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

[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

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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:

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y la expresión para la constante de equilibrio:

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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:

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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:

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2.3 Cambios de energía libre estándar