Tema 4 de la cursada de biologia

1. BIOENERGÉTICA

2. CÉLULAS y ORGANISMOS
para
VIVIR, CRECER Y REPRODUCIRSE
deben
realizar trabajo
TRABAJOS BIOLÓGICOS
Propiedad fundamental de los organismos vivos
pueden
CAPTAR ENERGÍA DE
DIVERSAS FUENTES
canalizarla
Transducciones de energía
“conversiones de una forma de energía en otras”
1

3. Energía Química de los Combustibles Metabólicos
Organismos Heterótrofos
captan
la transducen
Biosíntesis de moléculas
complejas
Gradientes Movimiento Calor Luz
Ej.
Luciérnagas
a partir de precursores
sencillos, produciendo
estructuras muy ordenadas
de concentración
y electroquímicos
Organismos Autótrofos
(fotosintéticos)
Energía lumínica
captan
la transducen
Trabajos Biológicos
2

4. BIOENERGETICA
ESTUDIO de las TRANSDUCCIONES DE ENERGÍA que tienen
lugar en los SERES VIVOS
naturaleza
Procesos químicos
sobre los que se basan
función
Cuantitativo
Obedecen a las mismas leyes físicas que gobiernan todos los
procesos naturales.
Rama de la física que estudia las relaciones cuantitativas que existen entre
los distintos tipos de energía (eléctrica, química, radiante, mecánica, etc.)
Obedecen a las leyes de la termodinámica
TERMODINAMICA
3

5. Términos termodinámicos de interés
• Sistema
• Entorno
• Universo
Clasificación de los sistemas: - abierto
- cerrado
- aislado
• Variables de estado: conjunto de variables que definen el estado
termodinámico de un sistema
(volumen, presión, temperatura, etc)
4
1 kg de agua pura
contenida en un vaso de
precipitado
T1= 4° = 277 K
P1= 1 atm
V1= 1000 ml
T2= 25° = 298 K
P2=P1= 1 atm
V2= 1003 ml
T3= 70°C = 343 K
P3=P2=P1= 1 atm
V3= 1023 ml
  

6. • Funciones de estado: propiedades del sistema que dependen del estado
termodinámico del mismo pero no del camino
recorrido para alcanzarlo.
T1= 4° = 277 K
P1= 1 atm
V1= 1000 ml

T2= 25° = 298 K
P2=P1= 1 atm
V2= 1003 ml

T3= 70°C = 343 K
P3=P2=P1= 1 atm
V3= 1023 ml

T5= 0°C (hielo)= 273 K
P5=P4=P3=P2=P1= 1 atm
V5= 1091 ml

T4= 100°C = 373 K
P4=P3=P2=P1= 1 atm
V4= 1044 ml

Funciones de
estado 
Funciones de
estado 
Funciones de
estado 

7. Principales Funciones de Estado
• Energía interna (E o U): suma de todas las energías que posee el sistema
(atómica, molecular, eléctrica, nuclear, cinética, potencial, etc.)
• Entalpía (H): es una medida del contenido de calor del sistema (H: de heat)
• Energía libre de Gibbs (G): expresa la cantidad de energía capaz de
realizar trabajo o energía útil del sistema.
• Entropía (S): es una expresión cuantitativa del desorden del sistema.
E1, H1, G1 y S1 E2, H2, G2 y S2 E3, H3, G3 y S3
5
T (K) = T °C + 273
Matemáticamente: G = H – T.S por lo tanto G será mayor cuanto más grande sea H y menor sea S.
Unidades: E, H, y G en Joule/mol o caloría/mol; S en Joule/mol.K ó caloría/mol.K

