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2.5: Energía Libre de Gibbs

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    La mayoría de las veces, ATP es la “batería de almacenamiento” de las celdas (Ver también 'Respaldos de baterías moleculares para músculos a continuación). Para entender cómo se captura la energía, primero debemos entender la energía libre de Gibbs y al hacerlo, comenzamos a ver el papel de la energía en la determinación de las direcciones que toman las reacciones químicas. Wikipedia define la energía libre de Gibbs como “un potencial termodinámico que mide el trabajo “útil” o de inicio de proceso obtenible a partir de un sistema termodinámico isobárico isotérmico”, y además señala que es “la cantidad máxima de trabajo de no expansión que se puede extraer de un sistema cerrado; esto
    máximo sólo puede alcanzarse en un proceso completamente reversible”.

    Matemáticamente, la energía libre de Gibbs se da como

    \[G = H – TS\]

    donde H es la entalpía, T es la temperatura en Kelvin y S es la entropía.

    A temperatura y presión estándar, cada sistema busca lograr un mínimo de energía libre. Así, aumentar la entropía reducirá la energía libre de Gibbs. De igual manera, si se dispone de exceso de calor (reduciendo la entalpía), también se puede reducir la energía libre. Las células deben trabajar dentro de las leyes de la termodinámica, como se señaló, por lo que todas sus reacciones bioquímicas, también, tienen limitaciones. Ahora consideraremos la energía en la celda. El cambio en la energía libre de Gibbs (ΔG) para una reacción es crucial, para ella, y por sí sola, determina si una reacción avanza o no.

    \[ΔG = ΔH – TΔS,\]

    Hay tres casos

    • ΔG < 0 - la reacción procede tal como está escrito
    • ΔG = 0 - la reacción está en equilibrio
    • ΔG > 0 - la reacción transcurre a la inversa

    Para una reacción aA <=> bB (donde 'a' y 'b' son números enteros y A y B son moléculas) a pH 7, ΔG se puede determinar mediante la siguiente ecuación,

    \[ΔG = ΔG°’ + RT\ln \dfrac{([B]^b}{[A]^a}\]

    Para múltiples reacciones de sustrato, como aA + cC <=> bB + dD

    \[ΔG = ΔG°’ + RT\ln \dfrac{[B]^b[D]^d}{[A]^a[C]^c}\]

    El término ΔG°' se llama el cambio en la energía Standard Gibbs Free, que es el cambio en la energía que se produce cuando todos los productos y reactivos están en condiciones estándar y el pH es 7.0. Es una constante para una reacción dada.

    En términos simples, si recogemos todos los términos del numerador juntos y los llamamos {Productos} y todos los términos del denominador juntos y los llamamos {Reactantes},

    \[ΔG = ΔG°’ + RT \ln \dfrac{Products}{Reactants}\]

    Para la mayoría de los sistemas biológicos, la temperatura, T, es una constante para una reacción dada. Dado que ΔG°' también es una constante para una reacción dada, el ΔG se cambia casi exclusivamente a medida que cambia la relación de {Productos}/{Reactantes}. Si uno comienza en condiciones estándar, donde todo excepto los protones está en 1M, el término rTLn ({Productos}/{Reactivos}) es cero, por lo que el término ΔG°' determina la dirección que tomará la reacción. Es por ello que la gente dice que un ΔG°' negativo indica una reacción energéticamente favorable, mientras que un ΔG°' positivo corresponde a una desfavorable.

    Al aumentar la relación de {Productos}/{Reactivos}, el valor del término logaritmo natural (ln) se vuelve más positivo (menos negativo), haciendo así que el valor de ΔG sea más positivo. Por el contrario, a medida que disminuye la relación de {Productos}/{Reactivos}, el valor del término logarítmico natural se vuelve menos positivo (más negativo), haciendo así que el valor de ΔG sea más negativo.

    Intuitivamente, esto tiene sentido y es consistente con el principio de Le Châtelier: un sistema responde al estrés actuando para aliviar el estrés. Si examinamos el ΔG para una reacción en un sistema cerrado, vemos que siempre se moverá a un valor de cero (equilibrio), no importa si comienza con un valor positivo o negativo.

    Otro tipo de energía libre disponible para las células es la generada por el potencial eléctrico. Por ejemplo, las mitocondrias y los cloroplastos utilizan en parte energía coulómbica (basada en la carga) de un gradiente de protones a través de sus membranas para proporcionar la energía necesaria para la síntesis de ATP. Energías similares impulsan la transmisión de señales nerviosas (distribución diferencial de sodio y potasio) y el movimiento de algunas moléculas en procesos de transporte activo secundario a través de las membranas (por ejemplo, el diferencial H+ que impulsa el movimiento de la lactosa). De la ecuación de cambio de energía libre de Gibbs,

    \[ΔG = ΔH – TΔS\]

    cabe señalar que un incremento en la entropía ayudará a contribuir a una disminución de ΔG. Esto sucede, por ejemplo cuando una molécula grande se está rompiendo en trozos más pequeños o cuando el reordenamiento de una molécula aumenta el desorden de las moléculas a su alrededor. Esta última situación surge en el efecto hidrofóbico, que ayuda a impulsar el plegamiento de las proteínas.

    Colaboradores


    This page titled 2.5: Energía Libre de Gibbs is shared under a CC BY-NC-SA license and was authored, remixed, and/or curated by Kevin Ahern & Indira Rajagopal.