If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Dacă sunteţi în spatele unui filtru de web, vă rugăm să vă asiguraţi că domeniile *. kastatic.org şi *. kasandbox.org sunt deblocate.

Conţinutul principal

Curs: Biblioteca de biologie > Unitatea 7

Lecția 3: Energie liberă
Științe
Biblioteca de biologie
Energie şi enzime
Energie liberă
© 2024 Khan AcademyCondiții de utilizarePolitica de confidenţialitateNotificare Cookie

Energie liberă

Clasa Google
Variația de energie liberă Gibbs (ΔG) și cum este legată de spontaneitatea și echilibrul unei reacții.

Introducere

La ce te gândești când auzi termenul „energie liberă”? Ei bine, poate la o benzinărie oferind benzină gratis, dacă ești glumeț ca mine. Sau, chiar mai bine, la panouri solare alimentând case gratuit. Există și o trupă din Philadelphia numită Free Energy, adică energie liberă (confirmându-mi suspiciunea că mulți termeni din biologie ar fi potriviți pentru trupe rock).
Acestea nu sunt, însă, înțelesurile “energiei libere” despre care vom discuta în acest articol. În schimb, vom analiza tipurile de energie liberă asociate cu o anumite reacții chimice și care furnizează o metodă de măsurare a cantității de energie utilizabilă emisă (sau consumată) când are loc reacția.

Energia liberă

Un proces se va petrece doar spontan, fără energie suplimentară, dacă mărește entropia universului (sau, în limita unui proces reversibil, o lasă neschimbată) — acesta este al doilea principiu al termodinamicii. Dar, cel puțin pentru mine, această idee este cam abstractă. Cum putem face această idee mai concretă și s-o folosim pentru a ne imagina ce se întâmplă când are loc o reacție chimică?
Practic, avem nevoie de un fel de unitate de măsură care surprinde efectul unei reacții asupra entropiei universului, incluzând și sistemul de reacție și împrejurimile. În mod convenabil, ambii factori pot fi exprimați printr-o singură valoare convenabilă numită energia liberă Gibbs.
Energia liberă Gibbs (G) dintr-un sistem este o măsură a cantității de energie utilizabilă (energie care poate efectua lucru mecanic) din acel sistem. Schimbarea în energie liberă Gibbs în timpul unei reacții oferă informații utile despre energetica și spontaneitatea reacției (dacă se poate sau nu realiza fără energie suplimentară). Putem formula o definiție simplă a schimbării în energia liberă Gibbs astfel:
ΔG=Gfinal–Ginițial
Cu alte cuvinte, ΔG este modificarea energiei libere a unui sistem produsă de trecerea de la starea inițială, precum toți reactanții, la o alta, starea finală, ca toți produșii. Această valoare ne arată maximul de energie utilizabilă emisă (sau absorbită) în trecerea de la starea inițială la cea finală. În plus, semnul său (pozitiv sau negativ) ne spune dacă o reacție va fi spontană, adică fără adaos de energie.
Când lucrăm cu energie liberă Gibbs trebuie să facem anumite presupuneri, cum ar fi temperatură și presiune constante; totuși, aceste condiții sunt aproximativ adevărate în cazul celulelor și altor organisme vii.

Energia liberă Gibbs, entalpie și entropie

Într-o formă practică și folosită frecvent a ecuației energiei libere Gibbs, ΔG este calculat pe baza unor valori stabilite care pot fi măsurate de oamenii de știință: modificările entalpiei și entropiei ale unei reacții, împreună cu temperatura la care are loc reacția.
ΔG=ΔH−TΔS
Hai să facem un pas în spate și să analizăm fiecare componentă a acestei ecuații.
  • ∆H este modificarea entalpiei. Entalpia în biologie se referă la energia stocată în legături, iar modificarea entalpiei este diferența dintre energiile legăturilor produșilor, respectiv ale reactanților. Un ∆H negativ indică eliberarea căldurii la trecerea de la reactanți la produși, în timp ce un ∆H pozitiv indică absorbția căldurii. (Această interpretare a lui ∆H presupune că presiunea este constantă, o presupunere rezonabilă pentru interiorul unei celule.)
  • ∆S este modificarea entropiei sistemului în timpul reacției. Dacă ∆S este pozitiv, sistemul devine mai dezordonat în timpul reacției (de exemplu, când o moleculă mare se descompune în mai multe molecule mici). Dacă ∆S este negativ, sistemul devine mai ordonat.
  • Temperatura (T) determină impactul relativ al termenilor ∆S și ∆H asupra modificării energiei libere a reacției. (Cu cât este mai mare temperatura, cu atât va fi mai semnificativ impactul termenului relativ ∆S asupra termenului ∆H.) Ține cont de faptul că temperatura trebuie să fie exprimată în grade Kelvin (K) pentru ca ecuația să funcționeze corespunzător.
Reacțiile cu un ∆G negativ emit energie, însemnând că pot continua fără adaos de energie (sunt spontane). Pe de altă parte, reacțiile cu ∆G pozitiv au nevoie de energie suplimentară pentru a avea loc (sunt non-spontane). După cum poți vedea în ecuația de mai sus, și modificarea entalpiei, și cea a entropiei contribuie la semnul și valoarea lui ∆G. Când o reacție eliberează căldură (∆H negativ) sau mărește entropia sistemului, acești factori fac ca ∆G să scadă. Pe de altă parte, când o reacție absoarbe căldura sau scade entropia sistemului, acești factori fac ca ∆G să crească.
Tabel care arată cum afectează semnele lui ∆H și ∆S spontaneitatea reacțiilor. Reacțiile cu ∆H negativ și ∆S pozitiv sunt spontane la orice temperatură. Reacțiile cu ∆H pozitiv și ∆S negativ sunt non-spontane la orice temperatură. Reacțiile cu ∆H și ∆S negative sunt spontane la temperaturi scăzute, în timp ce reacțiile cu ∆H și ∆S pozitive sunt spontane la temperaturi ridicate.
Analizând ∆H și ∆S, putem spune dacă o reacție va fi spontană, non-spontană sau spontană doar la anumite temperaturi. Dacă o reacție emite căldură și mărește entropia, va fi mereu spontană (va avea un ∆G negativ), indiferent de temperatură. Asemănător, o reacție care absoarbe căldură și reduce entropia va fi non-spontană (va avea un ∆G pozitiv) la orice temperatură. Totuși, unele reacții au un amestec de proprietăți favorabile și nefavorabile (emițând căldură, dar reducând entropia sau absorbind căldură, dar mărind entropia). ∆G și spontaneitatea acestor reacții va depinde de temperatură, după cum este rezumat în tabelul din dreapta.

Reacții endergonice și exergonice

Reacțiile cu un ∆G negativ emit energie liberă și se numesc reacții exergonice. (Mnemonică utilă: EXergonic înseamnă că energia EXistă în sistem.) Un ∆G negativ indică faptul că reactanții, sau starea inițială, au mai multă energie liberă decât produșii, sau starea finală. Reacțiile exergonice sunt numite și reacții spontane, deoarece pot avea loc fără adaos de energie.
Reacțiile cu ∆G pozitiv (∆G > 0), pe de altă parte, au nevoie de energie suplimentară și se numesc reacții endergonice. În acest caz, produșii, sau starea finală, au mai multă energie liberă decât reactanții, sau starea inițială. Reacțiile endergonice sunt non-spontane, însemnând că trebuie adăugată energie pentru a se produce. Te poți gândi că reacțiile endergonice stochează o parte din energia adăugată în produșii cu mai multă energie pe care îi produc1.
Este important să înțelegem că, în acest caz, cuvântul spontan are un înțeles foarte specific: înseamnă o reacție care va avea loc fără energie adăugată, dar nu spune nimic despre cât de rapid va avea loc reacția2. O reacție spontană se poate petrece în câteva secunde, dar și în câteva zile, câțiva ani sau chiar mai mult. Viteza reacției depinde de calea pe care o ia între starea inițială și cea finală (liniile mov din diagramele de mai jos), în timp ce spontaneitatea depinde doar de stările inițială și finală în sine. Vom explora în continuare reacțiile, când ne vom uita la energia de activare.
Diagrame de coordonare a reacțiilor pentru reacții exergonice și endergonice. În reacțiile exergonice, reactanții au un nivel de energie liberă mai mare decât produșii (reacția scade energetic). În reacțiile endergonice, reactanții au un nivel mai mic de energie liberă decât produșii (reacția crește energetic).
Credit imagine: OpenStax Biology.

Spontaneitatea reacțiilor directe și inverse

Dacă o reacție este endergonică într-un sens (de exemplu, convertirea produșilor în reactanți), atunci trebuie să fie reversibilă în celălalt și vice-versa. De exemplu, să luăm sinteza și descompunerea micilor molecule de adenozintrifosfat (ATP), care sunt „monedele de energie” ale celulei3.
ATP este format din adenozindifosfat (ADP) și fosfat (Pi) conform următoarei ecuații:
ADP + Pi → ATP + H2O
Aceasta este o reacție endergonică, ∆G = +7,3 kcal/mol în condiții standard (mai exact, concentrația tuturor reactanților și produșilor este 1 M, presiunea este 1 atm, la 25 de grade C și cu pH de 7,0). În celulele corpului tău, energia necesară pentru producerea de ATP este furnizată de descompunerea moleculelor de combustibil, precum glucoza, sau de alte reacții care emit energie (exergonice).
Procesul invers, hidroliza (descompunere cauzată de apă) ATP-ului, este identic, dar cu reacția inversată:
ATP + H2O → ADP + Pi
Această reacție este exergonică, iar ∆G-ul ei este același ca magnitudine și opus ca semn celui din reacția de sinteză a ATP-ului (∆G = −7,3 kcal/mol în condiții standard). Această relație de aceeași mărime și de semne opuse se aplică în cazul tuturor reacțiilor directe și inverse dintr-un proces reversibil.

Condițiile non-standard și echilibrul chimic

Este posibil să fi observat și în secțiunea anterioară: am avut grijă să menționez că valorile lui ∆G erau calculate pentru un set particular de condiții cunoscute sub numele de condiții standard. Modificarea standard a energiei libere (∆Gº’) a unei reacții chimice este reprezentată de cantitatea de energie emisă de conversia reactanților în produși, în condiții standard. Pentru reacții biochimice, condițiile standard sunt, în general, 25°C (298 K), concentrația tuturor reactanților și produșilor 1 M, presiunea 1 atm și 7,0 pH (semnul de prim din ∆Gº’ indică faptul că pH-ul este inclus în definiție).
Condițiile din interiorul celulelor sau organismului pot fi foarte diferite de aceste condiții standard, deci, valorile lui ∆G pentru reacțiile biologice in vivo pot varia semnificativ de la valorile modificării standard a energiei libere (∆Gº’). De fapt, manipularea condițiilor (în special a concentrațiilor reactanților și produșilor) este un mod important prin care celula se poate asigura că reacțiile au loc spontan în sensul direct.

Echilibrul chimic

Pentru a înțelege de ce stau lucrurile așa, este util să introducem conceptul de echilibru chimic. Ca o împrospătare despre echilibrul chimic, să ne imaginăm că începem o reacție reversibilă cu reactanți puri (fără niciun produs). La început, reacția directă se va produce rapid, deoarece sunt mulți reactanți de transformat în produși. Reacția inversă, în schimb, nu va avea loc, deoarece nu există produși pentru a se transforma la loc în reactanți. Pe măsură ce se adună produșii, însă, reacția inversă începe să se petreacă din ce în ce mai des.
Acest proces continuă până când sistemul de reacție ajunge la un punct de echilibru, numit echilibru chimic, în care reacțiile directă și indirectă se petrec în același ritm. În acest punct, ambele reacții continuă să se petreacă, dar concentrația medie a produșilor și reactanților nu se mai schimbă. Fiecare reacție are propriul său raport unic și caracteristic dintre produși și reactanți la echilibru.
Când un sistem de reacție este în stare de echilibru, se află în starea cu cel mai mic nivel de energie posibil (are cea mai puțină energie liberă posibil). Dacă o reacție nu este în stare de echilibru, se va îndrepta spontan către echilibru, deoarece acesta îi permite să ajungă la o stare cu energie mai mică, mai stabilă. Acest fapt poate însemna o mișcare netă în sensul direct, convertind reactanți în produși, sau în sensul invers, convertind produși înapoi în reactanți.
Pe măsură ce reacția evoluează către echilibru (concentrațiile reactanților și produșilor se apropie de raportul de echilibru), energia liberă a sistemului devine din ce în ce mai mică. O reacție care este la echilibru nu mai poate efectua lucru mecanic, deoarece energia liberă a sistemului este cât se poate de scăzută4. Orice modificare care îndepărtează sistemul de starea de echilibru (de exemplu, adăugarea sau eliminarea de reactanți sau a produși pentru ca raportul de echilibru să nu mai fie atins) crește energia liberă a sistemului și necesită lucru.

Cum evită celulele echilibrul?

Dacă o celulă ar fi un sistem izolat, reacțiile sale chimice ar ajunge la echilibru, ceea ce nu ar fi un lucru bun. Dacă reacțiile unei celule ar ajunge la echilibru, celula ar muri pentru că nu ar avea deloc energie liberă rămasă pentru a efectua munca necesară pentru supraviețuire.
Celulele evită echilibrul manipulând concentrațiile reactanților și produșilor pentru a-și păstra direcția corectă a reacțiile metabolice. De exemplu:
  • Pot folosi energie pentru a importa moleculele de reactanți (menținându-le concentrația ridicată).
  • Pot utiliza energie pentru a exporta moleculele de produși (menținându-le concentrația scăzută).
  • Pot organiza reacții chimice în căi metabolice, în care fiecare reacție o „hrănește” pe următoarea.
    Exemplu pentru cum poate o celulă să păstreze reacțiile în afara echilibrului. Celula folosește energie pentru a importa moleculele inițiale ale căii, A, și exportă produsul final al căii, D, folosind proteinele transportatoare transmembranare acționate de ATP. Concentrațiile ridicate de A „împing” seria reacțiilor (A ⇌ B ⇌ C ⇌ D) spre dreapta, în timp ce concentrațiile scăzute ale lui D „trag” reacțiile în aceeași direcție.
Asigurarea unei concentrații ridicate a unui reactant poate „împinge” o reacție chimică în sensul produșilor (adică să o facă să se îndrepte în sensul direct și să ajungă la echilibru). Același lucru este adevărat și în cazul eliminării rapide a unui produs, dar cu o concentrație mică a produsului care „trage” reacția înainte. Într-o cale metabolic, reacțiile se pot „împinge” și „trage” pentru că sunt legate de intermediari comuni: produșii unuia dintre pași sunt reactanții următorului5,6.
Ești curios cum funcționează acest tras și împins? Privește acest videoclip despre unirea reacțiilor pentru a învăța mai multe!

Vrei să te alături conversației?

Conectare
Nici o postare încă.
Înțelegi engleza? Dă clic aici pentru a vedea mai multe discuții care au loc pe site-ul în limba engleză al Khan Academy.