8. • Si HII > HI (DH = HII - HI > 0), entonces el sistema absorbió calor durante la
transformación, por lo tanto la transformación es endotérmica.
• Si GII > GI (DG = GII - GI > 0), entonces el sistema gana energía libre durante
la transformación, por lo tanto la transformación es endergónica.
• Si SII > SI (DS = SII - SI > 0), entonces el sistema incrementa su entropía
durante la transformación, por lo tanto se desordena.
6
I II
HI
GI
SI
HII
GII
SII
transformación
Si una transformación lleva al sistema de un estado termodinámico I a otro estado termodinámico II independientemente
del camino recorrido tendremos:
•Si HII < HI (DH = HII - HI < 0), entonces el sistema perdió calor durante la
transformación, por lo tanto la transformación es exotérmica.
•Si GII < GI (DG = GII - GI < 0), entonces el sistema libera energía útil durante
la transformación, por lo tanto la transformación es exergónica.
•Si SII < SI (DS = SII - SI < 0), entonces el sistema disminuye su entropía
durante la transformación, por lo tanto se ordena.
• Si HII > HI (DH = HII - HI > 0), entonces el sistema absorbió calor durante la
transformación, por lo tanto la transformación es endotérmica.
• Si GII > GI (DG = GII - GI > 0), entonces el sistema gana energía libre durante
la transformación, por lo tanto la transformación es endergónica.
• Si SII > SI (DS = SII - SI > 0), entonces el sistema incrementa su entropía
durante la transformación, por lo tanto se desordena.
•Si HII < HI (DH = HII - HI < 0), entonces el sistema perdió calor durante la
transformación, por lo tanto la transformación es exotérmica.
•Si GII < GI (DG = GII - GI < 0), entonces el sistema libera energía útil durante
la transformación, por lo tanto la transformación es exergónica.
•Si SII < SI (DS = SII - SI < 0), entonces el sistema disminuye su entropía
durante la transformación, por lo tanto se ordena.

9. LEYES DE LA TERMODINAMICA
Primera ley de la termodinámica
“En cualquier cambio físico o químico, la cantidad total de energía en el
universo permanece constante”, aunque pueda cambiar la forma de energía.
Matemáticamente: DEs = q - w
DEs = variación de energía interna del sistema;
q = calor intercambiado: (+) si es absorbido y (-) si es liberado
w = trabajo: (+) realizado por el sistema y (-) realizado sobre el sistema
En condiciones de presión constante: qp = DH
Entonces: DE = DH – w
Si el sistema no realiza trabajo alguno o no se realiza trabajo sobre él: w = 0
Entonces: DE = DH
Por lo tanto, midiendo la cantidad de calor absorbida o liberada en estas condiciones
podemos conocer el cambio energético que acompaña a la transformación.
“Esta ley nos permite conocer el cambio de energía que acompaña a la
transformación”.
Nada nos dice respecto a si la transformación ocurrirá o no de manera espontánea.
7

10. Transformación espontánea
Transformación que ocurre por sí sola sin la necesidad del aporte de fuerzas externas y acerca al
sistema al equilibrio.
Segunda ley de la termodinámica
Se puede presentar de distintas maneras básicamente dice que
“el universo tiende espontáneamente al mayor desorden”
“En toda transformación espontánea la entropía del universo aumenta
hasta alcanzar el equilibrio donde la entropía del universo es la mayor
posible en las condiciones de presión y temperatura dadas”.
SU Equilibrio: D SU = 0
D SU > 0  transformación espontánea
Tiempo
“Nos permite predecir si una transformación es espontánea o no calculando o midiendo DSU
(midiendo SU inicial y SU final: si SUF > SUI  DSU > 0  aumenta el desorden  espontánea;
DSU < 0  no espontánea).
8

11. Segunda ley expresada de modo alternativo considerando que:
“El sistema tiende espontáneamente a alcanzar el estado de mínima energía y de máxima entropía”.
Dado que G = H – T.S, esto equivale a decir:
Enunciado alternativo de la segunda ley de la termodinámica:
“En toda transformación espontánea la energía libre del sistema
disminuye hasta alcanzar el equilibrio donde la energía libre es la mínima
posible en las condiciones de presión y temperatura dadas”.
Tiempo
Equilibrio: D GS = 0
D GS < 0  transformación espontánea
GS
9
“El sistema tiende espontáneamente al estado de mínima energía libre”.
Midiendo SU inicial y SU final: si SUF > SUI 
DSU > 0  espontánea; DSU < 0  no espontánea

