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Bioenergética
Para realizar sus funciones básicas, la célula deberá generar gran cantidad de
transformaciones energéticas.
Toda reacción química o física tanto en la célula como en todo el universo involucra
una transformación energética, y por lo tanto, obedece a las leyes de la termodinámica.
Tipos de energía según su fuente
En nuestros organismos utilizamos todos estos tipos de energía, gracias a la acción de
células especializadas que traducen una forma de energía en otra, estos mecanismos
existen para todos los tipos de energía excepto para el calor.
Termodinámica
Es la ciencia que estudia los cambios energéticos, en la porción de universo de interés
llamada “sistema” .
Todo lo que rodea al sistema es el entorno, por lo tanto:
ejemplos:
CALOR
LUZ
QUÍMICA
MECÁNICA
ELECTRICA
Sistema: tubo de ensayo.
Hay tres tipos de sistemas termodinámicos.
Abierto: intercambia materia y energía con
el espacio.
Cerrado: solo intercambia energía:
Aislado: no intercambia nada.
Sistema + entorno = universo
Formas de energía
Para cualquier transformación existen dos formas de energía, tanto a nivel microscópico
como a nivel macroscópico.
Macroscópica
Microscópica
Cinética:
Energía del movimiento
Potencial:
Energía almacenada
Poca energía potencial
Está transformando su
energía potencial en cinética.
0 energía potencial.
Movimientos
Interacciones
Leyes
La termodinámica admite la existencia de un conjunto de leyes que gobiernan el
intercambio energético que ocurre en los sistemas.
Ley de la conservación de energía (I)
“La energía del universo permanece constante” o “la energía total de un sistema aislado
se conserva”
Haciendo uso de la química clásica no es posible identificar la energía interna de un
cuerpo o molécula, por eso hacemos uso de la diferencia de energía entre el estado final
y el inicial ( ∆E ).
Sin embargo, no es posible conocer directamente los cambios de E.
Para poder definir los cambios de E energía interna se utiliza la
entalpía (H)
H tampoco se puede medir directamente, pero si es posible medir los cambios al
principio y al final de la reacción (∆H). Esto no se puede hacer con la energía interna.
y
E
sistema
+ E
entorno
= E
universo
= Constante
Siendo E = energía interna.
∆E = Q + W.
Calor añadido
al sistema.
Trabajo realizado sobre el sistema.
(Agregamos
signo – en caso de
querer utilizar el trabajo realizada
por el sistema.)
H = E + PV
entalpía
Energía interna
Trabajo de expansión
(presión . volumen)
∆H = H
final
- H
inicial
∆H = ∆E + P∆V
Como las células en un tubo de
ensayo están a P y V constantes:
P∆V = 0
∆H = ∆E
Las variaciones de entalpía
medibles, serán iguales a las
variaciones de energía interna.
∆H es la cantidad de calor desprendido o absorbido por el sistema en condiciones de P y V
constantes.
• ∆H es negativo cuando el sistema pierde calor, se dice que la reacción
o el proceso es exotérmico.
• ∆H
es positivo cuando el sistema absorbe calor, se dice que la
reacción o el proceso es endotérmico.
• En una reacción química, el ∆H representa los cambios en número y
tipo de enlaces químicos entre los reactivos y los productos.
• ∆H no nos da información sobre el sentido de la reacción.
Ley del incremento de la entropía (II)
Esta ley, concierne al sentido en el que se dará una reacción espontanea.
En un sistema aislado:
• En todas las transformaciones energéticas, la energía potencial del estado
final será siempre inferior a la del estado inicial.
• Todo proceso evoluciona hacia el equilibrio.
• Todo intercambio energético, ocurre en el sentido del aumento de la
entropía.
• En un sistema aislado, sólo existirá una transformación cuando ∆S > 0.
• Por lo tanto, en un sistema aislado S puede no modificarse (en equilibrio),
aumentar, pero nunca disminuir.
• Nos indica en qué sentido ocurrirán los eventos a lo largo del tiempo.
• Los fenómenos son irreversibles, de forma espontanea no podemos disminuir el
desorden.
Por lo tanto, la energía interna tiene dos componentes: la energía libre de Gibbs y la
parte de energía que se pierde con el desorden ( T∆S )
En un sistema aislado:
Procesos espontáneos:
Son aquellos que pueden ocurrir sin
intervención externa ( energía o trabajo).
Que sean espontáneos, no significa que
vayan a ocurrir.
