Principios de Biología

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Después de aprender que las reacciones químicas liberan energía cuando se rompen los enlaces que almacenan energía, una siguiente pregunta importante es la siguiente: ¿Cómo se cuantifica y expresa la energía asociada a estas reacciones químicas? ¿Cómo se puede comparar la energía liberada por una reacción con la de otra reacción? Para cuantificar estas transferencias de energía se utiliza la medición de la energía libre. Recordemos que, según la segunda ley de la termodinámica, todas las transferencias de energía implican la pérdida de cierta cantidad de energía en una forma no utilizable, como el calor. La energía libre se refiere específicamente a la energía asociada a una reacción química que está disponible después de contabilizar las pérdidas. En otras palabras, la energía libre es la energía utilizable, o la energía que está disponible para realizar un trabajo. Si consideramos este concepto en un sentido biológico, la energía libre es la energía de una molécula que puede utilizarse para realizar un trabajo. La glucosa tiene mucha energía libre porque hay mucha energía almacenada en los enlaces de la molécula de glucosa. El dióxido de carbono tiene una energía libre mucho menor porque hay mucha menos energía almacenada en sus enlaces.

Si se libera energía durante una reacción química, entonces el cambio en la energía libre de la conversión de los reactivos a los productos, significada como ΔG (delta G) será un número negativo. Un cambio negativo en la energía libre también significa que los productos de la reacción tienen menos energía libre que los reactantes, porque liberan algo de energía libre durante la reacción. Las reacciones que tienen un cambio negativo en la energía libre y, en consecuencia, liberan energía libre, se llaman reacciones exergónicas. Piense: exergónico significa que la energía sale del sistema. Estas reacciones también se denominan reacciones espontáneas y sus productos tienen menos energía almacenada que los reactantes. Hay que hacer una importante distinción entre el término espontáneo y la idea de que una reacción química se produzca inmediatamente. Al contrario de lo que se suele decir, una reacción espontánea no es aquella que se produce de forma repentina o rápida. La oxidación del hierro es un ejemplo de reacción espontánea que se produce lentamente, poco a poco, a lo largo del tiempo.

Figura 1 Energía libre de las reacciones endergónicas y exergónicas. En una reacción exergónica, los reactivos tienen más energía libre que los productos. Por lo tanto, se libera energía a medida que la reacción avanza. En una reacción endergónica, los reactivos tienen más energía libre que los productos. Por lo tanto, hay que añadir energía para que se produzca el movimiento de la reacción.

Si una reacción química absorbe energía en lugar de liberarla en el equilibrio, entonces la ΔG para esa reacción será un valor positivo. En este caso, los productos tienen más energía libre que los reactantes. Así, los productos de estas reacciones pueden considerarse como moléculas que almacenan energía. Estas reacciones químicas se denominan reacciones endergónicas y no son espontáneas.

Una reacción endergónica no tendrá lugar por sí misma sin la adición de energía libre.

En la figura 2 se muestran algunos ejemplos de procesos endergónicos (los que requieren energía) y exergónicos (los que liberan energía). (crédito a: modificación del trabajo por Natalie Maynor; crédito b: modificación del trabajo por el USDA; crédito c: modificación del trabajo por Cory Zanker; crédito d: modificación del trabajo por Harry Malsch)

Hay otro concepto importante que debe considerarse en relación con las reacciones endergónicas y exergónicas. Las reacciones exergónicas requieren una pequeña cantidad de entrada de energía para ponerse en marcha, antes de que puedan proceder con sus pasos de liberación de energía.

Estas reacciones tienen una liberación neta de energía, pero todavía requieren alguna entrada de energía al principio. Esta pequeña cantidad de entrada de energía necesaria para que se produzcan todas las reacciones químicas se denomina energía de activación (Figura 3).

La energía de activación es la pequeña cantidad de energía que debe introducirse en un sistema para que se produzca la reacción. Photo credit Brazosport College; Wikimedia.

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Texto adaptado de: OpenStax, Conceptos de Biología. OpenStax CNX. 18 de mayo de 2016 http://cnx.org/contents/[email protected]