Metabolismul (partea a II-a): forme de energie din sistemele vii

Deși celulele și organismele au nevoie de energie liberă pentru metabolismul lor, ele nu pot crea în mod spontan energie, așa cum se precizează în Legea conservării energiei. Energia este disponibilă în diferite forme. De exemplu, obiectele în mișcare posedă energie cinetică, în timp ce obiectele care nu sunt în mișcare posedă energie potențială.

Energia chimică din molecule, cum ar fi glucoza, este energie potențială, deoarece atunci când legăturile chimice se rup în timpul reacțiilor chimice, se eliberează energie liberă. Energia liberă este o măsură a energiei care este disponibilă pentru desfășurarea unui proces. Energia liberă a unui sistem se modifică în timpul transferurilor de energie, cum ar fi reacțiile chimice, iar această schimbare este denumită ΔG sau energie liberă Gibbs.

Energia liberă a unei reacții poate fi negativă sau pozitivă, în funcție de faptul dacă reacția eliberează energie (reacție exotermă) sau necesită aport de energie (reacție endotermă). Toate reacțiile necesită un aport de energie, numită energie de activare, pentru a ajunge la starea de tranziție de la care vor continua să se desfășoare.

Forme de energie

Atunci când un obiect este în mișcare, există energie asociată cu acel obiect. În exemplul unui avion în zbor, există o mare cantitate de energie asociată cu mișcarea avionului. Acest lucru se datorează faptului că obiectele în mișcare sunt capabile să inducă o modificare într-un sistem. Energia asociată obiectelor în mișcare se numește energie cinetică. Un glonț în mișcare, o persoană care merge, mișcarea rapidă a moleculelor în aer (care produce căldură) și radiațiile electromagnetice, așa cum este lumina, toate au energie cinetică.

Să ne imaginăm o bilă de metal cu masa de o tonă, suspendată la zece metri deasupra unei mașini. Chiar dacă acestă bilă nu se mișcă, ea are o formă de energie asociată cu ea, fundamental diferită de energia cinetică asociată cu obiectele aflate în mișcare. Această formă de energie se datorează faptului că există potențialul ca bila să distrugă mașina dacă este eliberată și cade pe aceasta. O astfel de formă de energie se numește energie potențială.

Energia potențială se poate transforma în energie cinetică, iar energia cinetică se poate transforma în energie potențială. Bila suspendată deasupra mașinii are energia cinetică egală cu zero și energia potențială de 100%. După ce este eliberată, energie cinetică a bilei începe să crească, deoarece bila prinde viteză datorită atracției gravitaționale. În același timp, pe măsură ce se apropie de sol, bila pierde din energia potențială, iar înainte de a lovi solul, energia sa potențială este aproape de zero și energia sa cinetică este aproape de maxim.

Energia potențială nu este asociată numai cu localizarea materiei (așa cum este bila suspendată deasupra mașinii sau un arc care este comprimat), ci și cu structura materiei. Chiar existența celulelor vii are la bază o energie potențială structurală. La nivel chimic, legăturile care țin împreună atomii moleculelor înmagazinează energie potențială. Să ne reamintim că reacțiile anabolice au nevoie de energie pentru a sintetiza molecule complexe din molecule simple, iar reacțiile catabolice eliberează energie atunci când moleculele complexe sunt degradate.

Faptul că energia este eliberată prin ruperea anumitor legături chimice arată faptul că acele legături înmagazinează energie potențială. De fapt, există energie potențială stocată în fiecare legătură chimică din moleculele alimentelor pe care le mâncăm. Forma de energie potențială care există în legăturile chimice și care este eliberată prin ruperea acestor legături se numește energie chimică.

Energia liberă

Energia liberă este un termen utilizat pentru cuantificarea transferurilor de energie. Energie liberă se numește energie liberă Gibbs (abreviată cu litera G), după savantul care a pus la punct metoda de măsurare. Potrivit celei de a doua legi a termodinamicii, toate transferurile de energie implică pierderea unei cantități de energie sub o formă neutilizabilă, așa cum este căldura, ceea ce duce la entropie. Energia liberă Gibbs se referă la energia asociată cu o reacție chimică după ce entropia a fost luată în considerare. Cu alte cuvinte, energia liberă Gibbs este energia utilizabilă sau energia disponibilă.

Fiecare reacției chimică implică a modificare a energiei libere, denumit dela G (ΔG). Modificarea energiei libere poate fi calculată pentru orice sistem, ca de exemplu o reacție chimică. Pentru a calcula ΔG, se scade cantitatea de energie pierdută ca entropie (notată cu ΔS) din modificarea energiei totale a sistemului. Această modificare a energiei totale se numește entalpie și se notează cu ΔH. Formula pentru calcularea ΔG, unde T reprezintă temperatura absolută (în Kelvin) (1 Kelvin = -272,15 grade Celsius):

ΔG = ΔH – TΔS

Modificarea energiei libere standard a unei reacții chimice este exprimată sub forma cantității de energie per mol de produs de reacție (în kilojouli sau kilocalorii (kJ/mol sau kcal/mol); 1 kJ=0,239 kcal), în condiții standard de pH, temperatură și presiune – adică pH=7,0, temperatura de 25 de grade Celsius și presiunea de 100 kilopascali (1 atmosferă).

