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BIOENERGÉTICA.
14. CICLO DEL ATP.
SISTEMAS EXPERIMETALES Y LEYES TERMODINÁMICAS.
Los sistemas experimentales se clasifican atendiendo a qué y cuánto interacciona con el sistema y el entorno.
- Sistema aislado. No hay intercambio de materia ni energía con el exterior. Este sistema solo es teórico.
- Sistema cerrado. Se trata de una urna hermética que puede cambiar energía con el exterior, ya sea en forma de calor o de trabajo.
- Sistema abierto. Es el que se da en bioquímica. Se produce un intercambio de materia y de energía entre el interior y el exterior del sistema
La bioenergética estudia el sistema abierto pero utiliza leyes de termodinámica que solo son aplicables a sistemas cerrados por lo que es necesario la adaptación y combinación de dichas leyes.
Leyes de la termodinámica:
- Ley de la entalpia. Es la energía interna de un sistema como por ejemplo, la energía de una urna hermética con agua. Solo por la condición de tener materia en su interior, tenemos cierta cantidad de energía, que se produce en los enlaces de las moléculas, en las interacciones no covalentes entre ellas o en el movimiento en forma de energía cinética, es a este conjunto al que denominamos entalpia. La energía contenida en un sistema cerrado puede cambiar alterando su temperatura o aplicándole cierto movimiento.
Este parámetro es una función de estado y por lo tanto no nos importa el modo en el que cambia dicha energía sino el cambio que se ha producido. Es decir, el incremento del parámetro ∆H = H (^) f - Hi.
Esto nos ayuda a saber si un proceso es posible o no ya que en un proceso espontaneo se parte de una situación con una cantidad alta de energía y se llega a una situación con una energía interna menor, por lo tanto disminuye la entalpia y su incremento va a ser menor de 0 ∆H < 0.
- Ley de la entropía. Se trata de un parámetro energético que mide el orden y el desorden molecular en el interior de un sistema cerrado. Este parámetro también puede cambiar tras ciertas reacciones o procesos y además es una función de estado ya que nos importa su incremento y no el modo en el que se produce el cambio. Los procesos espontáneos se dan desde una situación ordenada (nivel bajo de entropía) hasta una situación desordenada (nivel alto de entropía), es decir, desde un nivel muy alto de energía hasta un nivel de energía menor ∆S > 0.
La entropía se define por la siguiente fórmula, donde k es la constante de Boltzmann y W el número de subestados posibles. Este último es la cantidad de compartimentos en los que se pueden encontrar las moléculas elevado al número de dichas moléculas. Cuanto más alto sea el número de subestados mayor será la entropía, además presentan una relación directamente proporcional. El valor mínimo de la entropía es del orden de 0 y se da cuando el valor de los subestados se reduce a 1.
Ambas, tanto la entropía como la entalpia son siempre valores positivos al ser medidas energéticas y se comportan como funciones de estado.
Que un proceso sea o no espontáneo no nos indica la velocidad de dicho proceso, por muy favorecida que este una reacción no tiene por qué darse de forma rápida.
SISTEMAS BIOQUÍMICOS.
No podemos tener en cuenta las leyes termodinámicas en los sistemas bioquímicos ya que estos se corresponden con sistemas abiertos.
Gibbs estableció una relación entre entropía y entalpía denominada energía libre de Gibbs. El cambio en G nos indica si un proceso es espontáneo o no, si este incremento es negativo, la reacción es espontánea y por lo tanto se libera energía que puede ser utilizado para llevar a cabo otros procesos en los que se requiera. Es por esto por lo que se denomina energía libre.
S=k lnW∆G= ∆H – T ∆S
*Al pasar del hielo al agua líquida la energía interna del sistema, la entalpía, aumenta debido a las nuevas interacciones no covalentes entre las moléculas y el movimiento del agua por lo que su incremento es positivo. En cuanto a la entropía, se pasa de un estado ordenado y con una energía muy alta, a un estado desordenado con una energía baja por lo que el incremento también es positivo (se pasa de un alto nivel a un bajo nivel de entropía). Aun así, el incremento de la entalpía es muchísimo mayor que el de la entropía por lo que, la temperatura debe ser muy alta para que el proceso se dé de forma espontánea, ∆G<0.
Proceso endergónico requiere energía.
Proceso exergónico libera energía.
POTENCIAL QUÍMICO ∆G.
Una solución o una mezcla de componentes químicos siempre presentan una cierta cantidad de energía, simplemente por presentar moléculas, interacciones y enlaces, que se corresponde con la suma de la energía que presentan los diferentes componentes multiplicados por la concentración de cada uno. Esto se debe a que la energía almacenada en una molécula es propia suya y contribuye a la de todo el sistema.
