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Una aproximación termodinámica clásica trata de:
1. Predecir lo que ocurrirá espontáneamente, hasta llegar
al equilibrio, partiendo de unas concentraciones ini-
ciales de las especies participantes.
2. Cuantificar los cambios energéticos habidos desde la
situación inicial a la de equilibrio.
Recordemos, antes de definir las relaciones termodinámicas,
que, en función de las concentraciones existentes en cada
momento, las velocidades de transformación en los dos sen-
tidos vienen dadas, respectivamente, por:
v1 = k1 . [A]
a . [B]b
y, por:
v2 = k2 . [C]
c . [D]d [4.3]
Cuando se alcanza el equilibrio, v1 = v2, lo que permite defi-
nir una constante de equilibrio Keq, en función de las con-
centraciones existentes en la situación de equilibrio:
[C]c . [D]d
Keq = ————— [4.4]
[A]a . [B]b
Por otra parte, el primer principio de la Termodinámica,
expresado de forma simplificada, nos dice que la energía no
se crea ni se destruye, sólo se transforma. Por tanto, si se
considera la energía interna inicial y la final (en el equilibrio)
de los componentes de un sistema, la variación de la energía
interna (∆U) equivaldrá a la suma de las variaciones de las
energías en forma de calor y de trabajo:
∆U = ∆ Calor + ∆ Trabajo [4.5]
En las condiciones normales de las reacciones bioquímicas,
a presión atmosférica, el intercambio calorífico se denomina
cambio de entalpía (∆H). Si este cambio es negativo, la
transformación es exotérmica, y si es positivo, endotérmica.
Si pensamos en diversas clases de energía, como la poten-
cial del agua en un salto hidráulico, la eléctrica de una resis-
tencia o el calor que fluye desde un cuerpo más caliente a otro
más frío, la magnitud energía se puede expresar como el pro-
ducto de un factor de intensidad (altura del salto de agua, dife-
rencia de potencial eléctrico, diferencia de temperatura) por
un factor de capacidad (en los dos primeros ejemplos, masa
de agua y carga eléctrica, respectivamente). En los cambios
energéticos entálpicos, este factor de capacidad se denomina
entropía, S. Sus variaciones son los cambios de entropía, ∆S,
cuyas unidades se corresponderán a las de energía/°K.
El segundo principio de la Termodinámica, también
enunciado de modo simplificado, establece que una trans-
formación se produce espontáneamente si, globalmente,
tiene lugar un incremento global de entropía en el universo,
es decir si:
T.∆S (sistema) + T.∆S (medio) > 0 [4.6]
La expresión anterior es convertible en otra en la que sólo
aparecen parámetros del sistema:
T.∆S (sistema) – ∆H (sistema) > 0 [4.7]
Si definimos ∆H (sistema) – T.∆S (sistema) = ∆G (sistema),
ello equivale a decir que un proceso se realizará espontánea-
mente en un sentido, si ∆G es negativo en ese sentido. 
A ∆G se le denomina cambio de energía libre de Gibbs.
Valores negativos corresponden a transformaciones exergó-
nicas; los positivos, a endergónicas. Si su valor es cero, no
existe cambio energético, la situación es de equilibrio. Como
las transformaciones espontáneas son las exergónicas, la pre-
dicción del sentido de una transformación y la cuantía ener-
gética de la misma quedan reducidas, pues, al cálculo de ∆G.
4.1.2 La espontaneidad termodinámica
Como ejemplo de lo expuesto, volviendo a la reacción [4.1], si
de los cálculos realizados a partir de unas concentraciones ini-
ciales de las especies participantes se dedujese que ∆G es
negativo, ello significaría que para alcanzar el equilibrio, el
lactato se tendría que convertir en piruvato con la correspon-
diente reducción de NAD
+ (dinucleótido de nicotinamida y
ademina oxidado) a NADH. Si ∆G = 0, las condiciones inicia-
les son ya las del equilibrio. Si ∆G fuera positivo, el sentido
espontáneo de la transformación para alcanzar el equilibrio
sería el de la conversión neta de piruvato en lactato, oxidándo-
se simultáneamente la forma reducida de la coenzima.
El cambio de energía libre de una transformación, desde
una situación inicial a la de equilibrio, se puede calcular
mediante la ecuación de Gibbs:
[C]c . [D]d
∆G = ∆Go′ + R·T·ln ———— [4.8]
[A]a . [B]b
donde [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones iniciales de
las especies presentes, T es la temperatura en ° Kelvin, R = 8.3
J/mol · °K y ∆Go′ es el cambio de energía libre estándar del
proceso, corregida a pH 7.0, fisiológico, una constante carac-
terística para cada transformación. Si en el proceso participan
protones (caso de la reacción [4.1]), ello implicaría que los
valores de ∆Go′ y de ∆Go deben estar referidos a pH 7.
50 | El escenario bioquímico
04 Capitulo 04 8/4/05 09:42 Página 50
	BIOQUÍMICA Y BIOLOGÍA MOLECULAR (...)
	CONTENIDO
	PARTE I: ESTRUCTURA Y METABOLISMO
	SECCIÓN I: EL ESCENARIO BIOQUÍMICO
	4. LAS REGLAS: METABOLISMO Y BIOENERGÉTICA
	4.1 PROCESOS METABÓLICOS
	4.1.2 La espontaneidad termodinámica