1876. La función termodinámica más utilizada en bioquímica: energía libre de Gibbs

Cuando se enfrentan dos sustancias químicas capaces de reaccionar, se genera una situación de desequilibrio químico. La magnitud del desequilibrio dependerá de la diferencia de potencial establecida en el sistema en relación con las configuraciones y los arreglos de los núcleos y electrones de las especies químicas intervinientes. Supongamos una reacción de oxidorreducción del tipo: A oxidado + B reducido → A reducido + B oxidado Inicialmente, al enfrentar A con B, se establece una diferencia de potencial redox; cuando los electrones pasan del estado de mayor energía en A al de menor energía en B, el sistema logra un estado de mínima energía en el que se habrá logrado el equilibrio químico. La energía liberada por este proceso no se destruye, sino que se libera al medio como calor. Cuando este tipo de reacciones ocurre en un sistema biológico, parte de esta energía puede ser aprovechada para producir trabajo de algún tipo: Energía Total intercambiada = Energía Útil + Energía disipada o lo que es lo mismo Energía Útil = Energía total intercambiada – Energía disipada Ahora sabemos que en una célula viva el término energía total intercambiada durante la reacción es igual al cambio de entalpía del sistema (H). Además definimos que el término que representa aquella cantidad de energía que no es posible aprovechar como trabajo útil (energía disipada) es igual a la magnitud TS. Entonces podemos reescribir la ecuación de la siguiente forma: Energía útil = H – TS Expresada de esta forma, la energía útil es una nueva función termodinámica presentada por primera vez en 1876 por el matemático americano J. W. Gibbs (1839-1903). Por ello, esta magnitud a la que se denomina energía libre de Gibbs se simboliza con la letra G. Para cualquier propiedad termodinámica, es común expresar sus variaciones o diferencias entre los estados final e inicial de un proceso con la letra griega delta (Δ). Esta magnitud permite estimar cuál es la máxima cantidad de energía liberada por una reacción, la cual podría ser transformada en trabajo por un organismo. Pero, además, este parámetro permite estimar si una reacción química dada será espontánea o no. La dirección natural de todo proceso es la de disminuir su energía libre es decir, que si el ΔG de una reacción es negativo, ésta ocurrirá espontáneamente (dado que la letra Δ simboliza una diferencia entre los estados final e inicial). Esto explica el hecho de que aun las reacciones o transformaciones endotérmicas puedan ser espontáneas.

Véase también: cap. 4