La fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6 . Los números másicos (pesos atómicos)

de los elementos constitutivos son C = 12, H = 1 y O = 16.a) Calcule el número de moles y moléculas que hay en 1,8 Kg de glucosa.b) ¿Cuántos gramos se necesitan para preparar 100 ml de una solución 0,05 mM ?

a) Número de moles en 1,8 Kg de glucosa

1 mol es la masa molecular (peso molecular) expresada en gramos.C6H12O6

12 H = 12 x 1 = 126 O = 6 x 16 = 96

6 C = 6 x 12 = 72

180

180 g = 1 mol de glucosa

Masa atómica (A)C = 12H = 1O = 16

Masa molecular (Peso molecular)

1,8 Kg de glucosa

= 1800 g = 10 moles de glucosa

= 6 x 1023 moléculas

= 10 x 6 x 1023 moléculas= 6 x 1024 moléculasb) Gramos de glucosa para 100 ml de solución 0.05 mM0.05 mM significa 0,05 milimoles en 1 litro de solución

1 mol = 180 g 1 milimol = 0,180 g 0.5 milimoles = 0,09 g0,009 g para 1 litro (1000 ml) para 100 ml 0,0009 g

0.05 milimoles = 0,009 g

2.- Calcule los gramos, el número de moles y el de moléculas, contenidos en 112 litros deCO2 en condiciones normales de T y P. Calcule además el número de átomos de carbonoy oxígeno contenidos en dicho volumen.

En condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros

22,4 litros 1 mol 112 litros X mol

X = 5 moles

Masa molecular del CO2

C = 12O = 16

C = 122O = 32

4444 g 1 mol X g 5 moles X = 220 g

= 6 x 1023 moléculas= 5 x 6 x 1023 moléculas= 30 x 1023 moléculas= 3 x 1024 moléculas

En 1 mol de CO2 hay 1 mol de átomo de C y 2 moles de átomo de O.En 5 moles de CO2 hay 5 moles de átomo de C y 10 moles de átomo de O.En 1 mol de átomo de C hay 6 x 1023 átomos de C, en 5 moles de átomo de C hay

En 1 mol de átomo de O hay 6 x 1023 átomos de O, en 10 moles de átomo de O hay5 x 6 x 1023 átomos de C (3 x 1024 átomos de C).

10 x 6 x 1023 átomos de O (6 x 1024 átomos de O).

H2O H+ + OH-

= K1 [ H2O ]v1

= K2 [H+] v2 [OH-]=v1 v2

=k1 [ H2O ] k2 [H+] [OH-]

= k1

k2

[H+] [OH-][ H2O ]

= k1

k2K’eq = [H

+] [OH-][ H2O ]

K’eq = [H+] [OH-][ H2O ]

[ H2O ] = 55,5 M

K’eq = [H+] [OH-][ 55,5 ]

K’eq = 1,8 x 10-16

1,8 x 10-16 [ 55,5 ]= 1,0 x 10-14

Kw = [H+] [OH-] 1,0 x 10-14=

[H+] [OH-] 1,0 x 10-14=

[H+]2 1,0 x 10-14=

[H+] 1,0 x 10-14=

[H+] [OH-] 10-7= = - log [H+] - log 10-7=

pH = 7 - log [OH-] - log 10-7=

pOH = 7

pH + pOH = 14

ácido base

HCl

H2CO3

H+ + Cl-

H+ + HCO3-

NaOH

NH4OH

Na+ + OH-

NH4+ + OH-

HA H+ + A-

=[H+][HA]

[A-]

[H+] = Ka [HA]

[A-]

Ka

- log [H+] = - log Ka - log [HA][A-]

pH = pKa + log [HA][A-]

Ecuación de Henderson-Hasselbach

pKa = 4.76

CH3 COOH

CH3 COO-

pH

1

2

3

4

5

6

7

8

9

NaOH

0 10.5

CH3 COOH CH3 COO-=

D I P L O M A

EN CIENCIAS DE LA ACTIVIDAD FISICA

UNIVERSIDAD DE CHILE

Prof. BQ Jorge Soto Labbé FACULTAD

DE MEDICINA UNIVERSIDAD DE CHILE

2009

Definiciones básicas de la Termodinámica

Primera Ley de la Termodinámica

Procesos a presión constante: Entalpía (H)Segunda Ley de la Termodinámica

Energía libre (G) y espontaneidad de las reacciones químicas

Entropía (S)

Reacciones REDOX

Potenciales de reducción y energía libre

Compuestos ricos en energía: ATP

ATP y metabolismo energético

real o hipotética donde se realizan transferencias de Energía y/o Masa.Cantidad de materia definida limitada por una superficie cerrada,

temperatura

presión

volumen

energía

entalpía

energía libre

entropía

calor

trabajo

(TS ≠ TE )