12. Tiempo
Equilibrio: D GS = 0
D GS < 0  transformación espontánea
GS
•Si GII < GI (DG < 0), la transformación es espontánea, el sistema libera
energía útil durante la transformación y es capaz de realizar trabajo a medida
que el sistema tiende al equilibrio. Transformación exergónica.
•Si GII > GI (DG > 0), la transformación no es espontánea, sólo podrá llevarse
a cabo si se realiza trabajo sobre el sistema. Transformación endergónica.
•Si GII = GI (DG = 0), el sistema ha alcanzado el equilibrio.
10

13. DG en las reacciones químicas
El DG para una reacción química a una temperatura y presión dados
depende de las concentraciones de reactivos ([R]) y productos([P]).
Para la reacción química:
el DG de la reacción en un instante determinado viene dado por las [R] y
[P] en ese instante según la siguiente ecuación matemática:
DG DGo
RT ln
[C]c
[D]d
[A]a
[B]b
= +
11
Gproductos - Greactivos
Variación de energía libre estándar
DG que tiene lugar en condiciones estándar arbitrariamente definidas:
• [R] y [P] = 1 molal (por lo tanto pH: 0)
• T = 25°C (298K)
• P = 1 atm
aA + bB cC + dD
H2CO3 + 2 NaOH Na2CO3 + 2 H2O
DG = Gproductos - Greactivos

14. aA + bB cC + dD
DG DGo
RT ln
[C]c
[D]d
[A]a
[B]b
= +
Gproductos <  Greactivos  DG < 0
DG representa el trabajo máximo que puede realizar el sistema teóricamente
Para la reacción inversa (Productos → Reactivos) DGP→R tiene la misma
magnitud pero signo opuesto que DGR→P .
Gproductos - Greactivos
12
➢ La reacción ocurrirá espontáneamente en el sentido en el cual se halla escrita
➢ Podrá efectuar una cantidad de trabajo equivalente a la disminución de G si
puede acoplarse a algún sistema o aparato que puede utilizar la energía liberada
Si
La cantidad efectiva puede ser mucho menor o nula según la eficiencia del sistema o aparato
empleado para el acoplamiento. Toda aquella energía que no puede utilizarse se pierde como calor.
Por lo tanto

15. Relación entre DG y Keq
Si permitimos que la reacción tenga lugar hasta alcanzar el equilibrio:
 [P] y  [R]   GP y  GR hasta que en el equilibrio GP = GR  DG = 0 y ya no se
produce un cambio químico neto.
aA + bB cC + dD
13
 DGo
RT ln
[C]c
eq [D]d
eq
[A]a
eq [B]b
eq
= +
Keq
DGo
- RT ln Keq
=
R = 1,98 cal/mol K
1 cal = 4,184 J
Por lo tanto:
“DG0 es una constante y tiene un valor característico para cada reacción
que puede ser +, - ó cero según sea la constante de equilibrio de esa reacción”

16. Por conveniencia de cálculo los bioquímicos definen un
estado estándar ligeramente diferente en el que:
[H+] = 10-7 M (pH:7) y [H2O] es 55,5M.
Las constantes físicas basadas en estado estándar bioquímico se escriben con una
prima (‘) para distinguirlas de las constantes usadas por los químicos y físicos
DGo
’ - RT ln Keq’
=
14
La mayoría de las reacciones bioquímicas tienen lugar en soluciones acuosas
con un pH cercano a 7 y [H2O] = 55,5M.
(Ej: DG0’ y Keq’)
“El DG0’ nos dice en qué dirección y hasta que punto transcurrirá la reacción
para alcanzar el equilibrio cuando la concentración de cada componente es
1M, el pH es 7, la temperatura 25°C y la presión 1 atm”
Para la reacción inversa (Productos → Reactivos) DGo’ P→R tiene la misma
magnitud pero signo opuesto.

