1. La fórmula molecular de la glucosa es C 6 H 12 O 6 . Los números másicos (pesos atómicos) de los elementos constitutivos son C = 12, H = 1 y O = 16. a) Calcule el número de moles y moléculas que hay en 1,8 Kg de glucosa. b) ¿Cuántos gramos se necesitan para preparar 100 ml de una solución 0,05 mM ? a) Número de moles en 1,8 Kg de glucosa 1 mol es la masa molecular (peso molecular) expresada en gramos. C 6 H 12 O 6 12 H = 12 x 1 = 12 6 O = 6 x 16 = 96 6 C = 6 x 12 = 72 180 180 g = 1 mol de glucosa Masa atómica (A) C = 12 H = 1 O = 16 Masa molecular (Peso molecular) 1,8 Kg de glucosa = 1800 g = 10 moles de glucosa = 6 x 10 23 moléculas = 10 x 6 x 10 23 moléculas = 6 x 10 24 moléculas b) Gramos de glucosa para 100 ml de solución 0.05 mM 0.05 mM significa 0,05 milimoles en 1 litro de solución 1 mol = 180 g 1 milimol = 0,180 g 0.5 milimoles = 0,09 g 0,009 g para 1 litro (1000 ml) para 100 ml 0,0009 g 0.05 milimoles = 0,009 g

2. 2.- Calcule los gramos, el número de moles y el de moléculas, contenidos en 112 litros de CO 2 en condiciones normales de T y P. Calcule además el número de átomos de carbono y oxígeno contenidos en dicho volumen. En condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros 22,4 litros 1 mol 112 litros X mol X = 5 moles Masa molecular del CO 2 C = 12 O = 16 C = 12 2O = 32 44 44 g 1 mol X g 5 moles X = 220 g = 6 x 10 23 moléculas = 5 x 6 x 10 23 moléculas = 30 x 10 23 moléculas = 3 x 10 24 moléculas En 1 mol de CO 2 hay 1 mol de átomo de C y 2 moles de átomo de O. En 5 moles de CO 2 hay 5 moles de átomo de C y 10 moles de átomo de O. En 1 mol de átomo de C hay 6 x 10 23 átomos de C, en 5 moles de átomo de C hay En 1 mol de átomo de O hay 6 x 10 23 átomos de O, en 10 moles de átomo de O hay 5 x 6 x 10 23 átomos de C (3 x 10 24 átomos de C). 10 x 6 x 10 23 átomos de O (6 x 10 24 átomos de O).

3. H 2 O H + + OH - = K 1 [ H 2 O ] v 1 = K 2 [H + ] v 2 [ OH - ] = v 1 v 2 = k 1 [ H 2 O ] k 2 [H + ] [ OH - ] = k 1 k 2 [H + ] [ OH - ] [ H 2 O ] = k 1 k 2 K’ eq = [H + ] [ OH - ] [ H 2 O ] K’ eq = [H + ] [ OH - ] [ H 2 O ] [ H 2 O ] = 55,5 M K’ eq = [H + ] [ OH - ] [ 55,5 ] K’ eq = 1,8 x 10 -16 1,8 x 10 -16 [ 55,5 ] = 1,0 x 10 -14 K w = [H + ] [ OH - ] 1,0 x 10 -14 = [H + ] [ OH - ] 1,0 x 10 -14 = [H + ] 2 1,0 x 10 -14 = [H + ] 1,0 x 10 -14 = [H + ] [ OH - ] 10 -7 = = - log [H + ] - log 10 -7 = pH = 7 - log [OH - ] - log 10 -7 = pOH = 7 pH + pOH = 14

4. ácido base HCl H 2 CO 3 H + + Cl - H + + HCO 3 - NaOH NH 4 OH Na + + OH - NH 4 + + OH -

6. HA H + + A - = [H + ] [HA] [A - ] [H + ] = K a [HA] [A - ] K a - log [H + ] = - log K a - log [HA] [A - ] pH = pK a + log [HA] [A - ] Ecuación de Henderson-Hasselbach

7. pK a = 4.76 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 NaOH 0 1 0.5 =

8. D I P L O M A EN CIENCIAS DE LA ACTIVIDAD FISICA UNIVERSIDAD DE CHILE TERMODINÁMICA Prof. BQ Jorge Soto Labbé FACULTAD DE MEDICINA UNIVERSIDAD DE CHILE BIOQUÍMICA ENERGÉTICA 2009 Definiciones básicas de la Termodinámica Primera Ley de la Termodinámica Procesos a presión constante: Entalpía (  H) Segunda Ley de la Termodinámica Energía libre (  G) y espontaneidad de las reacciones químicas Entropía (  S) Reacciones REDOX Potenciales de reducción y energía libre Compuestos ricos en energía: ATP ATP y metabolismo energético

