Non solo fitness: energia libera e reazioni biochimiche

a cura del dott. Marcello Giaccone
Sintesi di ATP - by Hedberg J

Gli organismi viventi per potere svolgere le loro funzioni vitali hanno bisogno di energia. L’energia serve per far muovere gli oggetti, per fermarli, per compiere lavoro, l’energia, è quindi, “la capacità di compiere un lavoro”. La trasformazione dell’energia ricopre un ruolo di primo piano per la sopravvivenza degli organismi viventi, in particolare, le cellule umane devono poter garantire la funzionalità delle reazioni biochimiche del metabolismo. Per lavoro si intende il prodotto della forza applicata per lo spostamento, come di seguito riportato:

Forza = massa x accelerazione (F = m x a)
 Lavoro = forza x spostamento ( L = f x s)


Si deve sviluppare lavoro quando, per esempio, si devono salire le scale, quando si deve sollevare un peso, oppure durante la respirazione o la contrazione cardiaca. Per energia “potenziale” si intende l’energia “immagazzinata”, vedi l’acqua racchiusa in una diga (energia meccanica), una molla schiacciata (energia meccanica), l’energia contenuta nei legami chimici delle molecole (energia biochimica). L’energia “cinetica” è invece, l’energia del “movimento”, per esempio un peso in caduta, l’acqua che esce dalla diga, bruciare l’energia chimica contenuta nella benzina o quella contenuta nei legami chimici delle molecole. 
La branca dell’energetica biochimica, si occupa dell’energia chimica (potenziale) contenuta nei legami chimici delle molecole dei nutrienti. Si definisce “energia libera di Gibbs” l’energia che può essere utilizzata per compiere lavoro. Nell’organismo umano una trasformazione energetica può avvenire solo se comporta una diminuzione dell’energia libera del sistema. Una reazione biochimica a temperatura e pressione costante può aver luogo solo se l’energia libera (G) dei reagenti è superiore a quella dei prodotti della stessa reazione. Cosa determina lo stato di equilibrio di una reazione biochimica?. L’equilibrio di una reazione biochimica può essere spiegato esaminando i processi spontanei, cioè quelli che avvengono nel tempo autonomamente senza intervento dall’esterno. Il processo spontaneo avviene con diminuzione dell’energia potenziale, esempio tipico un masso che rotola spontaneamente verso il basso da una collina, passando da uno stato di energia potenziale più alto ad uno più basso. L’azione contraria, cioè la risalita del masso verso l’alto non può avvenire spontaneamente, per consentire la risalita occorre somministrare energia (processo non spontaneo). Per comprendere le variazioni di energia che avvengono durante una reazione chimica dobbiamo prendere in considerazione due concetti: la termodinamica e la cinetica. 
La termodinamica descrive una reazione all’equilibrio, mentre la cinetica si occupa della velocità con la quale ha luogo la reazione, per esempio: se prendiamo in considerazione la reazione nella quale A viene convertito in B (A B), le percentuali di A e B che troviamo all’equilibrio verranno descritte dalla termodinamica, mentre la velocità con cui A è convertito in B ci è data dalla cinetica. Nella reazione A-B + C = A + B-C, A-B + C rappresentano i reagenti, mentre A + B-C i prodotti. La velocità (cinetica) con la quale avviene una reazione dipende dalla barriera energetica della reazione, cioè il punto più alto di energia che i reagenti devono raggiungere per trasformarsi in prodotti. 
Prof. Marcello Giaccone
La barriera energetica di una reazione è chiamata “energia libera di attivazione”. Durante la conversione dei reagenti nei prodotti la reazione passa attraverso uno stato di massima energia, chiamato “stato di transizione” che spesso è una via di mezzo tra la struttura dei reagenti e quella dei prodotti. Nello stato di transizione i legami chimici che si rompono e quelli che si formano, sono parzialmente rotti o parzialmente formati. Un concetto fondamentale da ricordare è quello che stabilisce che “più stabile è un composto maggiore è la sua concentrazione all’equilibrio”. Quindi se i prodotti di una reazione sono più stabili dei reagenti, hanno cioè energia libera più bassa di quella dei reagenti, all’equilibrio la loro concentrazione sarà maggiore di quella dei reagenti e viceversa. Viene definita “variazione di energia libera di Gibbs”, delta G (ΔG°), la differenza tra l’energia libera dei prodotti e quella dei reagenti misurata in condizioni standard, cioè alla temperatura di 25° C, alla pressione di una atmosfera e alla concentrazione di una millimole.

ΔG° = (energia libera dei prodotti) – (energia libera dei reagenti)

Se il ΔG° è negativo la reazione avverrà spontaneamente. 
Avremo quindi:
  • ΔG < 0 (negativo) reazione esoergonica o termodinamicamente spontanea
  • ΔG > 0 (positivo) reazione endoergonica o termodinamicamente non spontanea
  • ΔG = 0 reazione all’equilibrio
Il calore emesso o consumato durante una reazione chimica prende il nome di “Entalpia” (ΔH°). La formazione di un legame chimico produce emissione di calore, mentre la rottura del legame porta a consumo di calore.

ΔH° = (energia dei legami che si sono rotti) – (energia dei legami che si sono formati)

Quando i legami chimici che si formano sono più forti dei legami che si rompono, l’energia rilasciata durante la formazione dei legami è maggiore di quella che viene consumata durante la rottura ed il ΔH° sarà negativo, la reazione viene definita “Esotermica”. Al contrario un ΔH° positivo contraddistingue una reazione “Endotermica”, caratterizzata da legami che si formano più deboli di quelli che si rompono. Esiste una tendenza dei sistemi spontanei a raggiungere lo stato a più bassa energia potenziale e a procedere verso uno stato a più alto disordine molecolare. Le molecole che compongono la materia si muovono rapidamente e casualmente nello spazio nel quale si trovano confinate, esse tendono a disperdersi il più possibile nello spazio. L’Entropia è la misura della libertà di movimento del sistema, più limitato è il grado di movimento delle molecole più diminuisce l’entropia. Il disordine molecolare viene quindi misurato tramite la grandezza termodinamica Entropia (simbolo S). Il ΔS indica i cambiamenti di entropia.

ΔS = (stato finale) – (stato iniziale)

Bibliografia
  • Alberty, R. A., Standard Gibbs free energy, enthalpy, and entropy changes as a function of pH and pMg for several reactions involving adenosine phosphates, in “Journal of biological chemistry, 1969, CCXLIV, pp. 3290-3302.
  • Baker, J. J. W., Allen, G. E., Matter, Energy and life. An introduction for biology students, Reading, Mass., 1965.
  • Bruice, Y. P., Organic chemistry, 2004, pp. 125-137.
  • Georg H. Schmid,, Organic chemistry, 1996, pp. 96-102
  • Ingraham, L. L., Pardee, A. B., Free energy and entropy in metabolism, in metabolic pathways vol. I, New York, 1967, pp.1-46.