pH

En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ion hidrógeno.Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que : pH = –log[10–7] = 7El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-.Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H+, tenemos que:Kw = [H+][OH–]=10–14en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.Por lo tanto,log Kw = log [H+] + log [OH–]–14 = log [H+] + log [OH–]14 = –log [H+] – log [OH–]pH + pOH = 14Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.Medida del pHEl valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH, como la Fenolftaleína. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14.Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico.El pH de disoluciones concentradas de ácidos sí puede ser negativo. Por ejemplo, el pH de una disolución 2,0M de HCl es –0,30

ACIDOS Y BASES

ARRHENIUS:
Este concepto define a un ácido como un compuesto que produce iones H+ en solución acuosa y una base como un compuesto que produce iones OH- en una solución de agua. La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua. Un ácido o base fuerte es aquél que se disocia completamente en los iones de agua.Los óxidos de muchos no metales reaccionan con el agua para formar ácidos y, consecuentemente, se llama óxidos ácidos o anhídridos de ácido. Ejemplo: N2O5 + H2O & 2H+ + 2NO-3 Los óxidos metálicos se disuelven en el agua para formar hidróxidos. Los óxidos metálicos se llaman óxidos básicos o anhídridos de bases. Ejemplo: Na2O + H2O & 2Na+ +2OH- Los óxidos ácidos y básicos reaccionan en ausencia de agua para producir sales. No obstante se debe indicar que no todos los ácidos y bases pueden obtenerse de óxidos (HCl y NH3 son ejemplos)
BRONSTED LOWRY
Según este concepto un ácido es una sustancia que puede donar un protón y una base es una sustancia que puede aceptar un protón. La reacción de un ácido con una base, es la transferencia de un protón del ácido a la base, es la transferencia de un protón del ácido a la base. En la reacción: HC2H3O2 + H2O & H3O+ + C2H3O2- La molécula de ácido acético, HC2H3O2, actúa como un ácido y cede un protón a la molécula del agua, la cual actúa como una base. Esta reacción es reversible como indica la doble flecha. En la reacción inversa (de derecha a izquierda) el Ion H3O+ dona un protón al Ion C2H3O2-. El Ion H3O+, por lo tanto, actúa como un ácido y el Ion C2H3O2- como una base pues acepta el protón. En la reacción hacia la derecha, la base H2O gana un protón y se transforma en el ácido H3O+ y, el ácido H3O+ en la dirección inversa pierde un protón y se convierte en la base H2O. Un par de ácido-base como éste, relacionado mediante la ganancia o pérdida de un protón se le llama un par conjugado. Similarmente el HC2H3O2 y C2H3O2- forman un segundo par ácido-base conjugados. A estas sustancias que actúan como ácidos en ciertas reacciones y como bases en otras se llaman anfipróticas Fuerza De Los Ácidos Y Bases De Bronsted La fuerza de los acidasen términos de Bronsted, se determina por su tendencia para donar protones y la fuerza de una base depende de su tendencia para aceptar protones. La reacción: Ácido1 Base2 Ácido 2 Base1 HCl + H2O & H3O + Cl- Se concluye que HCl es un ácido más fuerte que