Biologia de los microorganismos (1)

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A P É N D I C E 1 1023
A
P
É
N
D
IC
E
 1
consumen H
2
, la fermentación de etanol por bacterias sin-
tróficas convierte una reacción endergónica en exergónica 
(véase también el punto 9).
5. Potenciales de reducción: convencionalmente, las ecua-
ciones redox se escriben en la dirección oxidante + ne– S
reductor (es decir, como reducciones), donde n es el número 
de electrones transferidos. El potencial estándar de reduc-
ción (E
o
) del hidrógeno, 2H+ + 2 e– S H
2
, se fija por defi-
nición a 0,0 V a 1,0 atm de presión de gas H
2
 y 1,0 M H+ a
25 °C. E
0
′ es el potencial estándar de reducción a pH 7. Véase 
también la Tabla A1.2.
6. Relación entre la energía libre y el potencial de reducción:
ΔG0′ = nFΔE
0
′ o ΔG0′ = −RT ln K′
eq
donde n, es el número de electrones transferidos; F, es la 
constante de Faraday (96,48 kJ/V), y ΔE
0
′ es el E
0
′ del par 
aceptor de electrones menos el E
0
′ del par donador de elec-
trones. R y T son constantes (véase 8), y para K
eq
 véase 7.
7. Constante de equilibrio, K
eq
. Para la reacción general
aA + bB 4 cC + dD,
K
eq
 = 
[C]c[D]d
————
[A]a[B]b
donde A, B, C y D representan los reactantes y los productos; 
a, b, c y d representan el número de moléculas de cada uno; y 
los corchetes indican las concentraciones. Esto solo se cumple 
cuando el sistema químico está en equilibrio. K′
eq
 es K
eq
 a pH 7.
8. Relación entre la constante de equilibrio, K
eq
, y el cambio de
energía libre. A temperatura, presión y pH constantes,
ΔG′ = ΔG0′ = + RT ln K′
eq
donde R es una constante (8,315 J/mol/Kelvin) y T es la tem-
peratura absoluta (en Kelvin). 
9. Dos sustancias pueden reaccionar en una reacción redox,
incluso si sus potenciales estándar son desfavorables, cuando 
las concentraciones son las adecuadas.
Supongamos que la forma reducida de A cede electrones a
la forma oxidada de B. Sin embargo, si la concentración de la
forma reducida de A fuera baja y la concentración de la forma 
reducida de B fuera alta, sería posible que la forma reducida
de B cediera electrones a la forma oxidada de A. Por tanto,
la reacción tendría lugar en dirección opuesta a la predicha
a partir de los potenciales estándar. Un ejemplo práctico de
esto es la utilización de H+ como aceptor de electrones para
producir H
2
. Normalmente, la producción de H
2
 por bacte-
rias fermentadoras no es grande debido a que H+ es un acep-
tor débil de electrones; el E
0
′ del par 2H+/H
2
 es –0,41 V. Sin
embargo, si la concentración de H
2
 se mantiene baja porque se
elimina continuamente (un proceso realizado por las Archaea
metanogénicas, que utilizan H
2
 + CO
2
 para producir metano,
CH
4
, o por muchos otros anaerobios capaces de consumir H
2
anaeróbicamente), el potencial será más positivo, y entonces
los H+ servirán como aceptor de electrones.
La información contenida en este Apéndice pretende servir de 
ayuda para calcular los cambios de energía libre que acompa-
ñan a las reacciones químicas que realizan los microorganis-
mos. El apéndice comienza con las definiciones de los términos 
que se requieren para realizar dichos cálculos y muestra cómo 
conocer el potencial redox, el equilibrio atómico y de carga, y 
otros factores, necesarios para calcular adecuadamente proble-
mas de energía libre.
I Definiciones
1. ΔG0 = cambio de energía libre estándar de la reacción bajo
condiciones estándar (a 1 atm de presión y 1 M de concen-
tración); ΔG = cambio de energía libre bajo las condiciones
especificadas; ΔG0′ =cambio de energía libre bajo condicio-
nes estándar a pH 7. La prima (′), a lo largo del apéndice
indica a pH 7 (aproximadamente las condiciones celulares).
2. Cálculo de ΔG0 para una reacción química a partir de la
energía libre de formación, ΔG
f
0, de sustancias reactantes y
productos:
ΔG0 = ∑ΔG0 (productos) − ∑ΔG
f
0 (reactantes)
Es decir, el sumatorio de ΔG
f
0 de los productos menos el
sumatorio ΔG
f
0 de los reactantes.
3. Para las reacciones energéticas en las que están implicados
H+, se debe pasar de las condiciones estándar (pH 0) a las
condiciones celulares (pH 7):
ΔG0′ = ΔG0 + mΔG
f
0 (H+)
donde m, es el número neto de protones en la reacción (m es 
negativo cuando se consumen más protones de los que se 
forman) y ΔG
f
0 (H+) es la energía libre de formación de un 
protón a pH 7 (–39,87 kJ) a 25 °C.
4. Efecto de las concentraciones sobre ΔG: con sustratos solu-
bles, la relación entre las concentraciones de los productos
formados y de los sustratos exógenos consumidos es normal-
mente igual o menor que 10–2 al principio del crecimiento,
e igual o mayor que 10–2 al final del crecimiento. A partir de
la relación existente entre ΔG y la constante de equilibrio
(véase el punto 8), se puede calcular que ΔG para la energía
libre en estas condiciones difiere del de la energía libre en
condiciones estándar en menos de 11,7 kJ, por tanto y como
aproximación, se puede usar la energía libre estándar en la
mayoría de los casos. Sin embargo, si H
2 
es un producto, la
presencia de bacterias consumidoras de H
2
 mantiene la con-
centración de H
2
 tan baja que el rendimiento de la energía
libre se puede ver significativamente afectado. Por ejemplo,
en la fermentación de etanol a acetato y H
2
 por bacterias
sintróficas (C
2
H
5
OH + H
2
O S C
2
H
3
O−
2
 + 2H
2
 + H+), la
ΔG0′ (a 1 atm de H
2
) es +9,68 kJ, pero a 10–4 atm de H
2
 es
–36,03 kJ. Por consiguiente, en presencia de bacterias que
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Apéndice 1
Cálculos de energía 
en bioenergética microbiana
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