9. UNIVERSO SISTEMA ENTORNO ENERGÍA CERRADO ABIERTO MATERIA Y ENERGÍA AISLADO X TERMODINÁMICA real o hipotética donde se realizan transferencias de Energía y/o Masa. Cantidad de materia definida limitada por una superficie cerrada,

10. SISTEMA ENTORNO ESTADO TERMODINÁMICO temperatura presión volumen energía entalpía energía libre entropía ENERGÍA calor trabajo (T S ≠ T E )  V) número de moles UNIVERSO TERMODINÁMICA  E = cambio en la E  E = E final - E inicial interna del sistema  E  H  G  S S G H E V P T q w + + n Variables Funciones de Estado y

11. Ciencia que estudia las transferencias de TERMODINÁMICA energía capacidad para realizar un trabajo calor energía transferida entre dos cuerpos o sistemas trabajo energía (calor y trabajo) que acompañan a un cambio de estado en un sistema

12. 1 g de H 2 O 1ºC Caloría (cal) 1 cal = 4,184 joule 1 joule = 1 x 10 7 erg 1 joule = 0,239 cal 1 erg = 1 x 10 - 7 joule PV = nRT R = PV/nT R = 0,082 atm x L /mol x ºK R = 1,987 cal /mol x ºK R = 8,315 J /mol x ºK R = 1 atm x 22,4 L/1mol x 273 ºK Atm x L Joule Caloría

13. 1m 9,81J 1kJ 1J 17,4kJ 540kJ ALGUNOS VALORES ENERGÉTICOS 1Kg 10g azúcar 10g grasa 1g

14. Si los reaccionantes pasan a productos, TERMODINÁMICA El estudio del intercambio de energía permite predecir en qué sentido En que medida ocurre el cambio, o sea, y la cantidad de reaccionantes una vez terminada la reacción, o sea, entre un sistema y su medio ambiente puede ocurrir el cambio químico. o sea, si la reacción es espontánea o no. las cantidades de productos que se obtienen que quedan sin reaccionar, cuando se alcanza el estado de equilibrio . A B A B A B

15. PROCESOS TERMODINÁMICOS ISOTÉRMICOS ISOBÁRICOS ADIABÁTICOS REVERSIBLES IRREVERSIBLES procesos espontáneos

16. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA SISTEMA UNIVERSO Σ  E int = 0 “ La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.” “ La energía total del universo permanece constante.”  E int = Q W  E int = E f E i

17. W PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA P  V GASES a V constante  V = 0  E int = Q V a P constante Q P = H H = entalpía LÍQUIDOS a P constante  V = 0  H =  E int  H = Q P  E int = Q  E int = Q P P  V  E int =  H P  V  H =  E int P  V  H =  E int  nR 

18. Variación de entalpía estándar de formación =  Hº f Variación de entalpía estándar de reacción =  Hº r P = 1 atm , T = 25 °C, concentración = 1 M  H° r = Σ  H ° f (P) - Σ  H ° f (R)  Hº f Elementos = 0  Hº r < 0  Hº r > 0 REACCIÓN EXOTÉRMICA REACCIÓN ENDOTÉRMICA  Hº f Compuestos ≠ 0

19. ...este  es el calor de combustión  Hº f Elementos = 0  Hº f O 2 = 0  Hº f CO 2 = – 94,05 Kcal  Hº f C 3 H 8 = 24,83 Kcal  Hº f H 2 O = – 68,32 Kcal  H° r = Σ  H ° f (P) - Σ  H ° f (R) Propano + O 2 CO 2 + H 2 O C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O (l) 3  H° f CO 2 + 4  H° f H 2 O – (  H° f C 3 H 8 + 5  H° f O 2 )  H°r = 3(– 94,05 Kcal) + 4(– 68,32 Kcal) – (24,83 Kcal + 5 x 0 Kcal)  H°r = – 580,26 Kcal  H°r =

21. ENTROPÍA NEGENTROPÍA

22. “ En todos los procesos naturales la entropía del  G =  H - T  S SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA universo aumenta.”  G = 0  = T  S Equilibrio q rev = T  S  S = q rev /T  S > q irrev /T

23. Energía libre Entropía tiempo no equilibrio equilibrio no equilibrio equilibrio  G < 0  S > 0  G = 0  S = 0 tiempo SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

24. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA  G = - 686.000 cal/mol  H = - 673.000 cal/mol  G =  H - T  S T  S =  H -  G  S = + 44 cal/ºK  S = + 44 cal/ºK C 6 H 12 O 6 + 6O 2 6CO 2 + 6H 2 O  S =  H -  G T  S = -673.000 – (-686.000) 298  S = 13.000 298

25.  G  Gº  Gº’ ENERGÍA LIBRE DE GIBBS aA + bB cC + dD Q = [C] c [D] d [A] a [B] b  G =  Gº + R T ln Q  Gº = _ RT ln K eq  Gº’ = _ RT ln K’ eq [R y P] i = 1M, P = 1 atm, T = 298ºK, pH = 0 [R y P]i = 1M, P = 1 atm, T = 298ºK, pH = 7 K’ eq = 1  Gº’ = 0 K’ eq > 1  Gº’ < 0 NEGATIVO K’ eq < 1  Gº’ > 0 POSITIVO  G = 0 Q = K eq