Este important de menționat faptul că mediul celulară diferă foarte mult de aceste condiții standard, deci valoarea standard a ΔG pentru reacțiile biologice va fi diferită în interiorul celulei.

Reacții endoterme și reacții exoterme

Dacă o reacție chimică eliberează energie, atunci valoarea rezultată din reacția de mai sus va fi un număr negativ. Cu alte cuvinte, reacțiile care eliberează energie au ΔG < 0. O ΔG negativă mai înseamnă că produșii de reacție prezintă mai puțină energie decât reactanții, deoarece au cedat o parte din energia liberă în timpul reacției.

Reacțiile cu energia liberă Gibbs (ΔG) negativă se numesc reacții exoterme – energia părăsește sistemul. Aceste reacții se mai numesc reacții spontane, deoarece ele decurg fără a fi necesar un aport de energie din exterior.

Dacă o reacție re nevoie de un aport energetic din exterior și nu eliberează energie, atunci energia sa liberă (ΔG) va avea o valoare pozitivă. În acest caz, produșii de reacție prezintă mai multă energie liberă decât reactanții, deci ei stochează energia. Astfel de reacții chimice se numesc reacții endoterme și nu sunt spontane. O reacție endotermă nu va avea loc de la sine fără adăugarea de energie liberă din exterior.

Reacțiile chimice implicate în procesele anabolice (așa cum este sinteza glicogenului din glucoză) sunt reacții endoterme. Pe de altă parte, procesele catabolice (cum este degradarea glicogenului în molecule de glucoză) sunt guvernate de reacții exoterme.

Un concept important în studierea metabolismului și a energiei este acela de echilibru chimic. Cele mai multe reacții chimice sunt reversibile, adică ele se pot desfășura în ambele direcții, eliberând energie în mediu într-o direcție și absorbind energie de mediu în cealaltă direcție (Figura 4). Același lucru este valabil și pentru reacțiile chimice din metabolismul celular.

Figura 4 – Reacțiile exoterme și reacțiile endoterme duc la modificarea energiei libere Gibbs. Reacțiile exoterme eliberează energie, iar reacțiile endoterme au nevoie de energie.

Reactanții din cadrul unui sistem închis vor participa la reacții chimice până când va fi atinsă starea de echilibru. Această stare are energie liberă cea mai scăzută posibil și o entropie maximă. În sistem trebuie introdusă energie pentru ca reactanții și produșii de reacție să iasă din starea de echilibru, adică fie reactanții, fie produșii de reacție trebuie adăugați, înlăturați sau modificați.

Dacă o celulă ar fi un sistem închis, reacțiile chimice din interiorul său ar ajunge la echilibru, iar celula ar muri, pentru că nu ar exista suficientă energie liberă pentru desfășurarea proceselor necesare vieții. În cadrul unei celule vii, reacțiile chimice tind permanent spre echilibru, dar nu îl ating niciodată. Acest lucru se întâmplă deoarece o celulă vie este un sistem deschis. Materialele pătrund și ies din celulă, celula reciclează produșii de reacție prin alte reacții, iar starea de echilibru nu este atinsă. În acest fel, organismele vii necesită energie în mod constant, luptând împotriva echilibrului și entropiei. Sursa primară de energie este reprezentată de lumina solară, care este utilizată pentru producerea nutrienților prin procesul de fotosinteză.

Energia de activare

Există un alt concept important care trebuie luat în considerare în ceea ce privește reacțiile endoterme și exoterme. Chiar și reacțiile exoterme necesită o cantitate mică de energie pentru a începe înainte de a putea continua cu etapele lor de eliberare a energiei. Aceste reacții au o eliberare netă de energie, dar necesită totuși ceva energie la început. Această cantitate mică de energie necesară pentru ca toate reacțiile chimice să aibă loc se numește energie de activare (sau energie liberă de activare) și este prescurtată cu E_A.

De ce o reacție cu ∆G negativă (cu eliberare de energie) ar necesita de fapt ceva energie pentru a continua? Motivul constă în pașii care au loc în timpul unei reacții chimice. În timpul reacțiilor chimice, anumite legături chimice sunt rupte și se formează altele noi. De exemplu, atunci când o moleculă de glucoză este descompusă, legăturile dintre atomii de carbon ai moleculei sunt rupte. Deoarece acestea sunt legături care stochează energie, ele eliberează energie atunci când sunt rupte. Cu toate acestea, pentru a le aduce într-o stare care să permită legăturilor să se rupă, molecula trebuie să fie oarecum contorsionată. Este necesar un mic aport de energie pentru a atinge această stare contorsionată. Această stare contorsionată se numește stare de tranziție și este o stare de înaltă energie, instabilă. Din acest motiv, moleculele reactante nu rămân mult timp în starea lor de tranziție, dar trec foarte repede la următoarele etape ale reacției chimice. 

Diagramele de energie liberă ilustrează profilele energetice pentru o anumită reacție. Tipul de reacție (exotermă sau endotermă) determină dacă produsele din diagramă vor exista într-o stare de energie mai mică sau mai mare decât atât reactanții, cât și produșii. Cu toate acestea, indiferent de această măsură, starea de tranziție a reacției există la o stare de energie mai mare decât reactanții și astfel, energia de activare are întotdeauna valoare pozitivă.