1.1.9. Reacciones exergónicas y endergónicas.

Energía libre y equilibrio. Cada compuesto tiene un potencial químico para hacer trabajo o energía libre que depende de la naturaleza del compuesto y que aumenta con el logaritmo de concentración. Todas las reacciones reales suponen una pérdida de energía libre y pueden producir trabajo. La cantidad de trabajo que puede hacerse depende de cuán lejos están del equilibrio las concentraciones de los reactantes y productos cuando los compuestos de potencial químico alto, se convierten en productos de potencial químico inherentemente bajo la posición del equilibrio permanecerá lejos en la dirección de los productos. Todas las reacciones químicas proceden de tal forma que cambian las concentraciones de los reactantes y los productos hasta un valor de equilibrio. Se deduce de esto que si una reacción se está produciendo las concentraciones de los reaccionantes los materiales que están desapareciendo en la reacción deben de ser mayores que el valor de equilibrio y las concentraciones de los productos de la reacción los materiales que están siendo formados deben de ser menores que el valor de equilibrio.

En las reacciones que tienen lugar espontáneamente los productos tienen menos energía libre que los reactivos, de manera que la reacción libera energía libre la cual está disponible para realizar trabajo.

Significado de exergonico y endergonico.

Las reacciones químicas en donde los productos contienen menos energía que los materiales reactivos, liberan energía por lo general, en forma de calor y se llaman reacciones exergónicas, puesto que las reacciones reales siempre liberan energía libre.

A+B --> C+D+ energía 

La disminución de energía libre desde los reactivos a los productos se expresa con un valor negativo.

. Al igual que en los procesos mecánicos sólo una parte de la energía liberada en las reacciones bioquímicas exergónicas se puede utilizar para producir trabajo.

Algunos ejemplos son: Productores de energía, oxidación de los combustibles, carbohidratos, grasas y proteínas, fotosíntesis, fermentaciones.

 Las reacciones donde los productos contienen más energía que los reactivos, absorben energía libre se llaman reacciones endergónicas.

Energía + A + B---> C+ D

                o
A+B <--- C+D+energía 

Requieren una aportación de energía y sus valores de ΔG son por lo tanto positivos.

Algunos ejemplos son: consumidores de energía, movimiento mecánico, síntesis de constituyentes celulares, creación de gradientes de concentración, almacenamiento de combustibles. 

Variación de la Energía libre de Gibbs, ΔG

Magnitud termodinámica que nos indica la cantidad de energía que se consume o

produce en un proceso fisicoquímico determinado.

ΔG es una medida de trabajo útil que puede obtenerse de un cambio. La función de la energía libre de Gibbs es también una medida del cambio como fuente de energía para ahorrar nuestros propios trabajos. Energía libre de Gibbs ΔG representa la máxima cantidad de energía que un cambio puede liberar en la forma de trabajo útil. Es muy difícil obtener el máximo, pero con toda la función de Gibbs sigue siendo la mejor medida para comparar los cambios de acuerdo con su utilidad posible como productores de energía. Siempre que un suceso se produce espontáneamente, disminuye la capacidad del sistema para ceder energía útil. Por ejemplo, cuando el agua cae espontáneamente de la parte alta a la base de una cascada la capacidad que tiene una cantidad determinada de agua para hacer girar una rueda de molino es mucho menor cuando llegué a la base que cuando está arriba. Otro ejemplo es, cuando dos compuestos químicos que pueden reaccionar y ceder energía libre tienen una mayor capacidad para hacerlo en el momento en que se mezclan que después cuando se logra el equilibrio.

Denominamos G (energía libre de Gibbs) a la energía total, interna del sistema.

Nos interesa conocer la variación de esa energía cuando sucede el proceso

La variación de energía cuando el sistema se mueve desde su estado inicial de equilibrio sin variaciones en la presión y temperatura viene dada por la variación de energía libre ΔG. La magnitud de ΔG depende de la reacción química en particular y de lo lejos del equilibrio que esté el sistema inicialmente. En los sistemas vivos parte de la energía se disipa en forma de calor o se pierde incrementando la entropía.

ΔG > 0

GANA

ENDERGONICO

ΔG < 0

CEDE

EXERGONICO

ΔG = Gfinal - Ginicial

(Referido al sistema)

 

ΔG depende a su vez de la variación de Entalpía ΔH y de la variación de

Entropía del proceso ΔS. La variación de entalpía equivale a la variación de

calor (a presión constante); se puede asumir como aproximación que está

relacionada con la energía liberada o consumida al formar y romper enlaces

entre átomos. La entropía está relacionada con el desorden del sistema. A mayor

desorden, mayor entropía. La entropía aumenta al pasar de sólido a líquido, o de

líquido a gas. También aumenta al diluir un soluto, o al incrementar el número

de partículas presentes (por ejemplo, cuando un compuesto AB se disocia en A y

en B)

#1: ΔG= ΔH − TΔS

T es la temperatura absoluta. Hay que tener en cuenta que tanto ΔH como ΔS son, a su

vez, función de la temperatura, por lo que no se puede determinar la dependencia de la

temperatura de ΔG simplemente sustituyendo T en la ecuación anterior.

ΔG0’: Variación de energía libre de una reacción química en condiciones estándar (para

bioquímica): 1M de sustratos y reactivos, pH 7,0. Además, el agua no se considera

reactante, por entenderse que está a concentración constante durante todo el proceso.

#2: ΔG0’ = ΔH0’ – TΔS0

Ejercicios: Identifica los tipos de reacción exergonicas y endergonicas, al final explica por qué.

El paso de un objeto de la posición de reposo a la de movimiento.
La elevación de un cuerpo de un punto bajo a uno más alto.

La combustión de la gasolina.
La fusión del hidrógeno en el sol.

La síntesis de carbohidratos durante la fotosíntesis que requiere de energía luminosa.

La caída del agua de un lugar elevado a otro más bajo.

Respuestas:

Hay muchos ejemplos de procesos endergónicos, aquí se mencionan unos cuantos:

El paso de un objeto de la posición de reposo a la de movimiento.
La elevación de un cuerpo de un punto bajo a uno más alto.
La síntesis de carbohidratos durante la fotosíntesis que requiere de energía luminosa.

En todos estos casos el cambio de energía (ΔE) es mayor que cero, o sea que el sistema gana energía.

Los procesos exergónicos también son muy abundantes:

La combustión de la gasolina.
La fusión del hidrógeno en el sol.
La caída del agua de un lugar elevado a otro más bajo.

En estos ejemplos se libera energía al ocurrir el proceso correspondiente y por lo tanto ΔE es menor que cero.