La propia energía de una molécula medida en condiciones estándar (temperatura ambiente (kelvin) y concentración 1 molar) se denomina energía estándar (G 0 ) y constituye una referencia para medir las energías en otras condiciones. Siguiendo esta fórmula: si la concentración del compuesto es mayor de 1 molar, la energía será mayor que la estándar; si es menor que 1 molar, será menor que la estándar; y si es 1 molar, será igual).
La energía química o el potencial químico se puede producir por:
PROCESO FÍSICO DE TRANSPORTE.
En un recipiente hermético en el que encontramos dos soluciones con distintas concentraciones y separadas por una membrana semipermeable, al cabo del tiempo, las concentraciones se equilibran. El potencial químico es una situación con energía necesaria para llevar a cabo otros procesos o que puede ser guardada por el sistema manteniendo dicho potencial. En este caso las moléculas no tienen por qué estar cargadas ya que el potencial no depende de la carga sino de la concentración.
A un lado de es membrana semipermeable encontramos una energía inicial ∆G1i y al otro lado una energía ∆G (^) 2i. En el lado concentrado (1) ∆G > G 0 , mientras que en el lado diluido (2) ∆G < G 0. En este caso ∆G no es la resta de los dos G y que tenemos que tener en cuenta el cambio que se produce a un lado y al otro de la membrana de forma independiente. El lado más concentrado va a ser el que dirige el proceso por lo que ∆G = ∆G 1 - ∆G 2. En este caso el ∆G total siempre va a ser negativo ya que se da a favor de concentración y es espontaneo, si lo calculamos al contrario, el resultado será positivo.
REACCIONES QUÍMICAS.
- En una reacción irreversible, partimos de reactivos A+B que van a dar lugar a productos C+D en condiciones estándar. ¿Cuál es nuestro potencial químico?
El incremento de la energía libre de Gibbs es la energía de los productos (situación final) menos la de los reactivos (situación inicial) ∆G = G (^) f – G (^) i y nos permite saber si la reacción es espontánea o no.
Ahora partimos de una situación con productos y reactivos y la reacción sigue siendo irreversible. Si los elementos están en proporción distinta a 1, se eleva cada uno de ellos a su coeficiente estequiométrico. ∆G 0 es el ∆G de la reacción en condiciones estándar.
Si la reacción es reversible la ecuación es la misma que si fuese reversible pero se calcula el ∆G en el equilibrio. En esta situación, las velocidades de las reacciones es la misma y por lo tanto las concentraciones de los productos y reactivos de ambas no cambian. Se llega al equilibrio cuando se ha gastado todo el potencial químico, ∆G es cero.
La constante de equilibrio (k) se puede relacionar con el ∆G^0 por lo que si sabemos únicamente las concentraciones de los elementos de la reacción y la temperatura a la
G = G∆∆G =G = ∆∆^0 + RT ln [compuesto]GG^00 + RT ln ([productos]/[reactivos])+ RT ln([C] c^ [D]d/[A] a [B]b^ )
k = exp (-k = [C] c^ [D]∆Gd/[A] 0 /RT) a^ [B]b
- TRANSPORTE CELULAR. Hay que tener tres factores a tener en cuenta sobre las mitocondrias: presentan capacidad de bombear protones al exterior; una membrana interna impermeable impide que los protones vuelvan a entrar, aunque siempre entra una cantidad muy pequeña por difusión; y la presencia de una ATPasa. También hay que saber que presentan macrocomplejos proteicos que ocupan parte de las membranas y la mayoría del espacio intermembranal.
Partimos de cierta cantidad de mitocondrias desenergizadas en un tubo de ensayo y suspendidas en un tampón que les ofrece un soporte osmótico para evitar que se lisen o se deshidraten. Además les proporcionamos un sustrato, como por ejemplo el piruvato, que tenga un transportador en la membrana de la mitocondria para que pueda pasar a su interior. Una vez dentro se forman NADH, a partir del piruvato, que cede sus electrones a la cadena transportadora permitiendo la liberación de cierta energía utilizada para bombear protones al exterior. Mientras que tengamos una fuente de electrones se va a dar este proceso aumentando así la concentración de protones en el exterior hasta el punto en el que la energía que se obtiene de la cte-^ no es suficiente para seguir bombeando protones.
Esto implica:
Potencial químico. Debido a la diferencia de concentraciones se produce la separación de una especie química tras una membrana. En este caso no hace falta sumarle ∆G 0 ya que es un gradiente formado por un elemento cargado y ya le vamos a sumar el potencial de membrana. En el caso de que no estuviese cargado sí que hay que tenerlo en cuenta.
∆G = RT ln ([destino]/[inicio])
