Conţinutul principal
Biblioteca de biologie
Curs: Biblioteca de biologie > Unitatea 7
Lecția 3: Energie liberăEnergie liberă
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, mai bine chiar, panouri solare încărcând 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 funcționa) 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 adaos de energie suplimentară). Putem formula o definiție simplă a schimbării în energie liberă Gibbs astfel:
Cu alte cuvinte, Δ_G_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 temperatura și presiunea 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.
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 produselor, respectiv ale reactanților. Un ∆H negativ indică eliberarea căldurii de 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 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 unui sistem, 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.
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 ridică entropia va fi mereu spontană (va avea un ∆G negativ), indiferent de temperatură. Asemănător, o reacție care absoarbe căldură și scade 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 scăzând entropia sau absorbind căldură sau crescând entropia). ∆G și spontaneitatea acestor reacții va depinde de temperatură, după cum este rezumat în tabelul de mai jos.
Reacții endergonice și exergonice
Reacțiile cu un ∆G negativ emit energie liberă și se numesc reacții exergonice (pentru memorare mai ușoară: 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 producstart superscript, 1, end superscript.
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 reacțiasquared. O reacție spontană se poate petrece în câteva secunde, dar și în câteva zile, câțiva ani, sau chiar mai mult. Durata 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.
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. Spre exemplu, să considerăm sinteza și descompunerea moleculelor mici de adenozintrifosfat (start text, A, T, P, end text), care sunt "monezile de energie" ale celuleicubed.
start text, A, T, P, end text este format din adenozindifosfat (start text, A, D, P, end text) și fosfat (start text, P, end text, start subscript, i, end subscript) conform următoarei ecuații:
start text, A, D, P, end text + start text, P, end text, start subscript, i, end subscript right arrow start text, A, T, P, end text + start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text
Aceasta este o reacție endergonică, ∆G = plus, 7, point, 3 start text, k, c, a, l, slash, m, o, l, end text în condiții standard (mai exact, concentrația tuturor reactanților și produșilor este 1 start text, M, end text, presiunea este 1 start text, a, t, m, end text, la 25 de grade start text, C, end text și cu start text, p, H, end text de 7, point, 0). În celulele corpului tău, energia necesară pentru producerea de start text, A, T, P, end text este furnizată de descompunerea moleculelor de combustibil, precum glucoza, sau de alte reacții care emit energie (exergonice).
Procesul invers, hidroliza (descompunere cauzată de apă) start text, A, T, P, end text-ului, este identic, dar cu reacția inversată:
start text, A, T, P, end text + start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text right arrow start text, A, D, P, end text + start text, P, end text, start subscript, i, end subscript
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 = minus, 7, point, 3 start text, k, c, a, l, slash, m, o, l, end text 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°, start text, C, end text (298 start text, K, end text), concentrația tuturor reactanților și produșilor 1 start text, M, end text, presiunea 1 start text, a, t, m, end text și 7, point, 0 start text, p, H, end text (semnul de prim din ∆Gº’ indică că start text, p, H, end text-ul este inclus în definire).
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’). În fapt, manipularea condițiilor (în special a concentrațiilor reactanților și produșilor) este un mod important în care celula poate asigura ca reacțiile să aibă 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 cât 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 balans, 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 de produși la 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 mică cantitate posibilă de energie liberă). 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 mică, mai stabilă. Acest fapt poate însemna o mișcare netă în sensul direct, convertind reactanți la produși, sau în sensul invers, convertind produși înapoi la reactanți.
Pe măsură ce reacția evoluează către echilibru (concentrațiile reactanților și produșilor înaintează spre raportul de echilibru), energia liberă a sistemului scade din ce în ce mai tare. O reacție care este la echilibru nu mai poate funcționa, deoarece energia liberă a sistemului este cât se poate de scăzutăstart superscript, 4, end superscript. Orice modificare care îndepărtează sistemul de starea de echilibru (de exemplu, adăugarea sau eliminarea reactanților sau a produșilor pentru ca raportul de echilibru să nu fie îndeplinit) ridică 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 schimbând concentrațiile reactanților și produșilor pentru a-și păstra metabolismul în funcțiune, în direcția corespunzătoare. 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 șiruri metabolice, în care fiecare reacție o "hrănește" pe următoarea.
Asigurarea unei concentrații înalte 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-un șir metabolic, reacțiile se pot "împinge" și "trage" pentru că sunt legate de intermediari comuni: produșii unuia dintre pași sunt reactanții următoruluistart superscript, 5, comma, 6, end superscript.
Ești curios cum funcționează acest tras și împins? Uită-te la acest video despre unirea reacțiilor pentru a învăța mai multe!
Vrei să te alături conversației?
Nici o postare încă.