17. “Si una reacción tiene DG0’ < 0 será espontánea en condiciones estándar”
Este DG0’ no nos indica que sucederá con esta transformación en otras
condiciones para lo cual deberemos calcular el DG.
Debemos tener cuidado en distinguir DG y DG0’.
DG es la variación de energía libre “real” y depende de las
concentraciones y de la temperatura que se dan realmente durante la
reacción, que no tienen porque ser las condiciones estándar.
DG de cualquier reacción que transcurre espontáneamente hacia el
equilibrio es siempre (-), se hace menos negativo a medida que avanza la
reacción y es cero en el equilibrio.
15

18. 1 Kcal/mol
?
Ejemplo:
DGA→B = DG°A→B + RT ln ([B]/[A])
A → B
G°A= 4 Kcal/mol
G°B= 5 Kcal/mol
DG°A→B = G°B - G°A = 5 Kcal/mol - 4 Kcal/mol = 1 Kcal/mol
DG°B→A = G°A - G°B = 4 Kcal/mol - 5 Kcal/mol = -1 Kcal/mol
Tranformación A → B no es espontánea “en condiciones estándar”
¿En condiciones celulares?
RT ln ([B]/[A]) < -1Kcal/mol
DGA→B > 0 ; reacción no espontánea 
DGA→B < 0 ; reacción espontánea 
RT ln ([B]/[A]) > -1Kcal/mol
DGo
- RT ln Keq
=  Keq < 1  [B]eq < [A]eq
Keq = [B]eq/[A]eq

19. Reversibilidad de las reacciones químicas
Potencialmente todas las reacciones son reversibles porque, según el valor
que tome la relación [P]/[R], DG puede ser mayor o menor que cero en
distintos instantes.
no se producen variaciones extremas en las concentraciones de la
mayoría de las sustancias presentes
Reacción reversible
según los valores de las [R] y [P]
Puede realizarse en un sentido o en el contrario
Una reacción es reversible si su DG0 es próximo a cero
por lo tanto en estas condiciones
En condiciones celulares
17
A → B

20. Resumen
Una Transformación es espontánea cuando:
Aumenta el desorden del UNIVERSO  DSU > 0
Disminuye la energía libre del sistema  DGS < 0
En las reacciones químicas aA + bB cC + dD
DG DGo
RT ln
[C]c
[D]d
[A]a
[B]b
= +
Gproductos - Greactivos
aA + bB cC + dD
DG DGo
RT ln
[C]c
[D]d
[A]a
[B]b
= +
Gproductos - Greactivos
El DG de la reacción inversa (Greactivos – Gproductos) tiene la misma magnitud pero
signo opuesto
DG0: variación de G en condiciones estándar
1atm
[R] y [P] = 1M
25°C
Si DG< 0  la reacción ocurrirá espontáneamente en el sentido en
el cual se halla escrita

21.  DGo
RT ln
[C]c
eq [D]d
eq
[A]a
eq [B]b
eq
= +
Keq
DGo
- RT ln Keq
=
En el equilibrio:
DG0’: variación de G en condiciones estándar bioquímicas
1atm
[R] y [P] = 1M
25°C
[H+] = 10-7 M (pH:7)
[H2O] = 55,5M
“Si una reacción tiene DG0 < 0 será espontánea en condiciones estándar”
Si partimos de concentraciones 1M de reactivos y productos la reacción ocurrirá en el sentido
en el que halla escrita y la Keq > 1  en el equilibrio predominarán los productos.
Una reacción es reversible si su DG0’ es próximo a cero
En condiciones celulares
Reversibilidad de las reacciones químicas
en “condiciones celulares”

22. Variaciones de energía libre estándar de reacciones secuenciales
“Las variaciones de energía libre estándar de reacciones secuenciales (en
las cuales el producto de una es reactivo de la siguiente) son aditivas”
A → B
B → C
A → C
Reacciones
secuenciales
Reacción Global
Este principio de la bioenergética explica porque:
“Una reacción termodinámicamente desfavorable (endergónica) puede
ser impulsada en la dirección directa acoplándola a una reacción muy
exergónicas a través de un intermediario común”.
16
DG0’ A → B = 5 Kcal/mol
DG0’ B → C = -7 Kcal/mol
DG0’ A → C = DG0’A → B+DG0’B→ C = -2 Kcal/mol

