Bioenergética 1
En esta página hablaremos sobre la energía y los tipos de energía que se utilizan en Bioquímica.
Antes que nada hay que recordar que la Energía tiene muchas formas de manifestarse y por eso les llamamos diferentes tipos.
Energía calorífica: la más común que tiene dos formas de manifestarse, en cambios de temperatura o en cambios de movimiento molecular.
Energía de enlace: la energía que hay entre dos átomos que comparten electrones (enlace covalente)
Energía potencial electrostática: la energía entre dos átomos o moléculas cargadas y que se requiere para separarlos y se libera cuando se les deja acercarse. Está dada por la carga eléctrica.
Energía potencial gravitacional: la que hay a nivel macroscópico entre dos cuerpos, dada por la masa. Se libera cuando se les deja acercarse.
Energía nuclear: fuerza nuclear fuerte, fuerza nuclear débil.
Energía cinética: la relativa al movimiento, a nivel molecular hablamos de tres tipos de movimiento: traslacional, rotacional y vibracional. Esta en realidad está muy relacionada a la calorífica a nivel molecular. La energía cinética de las moléculas es lo que llamamos calor.
La mayor parte de esas energías las podemos ver a nivel macroscópico y se relaciona con las propiedades físicas, químicas y biológicas (PFQB) de las sustancias.
La suma de todas las energías de una molécula la denominamos Energía Interna, y se simboliza como U. De hecho, para conocer los cambios de energía en una sustancia tendríamos que poder medir todos los cambios que le pueden ocurrir, si es que le ocurren, como cambios en superficie, cambios en el número de moles, cambios en volumen, cambios en presión y así sucesivamente. Podemos considerar a la Energía Interna como una variable de estado, en donde podemos medir la diferencia entre un punto inicial o final y medir la diferencia entre esos dos puntos. Cuando una variable puede ser determinada por la diferencia entre el estado inicial y final se le llama variable de estado.
Así que, si entre el inicio y el fin, aplicamos un cambio, por ejemplo, calor, deberíamos valorar todos los cambios que produce, para poder valorar el cambio en la Energía interna. Por ejemplo, en termodinámica es bien conocido el ejemplo de si tengo un gas y lo caliento sin modificar el volumen, la presión se incrementa. Nota que en esa situación tienes dos condiciones: inicial, donde está el gas a cierta temperatura. final, después de que le aplicaste calor sin variar el volumen y la presión aumenta.
De esta manera, puedes medir los cambios de la Energía Interna entre el estado inicial y final, y habría que considerar todos los cambios que ocurrieran. En termodinámica de gases, estos cambios generalmente se mencionan con cambios en presión, en volumen o en temperatura. Pero puede haber más cambios, como el cambio de superficie o de momento magnético o cambio en el número de moles (porque se agregó sustancia) etc. Esta parte es importante, porque los ejemplos que usualmente se hacen en termodinámica son con sistemas cerrados, por ejemplo, un gas confinado en un recipiente. Sin embargo, en Bioquímica, el sistema no es cerrado, es semiabierto, porque si bien puede haber intercambio con el exterior -el medio exterior-, este intercambio no es totalmente libre, está limitado a lo que la membrana permita atravesar. De esta manera, los cambios en la célula si bien pueden ser cambios en volumen, también pueden ser cambios de otras variables como:
Cambios en presión osmótica
Cambios en concentración intracelular
Cambios en momento magnético
Cambios de conformación
Cambios de superficie
Por mencionar algunos.
Sin embargo, nos centraremos en los cambios relacionados a calor, dado que las reacciones metabólicas pueden utilizar o necesitar energía.
El primer supuesto en metabolismo es que no hay cambios salvo los relacionados a la energía calorífica.
Si bien podría haber más cambios, para entender le metabolismo consideramos que los demás cambios no son significativos. Sin embargo, si llegas a especializarte en algún tipo de metabolismo, no olvides que puede haber cambios. Por ejemplo, si estudias intercambio de gases en alveolos pulmonares, recuerda que la presión es un factor importante. Si estudias cambios de metabolismo de una bacteria halófila, recuerda que puede haber cambios de presión osmótica por la salinidad. Si estudias cambios de metabolismo en fotosistemas o biofluorescencia recuerda que puede haber cambios de conformación o de momento magnético de los cromóforos o fluoróforos.
