Bioenergética y leyes de la termodinámica

Bioenergética

Análisis cuantitativo de la forma en que los organismos adquieren y utilizan la energía.

Leyes de la termodinámica

1. Conservación de la energía: En cualquier cambio físico o químico, la cantidad total de energía en el universo permanece constante; la energía puede cambiar de forma, pero no puede ser creada ni destruida.

2. Entropía: En el universo siempre se tiende a incrementar el desorden. En todo proceso natural la entropía tiende a aumentar.

Espontaneidad de una reacción

La energía que las células pueden y deben utilizar es la energía libre (será descrita en función de la energía libre de Gibbs, G). Se utilizará como criterio de espontaneidad.

Energía Libre de Gibbs

Expresa la cantidad de energía necesaria para realizar trabajo durante una reacción a temperatura y presión constante. DG = Gproductos – Gsustratos

DG negativo: Reacciones que ocurren espontáneamente. Liberan energía. EXERGÓNICA

DG positivo: Reacciones que no ocurren espontáneamente Requieren energía para ocurrir. ENDERGÓNICA

Energía libre y leyes de termodinámica

Ecuación de Gibbs-Helmholtz: DG = DH – T DS

ENTALPÍA (H)

Expresa el calor absorbido o liberado en una reacción química. DH = Hproductos – Hsustratos

DH negativo → Exotérmica

DH positivo → Endotérmica

ENTROPÍA (S)

Expresa el grado de desorden de una reacción química. DS = Sproductos – Ssustratos

DS positivo → Espontánea

DS negativo → No espontánea

Energía libre estándar ΔG°

Parámetro que permite la comparación de reacciones para cualquier proceso bajo condiciones estándar. Condiciones estándar, 25°C: Para gases; presión de 1 atm Para solutos; concentración 1 M.

Energía libre estándar transformada ΔG’°

Indica las energías libres en un estado estándar bioquímico. En este caso el estado estándar se toma a pH 7.

Determinación de la energía libre

a) Energía libre y energía estándar de formación

La energía libre de reacción, es el cambio de energía en una reacción a condiciones estándares, entendiendo que los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar. La energía libre estándar de formación para cualquier elemento en su forma estable (1 atm y 25 °C) es 0.

DG’º = ∑a ∆G’° productos - ∑b ∆G’° reactantes

b) Energía libre estándar y constante de equilibrio

DGº’ = -R* T *ln K’eq

R = constante de los gases 8,315 J/mol K o 1,987 cal/mol K

T = temperatura absoluta

K’eq = constante de equilibrio en condiciones biológicas (pH = 7.0)

Existe una relación entre DG y DGº’: DG = DGº’ + R *T* lnQ

c) Energía libre estándar y potenciales estándar de reducción

Reacción redox: dador de electrones aceptor de electrones. Los electrones se pueden transferir mediante:

1.- Directamente como electrones. 2.- Se pueden transferir en forma de átomos de hidrógeno 3.- Pueden ser transferidos de un dador electrónico a un aceptor en forma de hidruro que incluye a dos electrones.

4.- Finalmente como una combinación directa de un reductor orgánico con oxígeno.

Luego: DG’º = -n F ∆E’°

n= número de electrones transferidos

F= constante de Faraday (96,48 KJ/ v mol)

∆E’° = diferencia de potencial de reducción

Cuando las concentraciones de las especies reaccionantes no son 1M, se tendrá: DG = -n F ∆E

Donde E estará dado por: E = Eº + Ln

R = constante de los gases (8.31 J/mol*K) / T = temperatura absoluta / n = Número de electrones transferidos./ F = constante de faraday (96.480 J/V*mol)

Los valores de ∆G’° de reacciones químicas secuenciales son aditivos. Esto implica que una reacción termodinámicamente desfavorable, pueda ser impulsada en el sentido directo acoplándola a una reacción muy exergónica, a través de un intermediario común.

REACCIONES ACOPLADAS

Una reacción que libera energía para una reacción que requiera energía con un intermediario común

Compuestos de alta energía: Fosfoenolpiruvato (PEP)/ 1,3-bis-fosfoglicerato / Creatina fosfato (CP) / Adenosintrifosfato (ATP) / Adenosindifosfato (ADP)/ Acetil-CoA/ Pirofosfato (PPi)/ Adenosinmonofosfato (AMP)/ Glicerol-1-fosfato (G1P)