26. REACCIONES ACOPLADAS  Gº’ = 13,8 kJ/mol  Gº’ = _ 30,5 kJ/mol  Gº’ = _ 16,7 kJ/mol Glucosa + Pi Glucosa-6-P + H 2 O ATP + H 2 O ADP + Pi Glucosa + ATP Glucosa-6-P + ADP

27. por los organismos vivos. El flujo de electrones en las reacciones de oxidación-reducción es responsable, directa o indirectamente, de todo el trabajo hecho REACCIONES REDOX

28. AGENTE REDUCTOR AGENTE OXIDANTE REDUCCIÓN OXIDACIÓN AGENTE OXIDADO AGENTE REDUCIDO entrega electrones recibe electrones POTENCIALES DE REDUCCIÓN ESTÁNDAR E 0 ’ ( 25°C y pH 7 ) recibe electrones AGENTE OXIDANTE e - e - AGENTE REDUCTOR e - e - ½ O 2 + 2H + + 2 e - H 2 O 0,816 V NAD + + 2H + + 2 e - NADH - 0,320 V 2H + + 2 e - H 2 (estándar a pH 0) 0,000 V 2H + + 2 e - H 2 (a pH 7) - 0,414 V Fumarato 2- + 2H + + 2 e - Succinato 2- 0,031 V  -Cetoglutarato + CO 2 + 2H + + 2 e - Isocitrato - 0,380 V Citocromo a (Fe +3 ) + e - 0,290 V Citocromo a (Fe +2 )

29. Cu +2 Fe +2 Fe +3 Cu +1 B A BH C H 3 R- B A H 2 A H - e - e - e - A H O 2 e - C H 2 OH R- e - H e - H B H A H B H 2

30. CH 3 – CH 3 CH 3 – CH 2 OH CH 3 – CHO CH 3 – COOH CO 2 O = C = O +1 +1 +1 -3 +1 +1 -2 +1 -1 -2 +1 +1 -2 -2 +1 +3 -2 -2 +4 H – C – C – H H H H H H – C – C – OH H H H H H – C – C H H H O H – C – C H OH H O

31. POTENCIALES DE REDUCCIÓN de e - está relacionado con  G°’. El potencial de reducción estándar  E°’ para la transferencia  G°’ = _ n F  E°’ = 23.000 cal/V · mol n = n° e - transferidos F = constante Faraday = 96.485 J/V · mol  G°’ = - RTlnK eq = -2,3 RT log K eq  G°’ = -n F  E°’ = -2,3 RT log K eq  E°’ = 2,3 RT log K eq nF

32. ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR DE HIDRÓLISIS (  G°r) COMPUESTOS RICOS EN ENERGÍA

33. Adenina Ribosa Adenosina ESTRUCTURA DEL ATP Fosfato enlaces ricos en energía (nucleósido) Adenosina-trifosfato (ATP) (nucleótido) (base nitrogenada) (azúcar)

34. VALORES DE  G°r DE HIDRÓLISIS ATP COMPUESTO PRODUCTOS  G’ºr ADP + Pi (kJ/mol) (kcal/mol) -30,5 -7,3 ADP AMP + Pi -32,8 -7,8 Fosfocreatina Creatina + Pi -43,0 -10,3 ATP AMP + Pi -45,6 -10,9 1,3-bisfosfoglicerato 3-fosfoglicerato + Pi -49,3 -11,8 fosfoenolpiruvato piruvato + Pi -49,3 -11,8 glucosa-1-P glucosa + Pi -20,9 -5,0 PPi 2Pi -19,2 -4,0 fructosa-6-P fructosa + Pi -15,9 -3,8 glucosa-6-P glucosa + Pi -13,8 -3,3 AMP adenosina + Pi -14,2 -3,4 glicerol-P glicerol + Pi -9,2 -2,2 Acetil-CoA Acetato + CoA -31,4 -7,5

35. FOSFORILACIÓN DE ADP POR FOSFOCREATINA P-creatina + H 2 O creatina + Pi  Gº’ = -43,1 kJ/mol ADP + Pi ATP + H 2 O  Gº’ = +30,4 kJ/mol P-creatina + ADP creatina + ATP  Gº’ = -12,7 kJ/mol

36. REACCIONES EXOTÉRMICAS REACCIONES ENDOTÉRMICAS REACCIONES EXERGÓNICAS REACCIONES ENDERGÓNICAS Degradación Hidratos de carbono Lípidos Proteínas CO 2 H 2 O NH 3 CATABOLISMO Síntesis Azúcares Polisacáridos Acidos grasos Triacilgliceroles Aminoácidos Proteínas Nucleótidos Acidos nucleicos ANABOLISMO NADPH NADP + METABOLISMO ATP ATP ADP