Las reacciones endergónicas y exergónicas se definen según el cambio en la energía libre de Gibbs. En una reacción endergónica, la energía libre de los productos es mayor que la energía libre de los reactantes ((∆G > 0; la energía se almacena en los productos), por lo que la reacción no es espontánea y se debe suministrar energía adicional para que la reacción proceda. En una reacción exergónica, la energía libre de los reactantes es mayor que la de los productos (∆G < 0). Se libera energía al medio, lo que supera la energía de activación de la reacción y la hace espontánea.
Aquí tienes una visión más cercana de las reacciones endergónicas y exergónicas, ejemplos de cada tipo y cómo se acoplan las reacciones para forzar que se produzcan reacciones desfavorables.
Reacciones endergónicas
Una reacción endergónica es una reacción química con una energía libre de Gibbs estándar positiva, a temperatura y presión constantes:
∆G° > 0
En otras palabras, hay una absorción neta de energía libre. Los enlaces químicos en los productos almacenan energía. Las reacciones endergónicas también se denominan reacciones desfavorables o no espontáneas porque la energía de activación de una reacción endergónica suele ser mayor que la energía de la reacción global. Porque la energía libre de Gibbs se relaciona con la constante de equilibrio, K < 1.
Hay varias formas de hacer que las reacciones desfavorables procedan. Puedes suministrar energía calentando la reacción, acoplándola a una reacción exergónica, o haciendo que comparta un intermedio con una reacción favorable. Puede tirar de la reacción para que proceda eliminando el producto del sistema.
Ejemplos de reacciones endergónicas incluyen la fotosíntesis, la bomba de Na+/K+ para la contracción muscular y la conducción nerviosa, la síntesis de proteínas y la disolución de cloruro de potasio en agua.
Reacciones exergónicas
Una reacción exergónica es una reacción química con una energía libre de Gibbs estándar negativa, a temperatura y presión constantes:
∆G° < 0
En otras palabras, hay una liberación neta de energía libre. La ruptura de enlaces químicos en los reactivos libera más energía que la utilizada para formar nuevos enlaces químicos en los productos. Las reacciones exergónicas también se conocen como reacciones exoérgicas, favorables o espontáneas. Como en todas las reacciones, existe una energía de activación que debe suministrarse para que una reacción exergónica se produzca. Sin embargo, la energía liberada por la reacción es suficiente para satisfacer la energía de activación y mantener la reacción en marcha. Hay que tener en cuenta que, aunque una reacción exergónica es espontánea, puede no proceder rápidamente sin la ayuda de un catalizador. Por ejemplo, la oxidación del hierro es exergónica, pero muy lenta.
Los ejemplos de reacciones exergónicas incluyen la respiración celular, la descomposición del peróxido de hidrógeno y la combustión.
Endergónica/Exergónica vs Endotérmica/Exotérmica
Las reacciones endotérmicas y exotérmicas son tipos de reacciones endergónicas y exergónicas, respectivamente. La diferencia es que la energía absorbida por una reacción endotérmica o liberada por una reacción exotérmica es calor. Las reacciones endergónicas y exergónicas pueden liberar otros tipos de energía además del calor, como la luz o incluso el sonido. Por ejemplo, una barra luminosa es una reacción exergónica que libera luz. No es una reacción exotérmica porque no libera calor.
Reacciones hacia delante y hacia atrás
Si una reacción es endergónica en un sentido, es exergónica en el otro (y viceversa). Para esta reacción, las reacciones endergónicas y exergónicas pueden llamarse reacciones reversibles. La cantidad de energía libre es la misma para la reacción directa e inversa, pero la energía es absorbida (positiva) por la reacción endergónica y liberada (negativa) por la reacción exergónica. Por ejemplo, consideremos la síntesis y la degradación del trifosfato de adenosina (ATP).
El ATP se produce mediante la unión de un fosfato (Pi) con el disfosfato de adenosina (ADP):
ADP + Pi → ATP + H2O
Esta reacción es endergónica, con ∆G = +7,3 kcal/mol en condiciones estándar. El proceso inverso, la hidrólisis del ATP, es un proceso exergónico con un valor de energía libre de Gibbs igual en magnitud, pero de signo contrario de -7,3 kcal/mol:
ATP + H2O → ADP + Pi
Acoplamiento de reacciones endergónicas y exergónicas
Las reacciones químicas proceden tanto en el sentido directo como en el inverso hasta que se alcanza el equilibrio químico y las reacciones directas e inversas proceden a la misma velocidad. En el equilibrio químico, el sistema se encuentra en su estado energético más estable.
El equilibrio es una mala noticia para la bioquímica, porque las células necesitan que se produzcan reacciones metabólicas o de lo contrario mueren. Las células controlan la concentración de productos y reactivos para favorecer la dirección de la reacción necesaria en cada momento. Así, para que una célula produzca ATP, necesita suministrar energía y añadir ADP o eliminar ATP y agua. Para seguir convirtiendo el ATP en energía, la célula suministra reactivos o elimina productos.
A menudo, una reacción química alimenta a la siguiente y las reacciones endergónicas se acoplan a las exergónicas para darles la energía suficiente para proceder. Por ejemplo, la bioluminiscencia de las luciérnagas es el resultado de la luminiscencia endergónica de la luciferina, unida a la liberación exergónica de ATP.
- Hamori, Eugene (2002). «Construyendo una base para la bioenergética». Educación en bioquímica y biología molecular. 30 (5):296-302. doi:10.1002/bmb.2002.494030050124
- Hamori, Eugene; James E. Muldrey (1984). «Uso de la palabra «ansiosa» en lugar de «espontánea» para la descripción de reacciones exergónicas». Journal of Chemical Education. 61 (8): 710. doi:10.1021/ed061p710
- IUPAC (1997). Compendio de Terminología Química (2ª ed.) (el «Libro de Oro»). ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook
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