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

VergolitoPráctica o problema2 de Junio de 2016

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[pic 1][pic 2]INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE APATZINGÁN

        BIOQUIMICA        

Titular de la materia:

QFB. Jorge Arturo García Partida

UNIDAD 2

”BIOENERGETICA”

Elaboró:

Juan Martin Reyna Castillo

Fecha: 23 de Mayo del 2016

BIOENERGETICA

La energía en el universo se manifiesta de múltiples formas en los diferentes sistemas, ya sea de forma lumínica, calorífica, eléctrica, etc. Pero una de estas formas de energía que en su momento es competente al estudio de los seres vivos, es la llamada energía química, que para este caso al involucrarse sistemas vivos se puede llamar bioenergética, la cual es una parte de la biología muy relacionada con la física, que se encarga del estudio de los procesos de absorción, transformación y entrega de energía en los sistemas biológicos. En general, la Bioenergética se relaciona con la Termodinámica.

2.1.1 Termodinámica

La termodinámica se puede definir como la rama de la física encargada del estudio de la interacción entre el calor y otras manifestaciones de la energía. Constituye una teoría de estudio de diferentes estudios, a partir de razonamientos deductivos, que estudia sistemas reales, sin crear modelos y por lo general sigue un método experimental, además se estudian también los estados de equilibrio y se definen por medio de magnitudes extensivas tales como la energía interna, la entropía, el volumen o la composición molar del sistema, o por medio de magnitudes no-extensivas derivadas de las anteriores como la temperatura, presión y el potencial químico.

Entonces, desde este puntapié inicial, la termodinámica, se ha ocupado de describir cómo es que los sistemas responden a los cambios que se producen en su entorno, pudiéndose aplicar a una infinidad de situaciones, tanto de la ciencia como de la ingeniería, como: motores, reacciones químicas, transiciones de fase, fenómenos de transporte, agujeros negros, entre otras. Y por tanto sus resultados son realmente apreciados por la química la física y la ingeniería química. La termodinámica presenta dos leyes generales que para el estudio de estas interacciones se describen a continuación.

1.2.1.1 Primera ley de termodinámica

La primera ley de la termodinámica establece que  la energía no se crea, ni se destruye, sino que se conserva. Entonces esta ley expresa que, cuando un sistema es sometido a un ciclo termodinámico, el calor cedido por el sistema será igual al trabajo recibido por el mismo, y viceversa.

Es decir Q = W, en que Q es el calor suministrado por el sistema al medio ambiente y W el trabajo realizado por el medio ambiente al sistema durante el ciclo.

Un ejemplo sencillo seria: Al remover con un taladro el agua contenida en un recipiente, le estamos aplicando trabajo, que es igual al calor que este emite al medio ambiente al calentarse. En este caso, el sistema puede ser el agua, el medio sería el taladro, el aire circundante y todo lo que está fuera del sistema que no sea agua (pues lo que está afuera recibirá calor del sistema).

1.2.1.2 Segunda ley de termodinámica

La segunda ley de la termodinámica enuncia: "No existe un proceso cuyo único resultado sea la absorción de calor de una fuente y la conversión íntegra de este calor en trabajo". Este principio (Principio de Kelvin-Planck) nació del estudio del rendimiento de máquinas y mejoramiento tecnológico de las mismas. Si este principio no fuera cierto, se podría hacer funcionar una central térmica tomando el calor del medio ambiente; aparentemente no habría ninguna contradicción, pues el medio ambiente contiene una cierta cantidad de energía interna, pero debemos señalar dos cosas: primero, la segunda ley de la termodinámica no es una consecuencia de la primera, sino una ley independiente; segundo, la segunda ley nos habla de las restricciones que existen al utilizar la energía en diferentes procesos, en nuestro caso, en una central térmica. No existe una máquina que utilice energía interna de una sola fuente de calor.

El concepto de entropía fue introducido por primera vez por R. J. Clausius a mediados del siglo XIX. Clausius, ingeniero francés, también formuló un principio para la Segunda ley: "No es posible proceso alguno cuyo único resultado sea la transferencia de calor desde un cuerpo frío a otro más caliente". En base a este principio, Clausius introdujo el concepto de entropía, la cual es una medición de la cantidad de restricciones que existen para que un proceso se lleve a cabo y nos determina también la dirección de dicho proceso. Vamos ahora a hablar de las tres acepciones más importantes de la palabra entropía.

2.2 Energía Libre

La Energía libre (designada con la letra G) o energía libre de Gibbs de un sistema, es la parte de la energía total del sistema que está disponible para realizar trabajo útil y está dada por la siguiente relación


[pic 3]

 

Esta fórmula es válida cuando en un sistema particular discurre hacia el equilibrio a temperatura y presión constante,   es la variación en energía libre,   es la variación de entalpía o contenido calórico, T es la temperatura absoluta y   es la variación de entropía del sistema. La variación de energía libre de una reacción química está relacionada con la constante de equilibrio de tal reacción, por ejemplo, una reacción se puede escribir como:

 [pic 4]

y la expresión para la constante de equilibrio:

 [pic 5]

En condiciones estándar, cuando reactivos y productos se encuentran presentes inicialmente a concentración 1 M, a 1 atm de presión y una 1 M o pH 7, el cambio de energía libre estándar se define como ΔG°. Se ha cambiado esta expresión y definido la energía libre estándar a pH neutro, gel de baño 7,0 (   M), que es el pH al cual tienen lugar la mayor parte de reacciones biológicas. En estas condiciones la variación de energía libre se expresa en forma ΔG°’ y la constante de equilibrio como. Dado que en el equilibrio ΔG = 0, se define la siguiente expresión:

 [pic 6]

en donde R es la constante de los gases, cuyo valor es[pic 7]  , dependiendo de si la variación de energía libre resultante se expresa en calorías (cal) o julios (J) por mol; y T es la temperatura absoluta en Kelvin (°K). De ahí que, si se puede determinar la constante de equilibrio de una reacción, también puede calcularse su variación de energía libre estándar (ΔG°). Cuando la constante de equilibrio se halla por debajo de la unidad, la reacción es endergónica y ΔG°’es positiva. Cuando la constante de equilibrio es mayor que 1, la reacción es exergónica y ΔG°’ es negativa.

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 en los alimentos las cuales oxidadas totalmente rinden CO2 y H2O con liberación de energía.

 En las células de los sistemas biológicos aeróbicos la mayor parte de la energía para los procesos catabólicos procede de una transferencia de electrones, desde las moléculas orgánicas combustibles hasta el oxígeno molecular. En los animales, la oxidación de los carbohidratos y las grasas constituyen la fuente principal suministradora de energía, mientras que en algunos microorganismos tienen la facultad de obtener energía química a partir de procesos que no requieren la participación de O2

Reacciones Oxido- reducción

Las reacciones de oxidación reducción llamadas también redox; son aquellas en las que tienen lugar una transferencia de electrones desde un dador electrónico (el agente reductor) hasta un aceptor electrónico (el agente oxidante). También puede considerarse reacciones de oxidación aquellas en las cuales ocurre la pérdida de átomos de hidrógeno o la ganancia de oxígeno existiendo siempre, paralelamente, sus correspondientes reacciones de reducción para formar el redox. Se pueden resumir los tipos de reacciones de oxidación con ejemplos:

 

1. Fe2+ → Fe3+ + e- (pérdida de electrones)

 

 2. CH3 - CH2 - OH + 1/2 O2 → CH3 CHO+ H2O (pérdida de hidrógeno)

 

3. CH3CHO + 1/2 O2 → CH3 COOH (ganancia de oxígeno)

 

A cada uno de los tipos de reacción de oxidación propuesto le corresponde la reacción de reducción respectiva: ganancia e- ganancia de hidrógeno y pérdida de oxígeno.

2.6 ATP y compuestos de alta energía

Trifosfato de Adenosina

[pic 13]

El adenosín trifosfato (ATP), es considerado por los biólogos como la moneda de energía para la vida. Es una molécula de alta energía que almacena la energía que necesitamos para realizar casi todo lo que hacemos. Está presente en el citoplasma y en el nucleoplasma de cada célula. Esencialmente todos los mecanismos fisiológicos que requieren energía para su ejecución, la obtienen directamente desde el ATP almacenado, (Guyton). Cuando los alimentos en las células se oxidan gradualmente, la energía liberada se utiliza para volver a formar ATP, de modo que la célula siempre mantiene el suministro de esta molécula esencial. Karp cita una estimación de que se forma más de 2 x 1026 moléculas o >160kg de ATP en el cuerpo humano ¡diariamente!. El ATP es destacable por su capacidad para entrar en muchas reacciones acopladas, tanto en los alimentos para extraer la energía, como con las reacciones en otros procesos fisiológicos para proporcionarles energía. En los sistemas animales, el ATP se sintetiza en las diminutas fábricas de energía llamadas mitocondrias.

La columna vertebral de la estructura del ATP es un compuesto de carbono ordenado, pero la parte que es realmente crítica es la parte del fósforo -el trifosfato-. Tres grupos de fósforo están unidos por átomos de oxígeno entre sí, y también hay oxígenos laterales conectados a los átomos de fósforo. En las condiciones normales en el cuerpo, cada uno de estos átomos de oxígeno tiene una carga negativa, y como se sabe, los electrones quieren estar con los protones - las cargas negativas se repelen entre sí -. Estos cargas negativas amontonadas quieren escapar - para alejarse unas de otras -, así que hay una gran cantidad de energía potencial.

Si se elimina uno de estos grupos fosfato de un extremo quedando sólo dos grupos fosfatos, la molécula es mucho más estable. Esta conversión del ATP en ADP es una reacción extremadamente crucial para el suministro de energía en los procesos vitales. Sólo el corte de un enlace con su consiguiente reordenamiento, es suficiente para liberar alrededor de 7,3 kilocalorías por mol = 30,6 kJ/mol. Esto es aproximadamente la misma energía que la de un único cacahuete.

Los seres vivos pueden usar el ATP como una batería. El ATP, alimenta reacciones necesitadas de la pérdida de uno de sus grupos de fósforo para formar ADP, pero se puede utilizar la energía de los alimentos en las mitocondrias, para convertir el ADP de nuevo en ATP, y que la energía vuelva a estar disponible para realizar el trabajo necesario. En las plantas, la energía solar se puede utilizar para convertir el compuesto menos activo, de vuelta, a la forma altamente energética. En los animales, se utiliza la energía de las moléculas de almacenamiento de alta energía, para hacer lo necesario para mantenerse con vida, y luego "recargarlas" para ponerlas de nuevo en el estado de alta energía. La oxidación de la glucosa en las células eucariotas, opera en un ciclo llamado ciclo TCA o ciclo de Krebs, que proporciona energía para la conversión del ADP en ATP.

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