Acerca de como generan y utilizan la energía los seres vivos
( Publicado en "Energía para vivir", Bruno Günther y Enrique Morgado,
1998, Editorial Universitaria )
Todos los seres humanos sabemos que los distintos procesos que nos son familiares requieren del aporte de energía para que puedan llevarse a cabo: los automóviles requieren de la combustión de la bencina; la generación de energía eléctrica requiere de las caídas de agua o de centrales termoeléctricas; los molinos se mueven por medio de corrientes hidráulicas o eólicas. El patrón común en todos los casos es la utilización de algún proceso que sea espontáneo y contar con un sistema de acoplamiento que permita la transformación de una forma de energía en otra.
En todos los procesos enumerados se requiere de aportes energéticos grandes y en condiciones que serían incompatibles con las delicadas estructuras que conforman a los seres vivos: el rendimiento de una máquina térmica es mayor mientras más grande sea la diferencia de temperatura entre la fuente que provee la energía y el dispositivo que la utiliza. La estructura de los seres vivos no soporta grandes cambios de temperatura, y ésta ha de mantenerse dentro de límites muy estrechos, en una zona cuyo rango comprende los puntos de fusión del hielo (O °C) y la ebullición del agua (100 °C). Como máquinas químicas, los seres vivos utilizamos la energía que puede liberarse en ciertas reacciones químicas espontáneas, que ocurren cuando los átomos de las moléculas se reajustan, dando origen a configuraciones más estables. Sin embargo, no cualquier reacción que libere energía es útil para los seres vivientes: por ejemplo, si se consideran dos elementos abundantes en los seres vivos, la molécula de oxígeno (O2) reacciona con la molécula de hidrógeno (H2) generando agua (H2O). Esta reacción es tan espontánea, que se utiliza para propulsar los transbordadores espaciales. El oxígeno es un elemento electronegativo que tiende a captar electrones, mientras que el hidrógeno tiende a entregar electrones. Un átomo de oxígeno es más afín a un átomo de hidrógeno (que le entrega los electrones por los cuales tiene gran avidez) que a otro átomo de oxígeno, con el cual tiene que compartir equitativamente los electrones del enlace. Obsérvese que para romper los enlaces entre los átomos de hidrógeno en la molécula de hidrógeno y los enlaces entre los átomos de oxígeno en la molécula de oxígeno, hay que entregar energía, que es proporcionada por la formación de los nuevos enlaces H-O.
La reacción de formación de agua a partir de H2Y O2 puede escribirse:
2 H2 + O2 -> 2 H2O (1)
Cuando ocurre la formación de agua, a partir de hidrógeno y oxígeno, se libera calor, y hasta hace algún tiempo la reacción se escribía:
2 H2 + O2 -> 2 H2O + calor (2)
que no es su forma correcta, ya que se está sumando dos tipos de entidades físicas no homogéneas (materia y energía).
En la ecuación (1), el hidrógeno (H2) y el oxígeno (O2) son los llamados substratos o reactantes, y el agua (H2O) es el producto de la reacción. Es relativamente fácil comprender que sin substratos no podría formarse el producto, por lo cual la velocidad de transformación de los substratos en productos dependerá de la multiplicación de la concentración de los substratos.
Para simplificar, si (S) es el sustrato y (P) el producto, una reacción química hipotética se escribirá:
S -> P (3)
La velocidad de formación de P a partir de S será: V s -> p = Kd x [S], y su inversa es V p -> s = ki x [PI, donde V son los moles transformados en la unidad de tiempo; k una constante; las letras d e i indican si la reacción procede en sentido directo (d) o inverso (i); y los corchetes ([ j) indican concentración. En equilibrio las dos velocidades son iguales, y puede definirse una constante llamada constante de equilibrio (Keq):
Keq = IPI / [SI (4)
Obviamente hay tres posibilidades:
Si Keq>>1, la razón [P]/[S] es muy grande, y en equilibrio hay mucha mayor concentración de productos que de substratos. Estas reacciones se denominan espontáneas.
Si Keq= ( 1, la razón [P] / [SI es cercana a 1, y en equilibrio hay concentraciones parecidas de productos y de substratos. Estas reacciones se denominan en equilibrio (en la realidad se aceptan valores entre 10-4 y 104 para las reacciones en equilibrio).
Si Keq << 1, la razón [PI/[SI es muy pequeña, y en equilibrio hay mucha mayor concentración de substratos que de productos. Estas reacciones se denominan no espontáneas.
Aparte del factor de electronegatividad, existen otras razones para que una determinada reacción sea espontánea. Si se libera calor en la reacción, éste se disipará y tenderá a desplazar la reacción en el sentido directo (es decir, de izquierda a derecha). Obviamente, la adición de calor no podrá desplazar la reacción hacia la izquierda. La liberación de calor, a presión constante (como cuando arde un leño en la atmósfera), se denomina entalpía. Si en una reacción dada se libera calor, este tipo de reacción se denomina exotérmica. Si una reacción dada requiere de calor para realizarse se denomina endotérmica.
Todos los seres humanos tenemos la idea intuitiva de que los sistemas reales tienden al desorden. En una reacción química se verán favorecidas las configuraciones que sean más desordenadas. Si se quema glucosa en la atmósfera de acuerdo con la reacción:
C6H12O6 + 6 O2 -> 6 CO2 + 6 H2O (5)
los substratos suman 7 moléculas y los productos suman 12 moléculas. Hay muchas más maneras de disponer 12 moléculas que de disponer 7 moléculas, de modo que en esta reacción se ve favorecido el desplazamiento de izquierda a derecha. En la reacción aumentó el desorden, que puede medirse como una entidad denominada entropía. Tal como está escrita, esta reacción es espontánea y exotérmica. Como libera energía, ésta podría ser utilizada si se contara con el sistema de acoplamiento adecuado.
La forma más útil de estimar si una reacción es o no espontánea y si puede realizar trabajo, es el cambio de la energía libre de Gibbs en la reacción, que se define como:
DG = DH - T x DS (6)
donde:
DG = (energía libre de Gibbs de los productos) - (energía libre de Gibbs de los substratos);
DH = (entalpía de productos) - (entalpía de substratos);
DT =temperatura absoluta (°K,en grados Kelvin); y
DS = (entropía de productos) - (entropía de substratos)
Es importante destacar que si la reacción es exotérmica (cambio de entalpía negativo), ya que se perdió energía calórica y los productos contienen menos energía calórica que los substratos y hay aumento de entropía (mayor desorden en los productos que en los substratos), como la temperatura absoluta es siempre positiva, el cambio de energía libre de Gibbs es negativo y entonces la reacción es espontánea.
Es conveniente, entonces, definir una reacción espontánea como exergónica (los productos tienen menor energía libre de Gibbs que los substratos); una reacción en la que no hay cambio de energía libre de Gibbs como reacción en equilibrio y una reacción no espontánea como endergónica.