En el organismo la energía se obtiene a partir de los procesos de degradación de los glúcidos, lípidos y proteínas. La oxidación total de 1 g de glúcidos o de proteínas proporcio- na 4,1 kcal, en tanto que 1 g de lípidos aporta 9,3 kcal.
Reacciones que liberan energía
La degradación de las biomoléculas ocurre por pasos graduales, reacción tras reac- ción. Algunas de estas reacciones liberan energía, otras no. Las de oxidación-reducción son las que aportan más energía.
Acoplamientos energéticos
En un acoplamiento energético ocurren dos reacciones simultáneamente: una endergónica y otra exergónica. De esta manera los requerimientos energéticos de la reacción endergónica son aportados por la reacción exergónica. En el siguiente ejemplo la energía liberada por la hidrólisis del ATP es utilizada para la síntesis de glucosa-6-fosfato (Fig. 7.1).
Fig.7.1. Acoplamiento energético. La enzima glucoquinasa cataliza la fosforilación de la glucosa. Esta re- acción es endergónica, y la energía la aporta la hidrólisis del ATP que es exergónica.
Reacciones de hidrólisis
Las reacciones de hidrólisis son aquellas en las que un enlace se rompe con la intro- ducción de una molécula de agua. La cantidad de energía que se libera depende de la diferencia entre el contenido energético de los reactantes y el de los productos (ΔG0’). Al transformarse un reactante en su producto, la energía contenida en el enlace que se hidrolizó puede ser utilizada. En la tabla 7.1 se puede ver la cantidad de energía que se obtiene de la hidrólisis de los enlaces fosfato de cualquiera de esos compuestos expresada en kilocalorías por mol (kcal . mol-1) .
Tabla 7.1. Energía libre obtenida por la hidrólisis de los enlaces ricos en energía (G en kcal . mol-1)
Compuesto Energía Ácido fosfo-enolpirúvico -14,8 Carbamil-fosfato -12,3 Creatina-fosfato -10,3 Pirofosfato -10,0 ATP o ADP -7,3 Glucosa-1-P -5,0 Glucosa-6-P -3,3
Muchos de estos compuestos que participan en procesos metabólicos se mencionan a lo largo de este libro.
La posición intermedia del ATP, en cuanto al valor de la energía de hidrólisis del segun- do enlace anhídrido de ácido, posibilita que sea un intercambiador energético entre molécu- las que tienen mayor contenido energético y las que tienen menor contenido energético en su
Capítulo 7. Respiración celular 101
enlace fosfato. Es decir, el ATP, puede formarse a partir del ADP al ser captada la energía que se libera de la reacción de hidrólisis de un compuesto con mayor contenido energético, o puede el ATP ceder la energía para formar los compuestos de menor contenido energético. Estos compuestos con mayor y con menor contenido energético que el ATP aparecen en la tabla anterior. En la figura 7.2 se observa uno de estos ejemplos.
Fig.7.2. Acoplamiento energético. La enzima pirúvico quinasa cataliza esta fosforilación a nivel de sustrato. La energía la aporta la conversión del fosfoenol pirúvico en pirúvico.
Reacciones de oxidación-reducción
Cuando una especie química pierde electrones se oxida y cuando los gana se reduce. Como los electrones no existen en estado libre, para que una especie química pierda elec- trones debe existir otra que los capte.
Un sistema redox está formado por dos compuestos capaces de reaccionar entre sí, uno cediendo uno o más electrones al otro y de esta forma llevarse a cabo una reacción de oxidación-reducción (reacción redox).
El X- se oxida al perder un electrón y reduce a Y al cederle ese electrón. Por esto, al
primer compuesto se le denomina agente reductor, y al otro (Y-) que se reduce al quitarle
el electrón a X- , se le denomina agente oxidante. Otro ejemplo:
Aquí, el Fe2+ pierde un electrón y se lo cede al Cu2+. El hierro queda con 3 cargas
positivas, el electrón que pasa al cobre compensa una de las cargas positivas del Cu2+ y
se queda como Cu+ . El Fe2+ es el agente reductor y el Cu2+ es el agente oxidante.
Un ejemplo de reacción redox muy común en bioquímica es la que ocurre cuando un compuesto cede hidrógenos a otro. El átomo de hidrógeno está formado de un protón (H+)
y un electrón (e-):
Cada uno de los hidrógenos que perdió A, tiene un electrón que se llevó consigo. A quedó carente de 2 electrones y estos los ganó B al captar los dos hidrógenos.
En una reacción de oxidación-reducción, se denomina par redox a la pareja formada por una sustancia en su estado oxidado, y esa misma sustancia en su estado reducido. Por ejemplo, para el hierro, el par sería el Fe3+/Fe2+; y para el cobre, Cu2+/Cu+. En las últimas reacciones
mostradas se observa como el hierro cede electrones al cobre, y el compuesto AH2 le cede hidrógeno al compuesto B. En Biología la reducción se acompaña frecuentemente de captura de hidrógeno o cesión de oxígeno, y la oxidación, de cesión de hidrógeno o captura de oxígeno. La capacidad de un compuesto de oxidarse (o reducir a otro) se debe a caracterís- ticas propias de su estructura que determinan su afinidad por los electrones. Esta capaci- dad puede medirse y se le llama potencial de reducción y se expresa en voltios.
Si se tienen dos sustancias desconocidas capaces de oxidarse y reducirse, se tiene la forma de saber cuál de los compuestos o elementos cede o capta electrones del otro. Esto puede llegar a determinarse si se mide el potencial de reducción de cada par redox.
En la tabla 7.2 aparecen los potenciales de reducción de diferentes pares redox que interesan en este y otros capítulos; Se midieron a un pH de 7.
En esta tabla, cualquier par redox , cederá sus electrones (reducirá) a otro par que esté por debajo de él. El de mayor potencial de reducción es el de la parte superior de la tabla.
Tabla 7.2 Potenciales de reducción estándar de algunos pares redox con importancia
biológica.