23. Ejemplo: Síntesis de glucosa-6-fosfato (Glu-6-P)
1) Glucosa + fosfato inorgánico (Pi) → Glu-6-P + H2O DG0’ 1= 13,8 KJ/mol
No espontánea en condiciones estándar
2) ATP + H2O → ADP + Pi DG0’ 2 = -30,5 KJ/mol
Estas dos reacciones comparten los intermediarios H2O y Pi por lo tanto se
pueden expresar como reacciones secuenciales:
1) Glu + Pi → Glu-6-P + H2O DG0’ 1= 13,8 KJ/mol
2) ATP + H2O → ADP + Pi DG0’ 2 = -30,5 KJ/mol
Glu + ATP → Glu-6-P + ADP DG0’ global = DG0’ 1 + DG0’ 2= -16,7 KJ/mol
Por lo tanto la reacción global es exergónicas y la síntesis de la Glu-6-P puede
realizarse gracias al acoplamiento de la hidrólisis de ATP.

24. LA TERMODINÁMICA
conocer en qué sentido se
realizará una transformación
predecir la posición de
equilibrio
nos permite
nada nos dice acerca de
VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN
de eso se ocupa
CINÉTICA QUÍMICA
nos permite
18

25. CINETICA QUIMICA
Estudia la velocidad de las reacciones y los factores que la modifican
Matemáticamente:
unidades: mol/min; mg/seg; etc.
También puede expresarse en términos de variación de concentraciones de
P y R.
unidades: M/min; etc.
Velocidad de una reacción química
“cantidad de producto que se genera por unidad de tiempo” ó
“cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo”
19

26. NO quiere decir que si se ponen en contacto A y X rápidamente se van a
transformar en B.
Para que una reacción química se produzca se necesita que las moléculas de
reactivo colisionen entre sí y que como resultado de estas colisiones se
rompan y/o formen enlaces entre los átomos que forman parte de los
reactivos para generar productos.
Para que la reacción química tenga lugar las moléculas de reactivo deben alcanzar un
“ESTADO ACTIVADO”
20
Reacción:
A + X → B muy exergónica
Espontánea
DG muy negativo
“estado en el cual la probabilidad de que se rompan o formen nuevos
enlaces es muy alta. Una vez que alcanzan el estado activado
rápidamente se transforman en producto”
2H2 + O2 → 2H2O DG°= -237,2 kJ/mol
Para que esto ocurra las moléculas deben tener cierta energía que haga que las
colisiones sean efectivas.

27. La energía necesaria para que un mol de reactivos alcance el estado activado
se denomina ENERGÍA DE ACTIVACIÓN: Ea.
21
Reacción:
Estado activado, R#
Reactivo, R
Producto, P
DG de la
reacción
Energía de
Activación, Ea
Progreso de la Reacción →
Energía
Libre,
G
→
Estado activado, R#
Reactivo, R
Producto, P
DG de la
reacción
Energía de
Activación, Ea
Progreso de la Reacción →
Energía
Libre,
G
→
Estado activado, R#
Reactivo, R
Producto, P
DG de la
reacción
Energía de
Activación, Ea
Progreso de la Reacción →
Energía
Libre,
G
→

28. Ea S→P
Ea P→S
DG
Estado activado
Progreso de reacción →
Energía
Libre,
G
→
“Cuanto mayor sea la Ea más tardarán las moléculas en alcanzar el
estado activado y menor será la velocidad”
En iguales condiciones de presión, temperatura y concentración,
“La velocidad depende de la Ea”
22
La velocidad de una reacción dependerá del tiempo que tarden las
moléculas en alcanzar el estado activado
por lo tanto