La medición de las variables de estado entre dos estados se simboliza con la letra delta mayúscula Δ, respecto a la "d" de diferencia entre ambos estados. Así, la diferencia de energía interna (U) en un proceso o reacción sería:
ΔU=Ufinal-Uinicial
En la mayoría de las reacciones de metabolismo primario e intermediario nos preocupamos por el cambio de calor. Ahora bien, recordemos que el calor es energía cinética molecular, así que se manifiesta de dos maneras:
1) Cambio de temperatura
2) Cambio de organización molecular
El primero es el más conocido. Si aplicas calor a una sustancia, su temperatura se incrementa. A este cambio de calor se le llama Entalpía (H), el cambio se simboliza como ΔH: cambio de entalpía. Este a su vez puede producir un cambio de volumen o presión.
El segundo no es tan conocido, y sin embargo, todos lo observamos DIARIO. Un ejemplo, es cuando le aplicas calor al hielo a 0 ºC y éste se convierte a líquido a 0 ºC. Aunque la temperatura no cambió, el estado físico cambió porque las moléculas de agua se desorganizaron, incrementaron su movimiento.
Otro ejemplo de este segundo tipo de cambio es cuando tienes en tus manos un grupo de lapiceros o lápices ordenados, si los dejas caer estos no van a caer ordenados, sino que la energía potencial que ellos tienen en tu mano, se libera como energía cinética, y eso hace que las moléculas se muevan en un sentido y como es una estructura firme, la energía cinética les hace moverse y entonces al caer pueden chocar entre sí o moverse lejos del orden en que las habías puestas, por lo que al final quedan más desordenados. También podríamos decir en el ejemplo anterior, que las moléculas de agua se desordenaron debido a su energía cinética y entonces se convierte en líquido. Por esta razón esta forma de calor, es una medida del desorden y se le conoce como Entropía (S), el cambio se simboliza como ΔS y como te podrás imaginar depende de la temperatura, a mayor temperatura, mayor es el desorden que se puede provocar, porque esa mayor temperatura, también implica mayor energía cinética.
De hecho, la Energía cinética promedio (Ec) de las moléculas es igual a 2kT/3. Donde k es la constante de Boltzman y T la temperatura absoluta (grados Kelvin). La siguiente es una representación de la energía cinética de moléculas, subida a Wikipedia por jlpons.
OJO, puede haber incremento de temperatura por incremento en energía cinética, lo que decimos como incremento de entalpía.
También puede haber incremento de energía cinética, incremento de desorden, SIN cambio de temperatura, a lo que llamamos incremento de entropía, y son iguales a ΔS. Sin embargo, no sería lo mismo un incremento de entropía a 1 ºC a un incremento de entropía a 90 ºC. Es decir, si incrementas el desorden a 1 ºC o incrementas el desorden a 90 ºC (sin que cambie la temperatura), el desorden se incrementará más a mayor temperatura. De ahí que los incrementos de desorden, les llamamos incrementos del factor entrópico y son iguales a -T*ΔS.
Ahora bien, ¿quién suministra la energía para estos cambios? puede ser que el sistema mismo ya la tenga. Como el caso de los lápices. En el momento inicial, cuando ellos están en tu mano, ya tienen energía y esta se libera, decimos que el sistema ya tiene su energía y la libera de forma entrópica. Mientras que en el caso de la fusión de hielo a agua a 0 ºC, esa energía alguien externo la aplicó, así que el sistema la toma e incrementa su desorden. Podrías pensar, que en caso de los lápices un factor externo a ellos los llevó a organizarse y a estar en tu mano, pero eso implicaría que entonces tomaste como estado inicial que estaban ordenados y que alguien aplicó energía para desordenarlos. Y estarías en lo correcto!! todo depende de qué tomes como estado inicial y estado final. Así que si tomo estado inicial que ya están en tu mano ordenados, implica que ya tienen la energía potencial.
Recuerda este juego de palabras:
¡Un cambio de temperatura, implica un cambio calórico o de energía cinética molecular! ¡pero un cambio de energía cinética molecular no siempre implicará un cambio de temperatura!
En Bioquímica, una de las energías que más utilizamos es la Energía libre de Gibbs porque se centra solamente en estos cambios de calor. No obstante, en la literatura científica bioquímica podrías encontrarte con otras, como la de Helmholtz. Como te decía, la Energía libre de Gibbs no toma en cuenta que haya cambios de volumen o de número de partículas (potencial químico) o ninguna otra variable, solo el Calor. De ahí que la fórmula de la Energía libre de Gibbs=
ΔG=ΔH-TΔS
Energía libre de Gibbs = Factor entálpico - Factor entrópico
Como la entalpía es el calor que gana de fuera y el factor entrópico es el desorden que se genera en el sistema sus signos son + y -, respectivamente. Más que aprenderte la fórmula, es importante que aprendas lo que significa.
Si el sistema libera energía (como el caso de los lápices), entonces la energía final es menor a la energía inicial y por tanto, el valor del Δ de energía será negativo.
Si el sistema toma energía (le aplicas calor) su ΔH es positivo, si por el contrario lo libera es negativo. Dado que la entalpía se relaciona con la temperatura, cuando se libera calor, ΔH negativo, decimos que la reacción o proceso es exotérmico, y si el ΔH es positivo, entonces se le llama endotérmico (el sistema recibe calor que se manifiesta como temperatura).
Si el sistema se desordena a partir de la energía que ya tiene, significa que la libera y por tanto -TΔS se vuelve negativo. Si alguien lo ordena (como tú cuando ordenabas los lápices antes del estado inicial) entonces -TΔS es positivo.
Así que si tienes una célula y le das energía, el valor de ΔH es positivo, pero esa energía la transforma y la libera desordenándose, por lo que -TΔS es negativo, si el desorden es mayor que la energía que tomó, entonces el sistema termina perdiendo energía y por tanto ΔG es negativo, eso significa que el sistema ya tenía energía y la liberó en desorden, o pudo liberarla como calor (ΔH negativo). Así, si el sistema ya tenía energía y la libera, ya sea como cambio de temperatura o como desorden, significa que el sistema por sí solo ya tenía energía, y por tanto el proceso ocurre por sí solo (el sistema por sí solo lo lleva a cabo). De ahí que se le llama espontáneo. Por el contrario si requiere que se le añada energía (ΔH positivo) o que se le ordene (-TΔS positivo) significa que no ocurriría por sí solo, es decir, es no espontáneo. Este sentido de la espontaneidad en términos de calor, es fácilmente visible en la energía libre de Gibbs que toma los dos factores, el entálpico y el entrópico.
Un valor de ΔG negativo, significaría que la reacción o proceso es espontánea, porque significa que el sistema ya tenía energía y la pudo liberar entálpica o entrópicamente (o los dos). A estos procesos se les llama exergónicos.
Un valor de ΔG positivo, significa que la reacción o proceso requiere energía, y por tanto es no espontánea. A estos procesos se les llama endergónicos.
Nota que algo puede requerir calor (ΔH positivo) pero liberar más entropía (ΔS), así que si el factor entrópico es mayor al entálpico, el proceso sería endotérmico y exergónico. Como es exergónico, es por tanto, espontáneo.
La espontaneidad está dada por el ΔG. La entalpía por sí sola no sirve para saber si es espontánea o no.
¡CUIDADO! No confundas espontaneidad con rapidez. El hecho de que un proceso sea espontáneo, no significa que ocurrirá de súbito, puede tardar mucho tiempo. Un ejemplo es la oxidación del azúcar a CO2. Es un proceso espontáneo pero no súbito. Espontáneo significa que lo hará por sí solo, no que lo hará rápido 😖. (si se te ocurren memes respecto a esta última frase, ponlo en los comentarios abajo).
Entonces, exotermicidad y espontaneidad no son sinónimos, ni sus opuestos. Pongamos un ejemplo de cada uno:
Proceso exotérmico espontáneo: cuando agregas ácido sulfúrico al agua, esta se calienta (incrementa su temperatura) y la disolución ocurre por sí sola (espontáneo), aunque la puedes acelerar agitando.
Proceso endotérmico espontáneo: cuando colocas acetato de sodio en agua, la solución se enfría, incluso podría congelarse, el proceso ocurre por sí solo (espontáneo), aunque lo podrías acelerar agitando.
Proceso exotérmico no espontáneo: encender un fósforo requiere de que lo fricciones o lo calientes (requiere energía) y va a liberar mucho calor.
Proceso endotérmico no espontáneo: Asar una carne, el proceso requiere calor (endotérmico) y no ocurre por sí solo (no espontáneo), requiere que se le añada energía.
¿Puedes recordar más ejemplos que hayas vivido?
Y qué significaría un ΔG de 0 es decir, ni negativo ni positivo. Significaría que no puede ocurrir proceso por sí solo, ni aunque le agregues calor. Este punto es al que llamamos EQUILIBRIO, y es diferente a la homeostasis. Aunque este tema será el de la siguiente página de Bioenergética, te adelanto que en el equilibrio, ya no se puede llevar a cabo el proceso le quites o le pongas calor. PERO si cambias otra propiedad, como superficie o cantidad de materia, el proceso sí podría darse. Al cambiar la energía interna, puedes cambiar la energía libre de Gibbs, pero recuerda que ΔG solo se refiere a calor.
Por último, ¿recuerdas las unidades de Energía? Joules (J), calorías (cal), Kilocalorías (Kcal o Cal), ergios (erg) son las más comunes, pero no las únicas.
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