Entropía (S):
Propiedad que mide el grado de desorden.
No es posible medirla de forma absoluta,
sino que se miden sus cambios. ∆S = S
f
- S
i
Trabajo útil:
Trabajo que no es trabajo de expansión.
Energía libre de Gibbs (G):
Máximo potencial del sistema, de realizar
un trabajo útil.
∆H= ∆E ∆H = ∆G + T∆S
∆H = 0
T∆S> 0
∆G< 0
Toda transformación en un sistema
aislado, ocurre con pérdida de
energía libre y aumento de entropía.
En un sistema abierto:
• Si una reacción química
tiene ∆G negativo, se dice
que es exergónica, y de
ocurrir, lo hará de izquierda
a derecha.
• Si la reacción de A a B tiene
∆G negativo, la reacción de
B a A tendrá ∆G positivo y
será endergónica.
• La única forma de que ocurra de manera espontánea, será de forma inversa.
• Cuando ∆G = 0 la reacción estará en equilibrio.
• Del punto de vista termodinámico las reacciones son irreversibles, A se
transformará en B hasta que alcance el equilibrio, donde ∆G será igual a 0 y por
lo tanto, no podrá ocurrir ninguna otra transformación.
Reacción espontanea.
Aunque la reacción es exergónica, para ocurrir, la
molécula deberá superar la energía de activación.
Si ninguna molécula alcanza la energía de
activación, la reacción, a pesar del ∆G favorable
no va a ocurrir.
El rol de las enzimas es disminuir esta energía de
activación, pero no modifican el ∆G.
En una reacción en equilibrio, las moléculas se encuentran en un
pozo energético del que no pueden salir, y la energía libre de Gibbs
es igual a 0.
Toda transformación espontánea en un sistema abierto, ocurre con ∆G < 0
Cuanto más acumuladas estén las
moléculas en un punto fijo del
sistema, mayor será la energía libre
de Gibbs.
∆S
sistema
+ ∆S
entorno
= ∆S
universo
> 0
Si la entropía del sistema disminuye, la del entorno debe aumentar, para
satisfacer la segunda ley y conservarse igual a la del universo.
Cuando ocurre una reacción en una célula disminuye su entropía, pero libera
energía que saldrá de la célula en forma de calor, aumentando la energía
cinética de las moléculas del entorno y por ende la entropía.
Reacciones químicas
• En una reacción química podemos determinar [A] y [B]
A B
∆G = cte + RT.ln
[𝐵]
[𝐴]
Constante de los gases
Temperatura absoluta
∆G =∆G°´ + RT.ln
[𝐵]
[𝐴]
∆G =∆G°´ + 2,303RT.log
[𝐵]
[𝐴]
Si A>B el log < 0, y por lo
tanto, todo el término
sumando será negativo.
No es suficiente que el sumando sea
negativo para que se de la reacción, sino
que la suma debe ser negativa, por lo
tanto, ∆G°´ debe ser menor que el opuesto
del sumando
Si A/B =1 el log = 0, y por lo tanto,
todo el sumando vale 0. Por lo
tanto ∆G =∆G°´
Si la reacción está en equilibrio:
ATP en el metabolismo
• La hidrólisis del ATP tiene un ∆G°´ muy negativo, es decir, con un valor
absoluto alto. Este será muy importante para determinar que el ∆G°´ de la
reacción final sea negativo.
• La célula logro desarrollar un sistema muy eficiente para la síntesis de ATP, y
en general, la concentración del ATP en el citosol es más que el doble de la del
ADP.
• Por lo tanto (en el citosol) [B]/[A] < 1, es decir, el sumando va a ser negativo, y
junto con el ∆G°´ ya negativo generen que la hidrolisis del ATP sea un evento
muy favorable energéticamente.
reacciones acopladas
Las reacciones se acoplan para transmitirse energía una a otra.
Una reacción de ∆G negativo, se acopla a una de ∆G positivo para que esta
última tenga lugar.
Función de estado
Son aquellas en las que la diferencia entre un estado y otro no se
ve afectada por los estados intermedios para llegar al estado final.
En este ejemplo, el que está arriba del trampolín es el que tiene
mayor energía potencial, no importa la energía, el tiempo ni el
camino que utilizó para llegar hasta el trampolín.
La Ep será la misma subiendo por la escalera o si lo llevaron en
helicóptero. En una función de estado, la transformación global
es igual a la suma de las transformaciones parciales.