H3O+, debido a que el HCl al donar su protón (H+) automáticamente se quedo sin más protones o Hidrógeno mientras que el H3O+ al donar su protón a la base Cl- todavía le quedo dos más (H+) a eso se refería Bronsted con la tendencia de donar protones. El H2O es una base más fuerte que Cl- , debido a que la molécula del agua tiene éxito en retener prácticamente todos los protones; se pude notar en que el agua tiene dos protones (H+) y el Cl- ninguna. Un ácido fuerte, que presenta una gran tendencia a perder protones, está conjugado con una base débil, la cual tiene pequeña tendencia para ganar y retener protones; mientras más fuerte el ácido más débil será la base conjugada. Similarmente, una base fuerza atrae protones y es conjugada necesariamente a un ácido débil, uno que no pierda protones rápidamente; entre más fuerte sea la base, más débil será el ácido conjugado.La fuerza de los ácidos y la estructura molecular.-Se dividirán los ácidos en dos tipos: hidruros covalentes y oxiácidos. Hidruros: influyen dos factores sobre la fuerza de acidez del hidruro de un elemento: la electronegatividad del elemento y el tamaño atómico del elemento. El primero de esto estos factores se comprenden mejor comparando los hidruros de los elementos de un periodo. El segundo cobra importancia cuando hacen las comparaciones en un grupo.a).- Hidruros de los elementos de un periodo. Las fuerzas de acidez de los hidruros de los elementos de un periodo aumentan de izquierda a derecha a través del periodo en el mismo orden que aumentan las electronegatividades de los elementos.b).- Los Hidruros de los elementos de un grupo. La acidez de los hidruros de los elementos de un grupo aumenta con el aumento en el tamaño del átomo central. Oxiácidos. Los oxiácidos son compuestos que se derivan de la estructura:a bH-O-Z La clave de la acidez de estos oxiácidos radica en la electronegatividad del átomo Z. Si Z es un átomo de un metal con baja electronegatividad, el enlace electrónico entre el átomo Z y el Oxigeno (el enlace b) pertenecerá al Oxígeno, el cual tiene una alta electronegatividad. Si Z es un átomo de un no metal de una alta electronegatividad, el enlace indicado b será un enlace covalente fuerte y no un enlace iónico. En vez de aumentar la densidad electrónica alrededor del átomo de oxígeno, Z tendrá a reducir la densidad electrónica, el átomo de oxígeno removerá la densidad electrónica de este enlace H-O, apartándolo del átomo de hidrógeno, lo cual permite al protón disociarse y hacer ácido al compuesto.
LEWIS
Determinó una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un Ion. Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base. Las sustancias que son bases en el sistema de Bronsted también son bases de acuerdo con el sistema de Lewis. No obstante, la definición de Lewis de un ácido amplía el número de sustancias que se clasifican como ácidos. Un ácido de Lewis posee un orbital desocupado capaz de aceptar pares de electrones de la base. Las especies químicas que funcionan como ácidos de Lewis, incluyen las siguientes: Las moléculas o átomos que poseen octetos incompletos Varios cationes sencillos Algunos átomos metálicosLos compuestos que tienen átomos centrales capaces de extender sus niveles de valencia

