de la fisicoquímica que estudia los efectos de los cambios de la temperatura, presión y volumen de los sistemas a un nivel macroscópico.

En esencia, la termodinámica estudia la circulación de la energía y cómo la energía genera trabajo. La termodinámica se desarrolló a partir de la necesidad de aumentar la eficiencia de las primeras máquinas de vapor

UNIDAD 1. Conceptos básicos de termodinámica

“Sistema”

Un sistema es cualquier parte del universo que queremos estudiar.

Los sistemas físicos, químicos y biológicos que encontramos en la Naturaleza consisten en un agregado de un número muy grande de átomos.

Las interacciones de materia y energía entre sistema y entorno ocurren a través de la pared.

3 tipos de sistemas -Abierto: Existe un intercambio de masa y energía.

- Cerrado: Existe transferencia de energía pero no de masa.

- Aislado: No hay intercambio de masa o de energía.

4 tipos de paredes - Flexibles: El volumen varía.

- Rígidas: El volumen no varía.

- Adiabáticas: No se permite la transferencia de calor (Q=0).

- Diatérmicas: Si permiten la transferencia de calor (Q≠0).

Pared Rígida

Diatérmica Adiabática

Un sistema tiene variables o propiedades que lo

caracterizan.

• Variables extensivas: son las que dependen de la cantidad de sustancia como la masa, mol, volumen, peso, etc.

• Variables intensivas: no dependen de la cantidad de sustancia por ejemplo la presión, temperatura, densidad, viscosidad, etc.

P = F/A F = la magnitud de la fuerza perpendicular ejercida sobre una pared separadora de área A

m = masa V = Volumen

Reacción química Termo Motor eléctrico

Fogata Refrigerador Una persona

Equilibrio TERMODINÁMICO

Un sistema esta en equilibrio cuando sus propiedades macroscópicas permanecen constantes en el tiempo (no hay cambios en las propiedades del sistema).

• Equilibrio mecánico: Fuerza y Energía = 0. No hay aceleración = estado estacionario.

• Equilibrio material: No hay transferencia neta de materia de una parte del sistema a otra o entre el sistema y sus alrededores

• Equilibrio térmico: No debe existir variación en las propiedades del sistema (entre el sistema y sus alrededores)

Ley Cero de la Termodinámica

Define a lo que es la temperatura:

“Si un cuerpo A está en contacto con un cuerpo B, y si la temperatura de A es mayor que la de B, entonces fluirá calor de A a B hasta alcanzar un equilibrio térmico (TA´= TB´).”

B A

TA > TB

Q ----> Hasta el equilibrio térmico.

A B

TA´ = TB´

A B C TB = TC TC = TA

Glosario Temperatura: Es una magnitud que caracteriza el grado de calentamiento de un cuerpo. Según la teoría cinetico-molecular “la temperatura de un cuerpo es una magnitud proporcional a la energía media de las moléculas que la constituyen”. Presión: Está considerada por la interacción de las moléculas del sistema y la superficie límite, es numéricamente igual a la fuerza que actúa en una unidad de área en la superficie del sistema, dirigida según la normal a ésta. Volumen: Es la cantidad de espacio que ocupa un cuerpo. Trabajo: Fuerza aplicada (F) por unidad de área.

Energía: La capacidad de realizar trabajo o transferir energía . Calor: Una forma de energía que fluye entre dos muestras de materia a causa de su diferencia de temperatura.

Masa: Se refiere al volumen ocupado por el cuerpo. Peso: Depende del campo gravitacional del planeta.

Las posiciones relativas (distancia y orientación) de los átomos o moléculas son fijas. CONSERVAN VOLUMEN Y FORMA DEFINIDA.

Las distancias entre las moléculas son fijas, pero su orientación relativa cambia continuamente. CONSERVAN EL VOLUMEN, PERO NO LA FORMA

Distancias entre moléculas mayores que las dimensiones de las mismas. Las fuerzas entre las moléculas son muy débiles y se manifiestan cuando chocan.

Mol 1 mol es una cantidad definida por un número (Número de Avogadro).

1 mol = 6.023 x 1023 (átomos, moléculas, monedas, autos, granos de arena, cabellos, etc.)

Sirve para cuantificar sustancias muy pequeñas y trabajarlas en gramos en lugar de partículas.

¿Qué tan fácil sería contar 1 millón de moléculas de glucosa o cloruro de sodio?