Por ejemplo, si sumamos la Ep que el que va a saltar ganó cada
vez que subía un escalón, o solo consideramos la Ep final de
cuando lo dejó el helicóptero, será lo mismo.
0 =∆G°´ + RT.ln
[𝐵𝑒𝑞]
[𝐴𝑒𝑞]
∆G°´ =- RT.ln
[𝐵𝑒𝑞]
[𝐴𝑒𝑞]
∆G°´ = -RT.ln Keq
ATP + H
2
O ADP + P
I
∆G°´= -31Kj/mol
ATP
(adenosina-tri-fosfato)
Nucleótido de Adenina que tiene tres grupos fosfatos unidos al C5 de la ribosa.
A estos grupos se los identifica por
las letras griegas α, β y γ.
El enlace entre el grupo α y el β y
entre el β y el γ es un enlace
fosfoanhidrido.
Ambos tienen la misma energía de
hidrólisis estándar, y es altamente
negativa (-31Kj/mol
-1
)
A los enlaces cuya energía estándar de hidrolisis
son menores que -25kj/mol se les llama de alta
energía. Los cuales se representan con una línea
ondulada de forma gráfica.
Si se hidroliza el enlace α-β ATP, los productos son: Fosfato
inorgánico (P
i
) + Adenosina difosfato (ADP)
Si se hidroliza el enlace β-γ ADP, los productos son: Fosfato
inorgánico (P
i
) + Adenosina monofosfato (AMP)
Reacciones acopladas: ejemplos.
La energía libre de la transformación global = suma de las transformaciones
parciales. Ya que es una función de estado.
Para que dos reacciones se puedan acoplar, deberán tener un intermediario común.
Ej. Primer transformación que sufre la glucosa luego de ingresar a la célula + reacción
de hidrólisis del ATP.
En condiciones estándar:
Si se hidroliza el enlace β-γ ATP, los productos son:
Pirofosfato inorgánico (PP
i
) + Adenosina monofosfato (AMP)
El PPi conserva un enlace de alta energía, que podrá ser
hidrolizado en otra reacción.
Glucosa + Pi glucosa-6-P + H
2
O ∆G°´ = 14,3 kJ/mol
-1
Esta es una reacción
endergónica, que no va
a tener lugar a no ser
que se acople con otra.
ATP + H
2
O ADP + Pi ∆G°´ = -30,5kJ/mol
-1
Fuertemente exergónica.
Glucosa + ATP glucosa-6-P + ADP ∆G°´ = - 16,2kJ/mol
-1
La reacción final tiene un ∆G°´
negativo, y podrá ocurrir de
izquierda a derecha.
En condiciones estándar:
El ATP es el principal
intermediario energético de la
célula, la energía de los nutrientes
se transfiere el ATP, y el ATP se
acopla a numerosas reacciones
endergónicas, para que las
reacciones sumas sean
exergónicas.
Gradiente químico
Las células, también fueron capaces de generar mecanismos para poder usar como
intermediario la energía libre almacenada en forma de gradientes.
Se denomina gradiente químico, a la concentración diferencial de una sustancia a lo
largo del espacio o a través de una membrana.
A + ATP B + AMP + PPi ∆G°´ = 15kJ/mol
-1
PPi + H
2
O 2Pi ∆G°´ = -33kJ/mol
-1
A + ATP B + AMP + 2Pi ∆G°´ = -18kJ/mol
-1
Gradiente continuo, no hay límite
neto entre una región y otra en
el espacio donde se están
esparciendo las moléculas.
Gradiente discontinuo, un compartimento
limitado por una membrana, tiene una
diferente [Soluto] que la de su entorno.
En la imagen de la izquierda, el interior
tiene un contenido de energía libre mayor
que su entorno, y las moléculas se moverán
desde el interior hacia el exterior.
Lo contrario ocurrirá en la de la derecha.
Generar un gradiente químico, es una forma
de almacenar energía.
Si las partículas tienen carga eléctrica, se
considera un gradiente electroquímico
Síntesis de ATP
El principal mecanismo de síntesis de
ATP de los organismos animales,
utiliza la energía de un gradiente de
protones generado a través de la
membrana mitocondrial interna.
Los protones pasan por el interior de la
enzima ATP sintasa a favor de su caída
de energía libre, y esta es acoplada a la
síntesis de ATP que es endergónica. El
conjunto de los dos procesos es
exergónico como exige la segunda ley.
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