EL AGUA

Es el componente más abundante del organismo humano mas del 60% del peso corporal esta representado por agua los demás constituyentes de las células y líquidos biológicos se encuentran inmersos en un medio acuoso.
Esta sustancia posee propiedades como punto de fusión de 0ª y punto de ebullición de 100ª y su calor de revaporización es de 540cal/ g en el agua el oxigeno esta unido mediante enlaces covalentes simples a dos átomos de hidrogeno como el oxigeno es mas electronegativo que el hidrogeno el par de electrones compartido en cada uno de los enlaces esta desplazado hacia el núcleo del oxigeno. Se crea una carga parcial electronegativa en la vecindad del núcleo del O y otra electro positiva alrededor del núcleo del H reducido casi hacia un protón individualmente los enlaces son de carácter polar.

Las propiedades fisicoquímicas del agua que hacen posible la vida se explican en base a su estructura molecular la molécula tiene una serie de propiedades insólitas. Dos átomos de hidrogeno comparten sus electrones con un átomo de oxigeno sin embargo los hidrógenos no están situados en forma simétrica en virtud de q los orbítales híbridos sp3 tienen un ángulo de 104.5ª por lo que el núcleo del oxigeno ejerce mayor atracción por los electrones de los hidrógenos lo cual crea una carga parcial negativa en el oxigeno y una carga parcial positiva en los hidrógenos creando un dipolo eléctrico aunque la molécula no posee una carga neta estas cargas parciales permiten q cada molécula de agua atraiga otras cuatro q se orientan el los vértices de un tetraedro regular la unión entre cada molécula por atracción de cargas residuales se denomina enlace de puentes de hidrogeno cuya energía ha sido calculada en 5kcal / mol.
El agua sólida tiene una estructura de malla tetraédrica, formación de puentes de hidrógeno entre las moléculas es la q da al hielo si estructura cristalina cuando el hielo funde la estructura cristalina se rompe sin embargo de calor de fusión del hielo se deduce q solo el 15% de los enlaces se rompen. Esto significa q el agua liquida existe un grado de organización cristalina.
La vida media del enlace de hidrogeno es de 10-10 a 10 -11 segundos por lo tanto las estructuras derivadas de la asociación de moléculas de agua también tienen vida corta.
En suma las propiedades fisicoquímicas del agua han sido consideradas anormales o aberrantes son explicadas en base a la estructura del agua a su vez las propiedades fisicoquímicas del agua anormalmente altas explican las funciones del organismo y la hacen el liquido ideal para la vida.
La alta afinidad entre la moléculas de agua es la causa de su alto calor especifico, calor latente de vaporización, conductividad térmica, densidad, tensión superficial, punto de fusión y ebullición y así como su papel como disolvente universal tanto en moléculas polares como antipáticas por su polariza es disolvente de sales y otros compuestos iónicos.
Calor específico es importante que se mantenga la temperatura del medio interno del organismo. En el organismo humano el agua regula la temperatura corporal los procesos metabólicos generan calor lo q tiende a elevar la temperatura corporal debido al poder del agua de almacenar calor debido a su alto calor especifico, por lo que es considerada el agua como termostato biológico por lo que el calor especifico es el numero de calorías q es necesario suministrar a 1 grado de material para aumentar su temperatura 1ªc a 16ªc.




Calor latente de evaporización
Es la energía necesaria para romper las fuerzas de atracción entre las moléculas de un líquido que permita en el punto de ebullición pasar a la fase de vapor.

Conductividad térmica es el liquido que tiene mayor elevado valor el agua influye en la termorregulación corporal ya q por esta propiedad se iguala con rapidez la temperatura del medio interno.

Densidad
El agua aumenta su volumen al congelarse.

Tensión superficial
Íntimamente ligados a los fenómenos de capilaridad esta propiedad permite q el agua ascienda por los capilares de suelo hacia las raíces de las plantas

PUENTES DE HIDROGENO
El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial.


PUENTES DE HIDROGENO EN EL AGUA
Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos. Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a una átomo electronegativo, ej. Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d) de carga positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo vecino. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de Hidrógeno susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de Oxígeno o Nitrógeno
ENLACE IONICO
Es la unión que se produce entre dos átomos de electronegatividades distintas, con una diferencia igual o mayor a 1,7, en este tipo de enlace ocurre una transferencia de uno o más electrones del átomo menos electronegativo hacia el más electronegativo. Por ende el átomo que cedió electrones queda con carga positiva y el que capto electrones queda con carga negativa.
El enlace iónico se presenta generalmente entre los átomos de los grupos:
I A - VII A
II A - VI A
III A - V A
ENLACE COVALENTE
En química, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo de enlace se produce cuando existe una electronegatividad polar (eso dice mahe) se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.
A diferencia del enlace iónico, en el que se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos.
Si consideramos dos átomos de hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.

Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.
Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquél que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, acercando los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.
Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.
Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente; para una diferencia de electronegatividades de 1,7 el carácter iónico alcanza ya el 35%, y para una diferencia de 3, será del 49.5%.
Así pues, para diferencias de electronegativades mayores de 1,7 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H.
Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace colvalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar.Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Se entiende por propiedades coligativas, aquéllas que adquieren las disoluciones por el hecho de haberse convertido en disoluciones, es decir, las nuevas propiedades que posee el disolvente (generalmente agua) cuando se le añade una sustancia (soluto) para convertirlo en disolución. Las propiedades coligativas que poseen las disoluciones respecto al disolvente puro, son cuatro:
 Disminución de la presión de vapor:
Si la disolución está muy diluida:
(m: molalidad)
(k=cte: depende de la Tª y naturaleza del disolvente)
 Elevación del punto de ebullición:
El punto de ebullición puede aumentar o disminuir, respecto al del disolvente puro, dependiendo de la volatilidad del soluto.
Si el soluto no es volátil: .
: Constante de elevación molal del pto. de ebullición:
Constante ebulloscópica
 Descenso del punto de congelación:
Temperatura de congelación de la disolución.
Temperatura de congelación del disolvente puro.
Constante molal de descenso del pto. de congelación:



Constante crioscópica.
Tanto las fórmulas del apartado 2) como las del 3) nos sirven para calcular el peso molecular de una sustancia:
Calculamos experimentalmente las temperaturas de ebullición tanto del disolvente puro como de la disolución:
Medimos los gramos de soluto que previamente se han añadido para hacer la disolución, así:
Si determinamos el de un compuesto a partir de un aumento del punto de ebullición, o de un descenso del punto de congelación, lo llamaremos EBULLOSCOPÍA o CRIOSCOPÍA, respectivamente.
 Presión osmótica:
La presión osmótica , es la presión mínima que debe ser aplicada a una disolución, para detener el paso de disolvente puro neto, en una disolución, a través de una membrana semipermeable.
La tendencia natural que tiene el disolvente puro a diluir disoluciones existentes se llama OSMOSIS. Se puede realizar el proceso contrario, aplicando una en el capilar de la disolución.

CARBOHIDRATOS

Los carbohidratos, también llamados glúcidos, se pueden encontrar casi de manera exclusiva en alimentos de origen vegetal. Constituyen uno de los tres principales grupos químicos que forman la materia orgánica junto con las grasas y las proteínas.
Los carbohidratos son los compuestos orgánicos más abundantes de la biosfera y a su vez los más diversos. Normalmente se los encuentra en las partes estructurales de los vegetales y también en los tejidos animales, como glucosa o glucógeno. Estos sirven como fuente de energía para todas las actividades celulares vitales.
Aportan 4 kcal/gramo al igual que las proteínas y son considerados macro nutrientes energéticos al igual que las grasas. Los podemos encontrar en una innumerable cantidad y variedad de alimentos y cumplen un rol muy importante en el metabolismo. Por eso deben tener una muy importante presencia de nuestra alimentación diaria.
En una alimentación variada y equilibrada aproximadamente unos 300gr./día de hidratos de carbono deben provenir de frutas y verduras, las cuales no solo nos brindan carbohidratos, sino que también nos aportan vitaminas, minerales y abundante cantidad de fibras vegetales. Otros 50 a 100 gr. diarios deben ser complejos, es decir, cereales y sus derivados. Siempre preferir a todos aquellos cereales que conservan su corteza, los integrales. Los mismos son ricos en vitaminas del complejo B, minerales, proteínas de origen vegetal y obviamente fibra.
La fibra debe estar siempre presente, en una cantidad de 30 gr. diarios, para así prevenir enfermedades y trastornos de peso como la obesidad. En todas las dietas hipocalóricas las frutas y verduras son de gran ayuda, ya que aportan abundante cantidad de nutrientes sin demasiadas calorías.
Funciones Las funciones que los glúcidos cumplen en el organismo son, energéticas, de ahorro de proteínas, regulan el metabolismo de las grasas y estructural.
Energeticamente, los carbohidratos aportan 4 KCal (kilocalorías) por gramo de peso seco. Esto es, sin considerar el contenido de agua que pueda tener el alimento en el cual se encuentra el carbohidrato. Cubiertas las necesidades energéticas, una pequeña parte se almacena en el hígado y músculos como glucógeno (normalmente no más de 0,5% del peso del individuo), el resto se transforma en grasas y se acumula en el organismo como tejido adiposo. Se suele recomendar que minimamente se efectúe una ingesta diaria de 100 gramos de hidratos de carbono para mantener los procesos metabólicos.
Ahorro de proteínas: Si el aporte de carbohidratos es insuficiente, se utilizarán las proteínas para fines energéticos, relegando su función plástica.
Regulación del metabolismo de las grasas: En caso de ingestión deficiente de carbohidratos, las grasas se metabolizan anormalmente acumulándose en el organismo cuerpos cetónicos, que son productos intermedios de este metabolismo provocando así problemas (cetosis).
Estructuralmente, los carbohidratos constituyen una porción pequeña del peso y estructura del organismo, pero de cualquier manera, no debe excluirse esta función de la lista, por mínimo que sea su indispensable aporte.
Clasificación de los hidratos de carbono:
Los simples: Los carbohidratos simples son los monosacáridos, entre los cuales podemos mencionar a la glucosa y la fructosa que son los responsables del sabor dulce de muchos frutos. Con estos azúcares sencillos se debe tener cuidado ya que tienen atractivo sabor y el organismo los absorbe rápidamente. Su absorción induce a que nuestro organismo secrete la hormona insulina que estimula el apetito y favorece los depósitos de grasa.
El azúcar, la miel, el jarabe de arce (maple syrup), mermeladas, jaleas y golosinas son hidratos de carbono simples y de fácil absorción. Otros alimentos como la leche, frutas y hortalizas los contienen aunque distribuidos en una mayor cantidad de agua.
Algo para tener en cuenta es que los productos industriales elaborados a base de azucares refinados es que tienen un alto aporte calórico y bajo valor nutritivo, por lo que su consumo debe ser moderado.
Los complejos: Los carbohidratos complejos son los polisacáridos; formas complejas de múltiples moléculas. Entre ellos se encuentran la celulosa que forma la pared y el sostén de los vegetales; el almidón presente en tubérculos como la patata y el glucógeno en los músculos e hígado de animales.
El organismo utiliza la energía proveniente de los carbohidratos complejos de a poco, por eso son de lenta absorción. Se los encuentra en los panes, pastas, cereales, arroz, legumbres, maíz, cebada, centeno, avena, etc.
Digestión de los hidratos de carbono Para saber como es el metabolismo de los carbohidratos, vea como es su digestión.
Refiriéndonos a la Bioquímica elemental de los Hidratos de Carbono, podemos decir que los carbohidratos son polihidroxicetonas o polihidroxialdehidos y sus derivados. Para los fines de estudio en nutrición solamente se tienen en cuenta aquellos con cuatro o más átomos de carbono.Estos compuestos son extremadamente polares y se unen entre sí dando polímeros.