Formula: n= g/PM

n= moles de la sustancia. PM= Peso molecular.

g= gramos de la sustancia.

Ejemplos

¿Cuántos moles hay en 250 g de cloruro de sodio NaCl?

Datos.

m= 250 g

PM= 23 g/mol + 35.5 g/mol = 58.5 g/mol

n=?

Método de solución.

n= g/PM

Resolución.

n = 250g/58.5gmol-1= 4.27 moles.

¿Unidades coherentes?

Ley de gases ideales.

PV=nRT

P: Presión (atm);

V: Volumen (L);

n: Moles;

R: Constante de gases (0.0821 atm * L/mol* °K);

T: Temperatura (°K).

Por definición, un mol de gas ideal ocupa el mismo volumen a la misma temperatura y presión, sin importar de que sustancia se trate.

1 mol de gas ideal = 22.4 L

Ejemplo

Un recipiente de volumen 22.4 L, contiene 2 moles de H2 ¿Cuál sería la

temperatura si la presión es de 1 atm?

Datos: Método de Sol. Cálculo

V= 22.4 L PV=nRT T= 1atm * 22.4 L

n= 2 moles H2 T= PV/nR 2 mol * 0.0821 atm* L

P= 1 atm mol*°K

T=?

Resultado (¿Unidades coherentes?)= 136°K

°C= °K – 273.15

°C= 136 – 273.15 = -137.15°C.

¿Qué pasa con la temperatura si se tiene 1 y 3 moles de H2?

Gases ideales

• Describiremos las propiedades de un tipo particular de sistema, un gas ideal.

Caracteristicas de los gases ideales

1. El volumen de las moléculas es despreciable

2. No existen las fuerzas de interacción (atracción, repulsión).

Las condiciones para que se de un gas ideal son dos:

1. Temperatura alta y

2. Presión baja

LEYES DE LOS GASES IDEALES

• Ley de Boyle (Robert Boyle)

Proceso Isotérmico (T=ctte) A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas

es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el

volumen aumenta, si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la

cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

PiVi=PfVf

Metodología de resolución de problemas

1. Leer y analizar el problema. Extraer la información escencial o relevante.

2. Escoger el método de solución .

3. Efectuar los cálculos correspondientes.

4. Evaluar el resultado.

EJEMPLO

Se suelta un globo que tenia un radio de 1 m, a una altura de el nivel del mar, donde la temperatura es de 25 °C y se expandió a un radio de 3 m hasta alcanzar una altura determinada. ¿Cuál es la presión a esta altura, suponiendo que la temperatura permanece constante?

V= ¾ πr3

Ley charles ó de gay-lussac

Proceso Isobárico (P=ctte)

• Proceso Isocórico (V=ctte)

de modo que:

• Proceso con V, T y P ≠ ctte

combinando la ecuación 1 con la 2:

PV/T = ctte

• Se suelta un globo meteorológico que tenía un radio de 1 m a una altura del nivel del mar donde la temperatura es de 25°C. Se expandió a un radio de 3 m hasta alcanzar la temperatura máxima donde la temperatura era de -20 °C. ¿Cuál es la presión dentro del globo a esta altura?

Un recipiente cilíndrico de acero inoxidable de 2.5 L de capacidad contiene un gas a 35 °C y una atmósfera de presión. Si este gas se calienta a 115 °C, que presión existirá dentro del cilindro?

Presión barométrica (atmosférica)

Es la fuerza ejercida en los objetos por el peso de la atmósfera encima de ellos. Esta lectura con frecuencia es tomada por medio del barómetro.

La presión atmosférica decrece a razón de 1 mmHg o Torr por cada 10 m de elevación en los niveles próximos al del mar.

Como la densidad del aire disminuye conforme aumenta la altura, no se puede calcular ese peso a menos que seamos capaces de expresar la variación de la densidad del aire ρ en función de la altitud z o de la presión p.

1 era ley de la termodinámica

Establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna (U) del sistema cambiará. "La energía ni se crea ni se destruye: solo se transforma".

ΔU= ΔQ+ΔW

U= Suma de energía en el sistema (cinética, potencial, química, eléctrica, nuclear)

2 da ley de la termodinámica

Algunas cosas suceden espontáneamente, otras no. Algo en el mundo determina la dirección de los cambios espontáneos.