29. Ejemplo: 1
Dadas las siguientes reacciones:
I) X →Z DG = - 8 Kcal/mol y Ea = 10 Kcal/mol
II) R →P DG = - 4 Kcal/mol y Ea = 6 Kcal/mol
¿Son espontáneas? Justifique. ¿Cuál de ellas es más rápida? Justifique.
Para cada caso calcule el DG y la Ea de la reacción inversa.
Ea S→P
Ea P→S
DG
Estado activado
Progreso de reacción →
Energía
Libre,
G
→
DGX→Z= -8 Kcal/mol
DGz→X= 8 Kcal/mol
DGR→P= -4 Kcal/mol
DGP→R= 4 Kcal/mol
EaX→Z= 10 Kcal/mol
Eaz→X= (10+8) Kcal/mol
EaR→P= 6 Kcal/mol
EaP→R= (6+4) Kcal/mol

30. Ea S→P
Ea P→S
DG
Estado activado
Progreso de reacción →
Energía
Libre,
G
→
Kcal/mol
Ea S→P
Ea P→S
DG
Estado activado
Energía
Libre,
G
→
Ea S→P
Ea P→S
DG
Estado activado
Progreso de reacción →
EaS→P
EaP→S
DG
Estadoactivado
Progresodereacción→
Energía
Libre,
G
→
EaS→P
EaP→S
DG
Estadoactivado
Progresodereacción→
Energía
Libre,
G
→
EaS→P
EaP→S
DG
Estadoactivado
Progresodereacción→
Energía
Libre,
G
→
EaS→P
EaP→S
DG
Estadoactivado
Progresodereacción→
Energía
Libre,
G
→
A
A#
2
1
B
3
Ea A→B
Ea B→A
DGA→B= (1-2) Kcal/mol= -1 Kcal/mol
DGB→A= (2-1) Kcal/mol= +1 Kcal/mol
EaA→B= (3-2) Kcal/mol= 1 Kcal/mol
EaS→P
EaP→S
DG
Estadoactivado
Progresodereacción→
Energía
Libre,
G
→
EaB→A= (3-1) Kcal/mol= 2 Kcal/mol
Ejemplo 2:
Dada la reacción: A→B
Sabiendo que: GA = 2 Kcal/mol; GB = 1 Kcal/mol y A# = 3 Kcal/mol
a) Realice un gráfico de Energía libre versus coordenada de reacción
b) Señale en el gráfico y calcule DG y Ea de A→B y de B →A

31. Factores que modifican la velocidad de una reacción
Para incrementar la velocidad de una reacción puedo:
23
- Incrementando la concentración de reactivos.
• Aumentar la frecuencia de
colisiones
• Disminuir la Ea
- Incrementando la energía cinética de los reactivos:
aumentando la temperatura (Ej: acercando una llama
a la celulosa)
- Adicionando un catalizador.
CATALIZADORES:
Inorgánicos Biológicos Enzimas
en general proteínas

32. Factores que modifican la velocidad de una reacción
Para incrementar la velocidad de una reacción puedo:
23
- Incrementando la concentración de reactivos.
• Aumentar la frecuencia de
colisiones
• Disminuir la Ea
- Incrementando la energía cinética de los reactivos:
aumentando la temperatura (Ej: acercando una llama
a la celulosa)
- Adicionando un catalizador.
Sustancia que incrementa la velocidad de
una reacción por disminución de su
Energía de Activación
Estado activado, R#
Reactivo, R
Producto, P
DG de la
reacción
Energía de
Activación, Ea
Progreso de la Reacción →
Energía
Libre,
G
→

33. Características comunes:
- Al final de la reacción se regeneran sin modificación alguna, por lo tanto no forman
parte de los productos finales ni se degradan en el proceso.
- NO afectan al DG de la reacción, por lo tanto no modifican la posición de equilibrio.
Sólo hacen que el equilibrio se alcance más rápido.
CATALIZADORES
Inorgánicos Biológicos Enzimas
en general proteínas
24

34. Características distintivas de las enzimas:
- Actúan en condiciones fisiológicas (mientras que los catalizadores inorgánicos
actúan en condiciones extremas de presión, temperatura, etc.)
- Son altamente específicas: catalizan una única reacción o muy pocas reacciones
en las cuales los reactivos están estrechamente relacionados estructuralmente.
24

35. “Todas y cada una de las reacciones que ocurren están catalizadas
enzimáticamente”
En las células: