Termodinamica. La energía en el universo se manifiesta de múltiples formas en los diferentes sistemas

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Tal como ya se ha dicho, la ΔG°’ de una reacción define el trabajo disponible en una reacción cuando sustratos y productos están presentes a concentración 1 M. Dicha situación no se da en las células, ya que los compuestos raramente se encuentran a concentración 1M. De ahí que una expresión relacionada con las concentraciones intracelulares reales de sustratos y productos pueda proporcionar datos sobre el trabajo disponible en una reacción. La expresión para obtener ΔG a cualquier concentración de sustrato o producto incluye la variación de energía libre para que una concentración 1 M de sustrato y de producto alcancen el equilibrio (ΔG°’) y la variación de energía para alcanzar una concentración 1 M de sustratos y productos:

[pic 8]

2.3 Cambios de energía libre estándar

El cambio en la energía libre se puede presentar en dos formas ΔG y ΔG°. El primero (sin el subíndice °) es la forma más general porque predice el cambio en la energía libre y por tanto la dirección de la reacción a cualquier concentración de reactivos y productos. Este valor contrasta con el cambio en la energía libre estándar ΔG°, que es el cambio en energía libre cuando la concentración de reactivos y productos es de 1 mol L-1, aunque esta representación es de un estado no fisiológico, es útil para comparar cambios de energía en diferentes reacciones, de hecho puede ser determinada a partir de la cuantificación de la constante de equilibrio (k).

1.- El signo de ΔG predice la dirección de una reacción

El cambio en la energía libre ΔG, puede ser utilizado para predecir la dirección de una reacción a presión y temperatura constantes; existen tres casos para ello, considere la reacción:

A D B

a.- DG negativo

b.- DG positivo

c.- DG es cero

2.- ΔG de las reacciones en una dirección o la contraria

La energía libre de la reacción hacia delante (A → B) es igual en magnitud pero de signo contrario a la reacción reversa (B ← A). Recuerde el cálculo de DG en las figuras anteriores.

3.- ΔG depende de las concentraciones de los reactivos y productos

El ΔG de la reacción A → B depende de la concentración de A y B. A presión y temperatura constantes, es posible derivar la siguiente relación:

[pic 9]

ó (1)

[pic 10]

Dependiendo el sentido de la reacción que se estudia y en donde ΔG° es el cambio en la energía libre estándar, R es la constante de los gases ideales (1.987 cal mol-1 grado), T es la temperatura absoluta en grados K, [A] y [B] son las concentraciones molares de los reactivos y productos respectivamente; y ln es logaritmo natural.

4.- El signo de ΔG puede ser diferente del ΔG°

Una reacción con un ΔG° positivo puede proceder en la dirección hacia adelante (tiene un ΔG total negativo), si la relación de los productos y reactivos ([B] / [A]) es lo suficientemente pequeña (la diferencia entre la concentración de reactivos y productos es grande). Por ejemplo, considere el cambio de concentraciones en la segunda reacción de la glucólisis:

Glucosa-6-fosfato ↔ fructosa-6-fosfato

[pic 11]

Glucosa-6-fosfato fructosa-6-fosfato

Condiciones de no equilibrio

0.9 mol L-1 0.09 mol L-1

DG = - 0.96 kcalmol-1

Esto significa que la relación de productos y reactantes es pequeña (0.1), y que RT ln [ gluctosa-6-fosfato] / [ fructosa-6-fosfato] es grande y negativo (-1363.4), lo que causa que DG sea negativo sin importar que DG° sea positivo.

2.4 Reacciones acopladas

Las reacciones acopladas son aquellas donde la energía libre de una reacción (exergónica) es utilizada para conducir/dirigir una segunda reacción (endergónica). Por lo tanto las reacciones acopladas representan reacciones liberadoras de energía acopladas a reacciones que requieren energía.

[pic 12]

En la célula, la energía liberada o que se hace disponible en una reacción exergónica (que libera energía), es utilizada para mover otras reacciones endergónicas (que consumen energía), en otras palabras la energía es utilizada para realizar trabajo.

Ejemplos de procesos endergónicos son la síntesis de moléculas complejas a partir de moléculas simples, el transporte de sustancias en contra de un gradiente de concentración, o la elaboración de estructuras celulares a partir de sustancias simples. Podemos decir que la vida se mantiene gracias a procesos endergónicos con el suministro de energía libre. Según la primera ley de la termodinámica, la energía requerida para un proceso endergónico debe ser aportada por un proceso que la suministre. La única forma de que esto pueda ocurrir es mediante sustancias reaccionantes comunes, en un proceso conocido como acoplamiento de reacciones.

La mayoría de las reacciones en las células no son espontaneas, necesitan ser impulsadas por reacciones espontáneas, por lo tanto deben ser acopladas a otras que sí lo son, de la misma manera cómo funcionan los engranajes.

Las reacciones exergónicas impulsan a las endergónicas en las células, para que esto suceda se deben acoplar a través de un intermediario común.

2.5 Reacciones de óxido-reducción

Las células aeróbicas deben producir energía químicamente fiable y utilizable para aquellos procesos que la requieran y que son necesarios para su actividad vital. Los procesos de síntesis celular pueden ocurrir mediante el suministro adecuado de energía proveniente de procesos catabólicos. Desde el punto de vista bioquímico los procesos consumidores de energía que ocurren en la materia viva deben de estar conectados con procesos en los cuales la energía es liberada.

En los organismos superiores el principal proceso productor de energía lo constituyen la oxidación de las moléculas orgánicas presentes