¿Qué determina la dirección de cambio espontaneo? No es la energía total, pues ésta es constante. Es la distribución de la energía, la “calidad” de la energía va a una forma más caótica y dispersa (ENTROPÍA, S)

CO2

LECTURA

La naturaleza de la luz La luz consiste de paquetes de energía que fluyen constantemente del sol en todas direcciones. A esos paquetes se les llama 'fotones'. Cada fotón es una entidad discreta de radiación electromagnética con una frecuencia de vibración de campo electromagnético y longitud de onda característicos. Tanto la longitud de onda como la frecuencia están directamente relacionadas con la energía de un fotón. Así, al comparar dos fotones, aquel que presenta la mayor frecuencia de vibración tendrá una mayor energía 91

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¿Qué es lo que hace que la luz interaccione con las moléculas en las células? La respuesta mas simple es que los electrones de los enlaces dobles conjugados (aquellos donde los enlaces dobles se encuentran entre pares alternos de átomos de carbono; por ejemplo: C-C=C-C=C-C ) son capaces de absorber la energía de los fotones.

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Los electrones se encuentran distribuidos usualmente en pares en los orbitales de átomos y moléculas. En cada par, los electrones giran en direcciones opuestas, de tal modo que se mantienen en equilibrio. Es decir: Dos electrones que giran en la misma dirección no pueden ocupar el mismo orbital. 95

Diagramas de Jablonsk

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Existen varias características del proceso de absorción de energía que deben ser entendidas: * Un electrón debe absorber totalmente la energía de un fotón. Es decir, un electrón no puede absorber solo parte de la energía de un fotón.

* Si la energía de un fotón no es exactamente igual a la diferencia de energía entre el orbital basal y el orbital excitado, el fotón no podrá ser absorbido y entonces continuará su ruta en el espacio, alejándose de la

molécula.

* El proceso de absorción de energía es prácticamente instantáneo (alrededor de 10-15 s). Una vez que su energía es absorbida, el fotón deja de existir.

* Aunque el fotón desaparece, su energía es conservada en el electrón que ha sido excitado. La energía así atrapada queda potencialmente disponible para las reacciones fotoquímicas. 98

Mecanismos de disipación de energía

Las moléculas que contienen electrones en un estado excitado generalmente no se mantienen así por mucho tiempo. - Por medio de un mecanismo conocido como fluorescencia, un electrón desciende de un estado excitado a un estado basal mediante la emisión de un fotón

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- Retorno al estado basal mediante la liberación de energía en forma de calor mediante un proceso conocido como extinción.

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Otro mecanismo de disipación es la transferencia de energía de un electrón excitado hacia otra molécula; ésto se refiere a la transferencia de energía de un pigmento a otro

101

A la emisión de fotones de electrones en estados tripletes se le conoce como fosforescencia.

102

Los tipos de reacciones que pueden ser favorecidas por la absorción de energía luminosa son diversas e incluyen reacciones de isomerización del tipo cis-trans como las que ocurren en la visión, la producción de vitamina D y los daños causados al ADN por la luz ultravioleta. Respecto a la fotosíntesis, la importancia de la luz radica en que ésta permite las reacciones de oxidación y de reducción (frecuentemente abreviadas como reacciones de óxido-reducción o redox)

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Cuando una molécula absorbe la energía de un fotón, el electrón excitado se convierte en un agente reductor muy fuerte (tiene la potencialidad de donar un electrón), mientras que un electrón desapareado en el estado basal es un fuerte agente oxidante (puede potencialmente aceptar o tomar un electrón de otra molécula). 104

Daños biológicos causados por la luz. Moléculas que absorben energía luminosa y causan daños celulares: fotosensibilizadores (cerosporina, una molécula producida por algunos hongos fitopatógenos que en presencia de luz causa daños a las membranas celulares, y las fagopirinas, que son producidas por la enredadera anual Polygonum convolvulus y que causa fotosensibilización en los animales que de ella se alimentan.

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Un mecanismo es la interacción directa del fotosensibilizador con alguna molécula para liberar un electrón o un protón (H+) y formar un radical libre. Los radicales orgánicos libres pueden reaccionar dentro del ambiente acuoso de la célula para formar peróxido de hidrógeno (H2O2) y superóxido (O2

.-). Otro mecanismo de daño puede ocurrir cuando la energía es transferida de los electrones en un estado triplete de los fotosensibilizadores al oxígeno molecular (O2), formando oxígeno en estado simple (1O2).

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