DISACARIDOS

Los disacáridos o azúcares dobles son un tipo de hidratos de carbono, o carbohidratos, formados por la unión de dos monosacáridos iguales o distintos mediante enlace O-glucosídico, mono o dicarbonílico, que además puede ser α o β en función del -OH hemiacetal. Los disacáridos más comunes son:
Sacarosa: Formada por la unión de una glucosa y una fructosa. A la sacarosa se le llama también azúcar común.
Lactosa: Formada por la unión de una glucosa y una galactosa. Es el azúcar de la leche.
Maltosa, Isomaltosa, Trehalosa, Celobiosa: Formadas todas por la unión de dos glucosas, son diferentes dependiendo de la unión entre las glucosas.
La fórmula empírica de los disacáridos es C12H22O11. El enlace covalente entre dos monosacáridos provoca la eliminación de un átomo de hidrógeno de uno de los monosacáridos y de un grupo hidroxilo del otro monosacárido.
En la mucosa del tubo digestivo del hombre existen unas enzimas llamadas disacaridasas, que hidrolizan el enlace glucosídico que une a los dos monosacáridos, para su absorción intestinal.

Los disacaridos sacarosa, lactosa y trehalosa existen libres en la naturaleza, la trehalosa se encuentra en la linfa de algunos insectos, la maltosa, celobiosa e isomaltosa son productos de hidrolisis parcial de almidones, celulosas y dextranas respectivamente.

POLISACARIDOS

Los polisacáridos también se conocen como glucanos, están constituidos por monosacáridos que se unen mediante enlaces glucosídicos. Se clasifican como homopolisacaridos o heteropolisacaridos, si están constituidos por un solo tipo o por más de un tipo de monosacárido respectivamente.
Los polisacáridos, en contraste con las proteínas y los ácidos nucleicos forman polímeros lineales y ramificados. Ello es debido a que los enlaces glucosidicos pueden establecerse con cualquiera de los grupos hidroxilo del monosacárido.

RAFINOSA:

La rafinosa se encuentra en el azúcar de remolacha, incompletamente refinada, y en otras plantas superiores.

GLUCOGENO:


Se encuentra principalmente en higado y músculo como forma de almacenamiento de la glucosa.



CELULOSA:

Es una importante fuente de volumen en la dieta que previene el estreñimiento, es una de las sustancias oragnicas mas abundantes de la naturaleza en ella esta incluido mas del 50% del carbono organico total de la biosfera.