V)número de moles

E = cambio en la E E = Efinal - Einicial

interna del sistema

E

H

GS

Ciencia que estudia las transferencias de

energía capacidad para realizar un trabajocalor

energía transferida entre dos cuerpos o sistemastrabajo

energía (calor y trabajo) que acompañana un cambio de estado en un sistema

1 g de H2O 1ºC

Caloría (cal) 1 cal = 4,184 joule1 joule = 1 x 107 erg

1 joule = 0,239 cal1 erg = 1 x 10-7 joule

PV = nRT

R = PV/nT

R = 0,082 atm x L /mol x ºK

R = 1,987 cal /mol x ºK

R = 8,315 J /mol x ºK

R = 1 atm x 22,4 L/1mol x 273 ºK

Atm x L Joule Caloría

1Kg

1m

9,81J

1kJ

1J17,4kJ

10g azúcar

10g grasa

1g

540kJ

ALGUNOS VALORES ENERGÉTICOS

Si los reaccionantes pasan a productos,

El estudio del intercambio de energía

permite predecir en qué sentido

En que medida ocurre el cambio, o sea,

y la cantidad de reaccionantes

una vez terminada la reacción, o sea,

entre un sistema y su medio ambiente

puede ocurrir el cambio químico.

o sea, si la reacción es espontánea o no.

las cantidades de productos que se obtienen

que quedan sin reaccionar,

cuando se alcanza el estado de equilibrio.

A B

A B

A B

procesos espontáneos

Eint = Q W

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

ΣEint = 0

“La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.”

“La energía total del universopermanece constante.”

Eint = Ef Ei

Eint = Q W

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICAPVGASES

a V constante V = 0

Eint = QV

a P constante

Eint = QP PV QP = HH = entalpía

Eint = H PVH = Eint PV

LÍQUIDOS

a P constante V = 0

H = Eint H = QP

H = Eint nR

Variación de entalpía estándar de formación = Hºf

Variación de entalpía estándar de reacción = Hºr

P = 1 atm , T = 25 °C, concentración = 1 M

H°r = ΣΣH°°ff(P) - - ΣΣH°°ff(R)

Hºf Elementos = 0

Hºr < 0

Hºr > 0

REACCIÓN EXOTÉRMICA

REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Hºf Compuestos ≠ 0

...este es el calor de combustióncombustión

Propano + O2 CO2 + H2O

C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (l)

Hºf Elementos = 0

Hºf O2 = 0 Hºf CO2

= – 94,05 Kcal

Hºf C3H8 = 24,83 Kcal

Hºf H2O = – 68,32 Kcal

H°r = ΣΣH°°ff(P) - - ΣΣH°°ff(R)

3H°f CO2 + 4H°f H2O – (H°fC3H8

+ 5H°f O2 )H°r =

3(– 94,05 Kcal) + 4(– 68,32 Kcal) – (24,83 Kcal + 5 x 0 Kcal)H°r =

– 580,26 KcalH°r =

Ley de Hess

C(grafito) + O2(g) = CO2 (g) Hºr = - 393,5 kJ

El cambio de energía calórica que acompaña a una reacciónquímica a volumen y presión constante (ΔH) es independientedel número y de la naturaleza de los estados intermedios.

C(grafito) + ½ O2(g) = CO(g) Hºr = - 110,5 kJ

CO(g) + ½ O2(g) = CO2 (g) Hºr = - 283,0 kJ

“En todos los procesos naturales la entropía del

G = H - TS

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

universo aumenta.”

G = 0 = TSEquilibrio

qrev = TSS = qrev /T

S > qirrev /T

Ene

rgía

libr

eE

ntro

pía

tiempo

no equilibrio equilibrio

no equilibrio equilibrio

G < 0

S > 0

G = 0

S = 0

tiempo

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O

G = - 686.000 cal/mol

H = - 673.000 cal/mol

G = H - TS

TS = H - G

S = H - GT

S = -673.000 – (-686.000)298

S = + 44 cal/ºK

S = 13.000 298

S = + 44 cal/ºK

GG GºGº Gº’Gº’

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

aA + bB cC + dD

Q = [C]c [D]d [A]a [B]b

GG = GºGº + RT ln Q

GºGº = _ RT ln Keq

Gº’Gº’ = _ RT ln K’eq

[R y P]i = 1M, P = 1 atm, T = 298ºK, pH = 0

[R y P]i = 1M, P = 1 atm, T = 298ºK, pH = 7

K’eq = 1 Gº’ = 0

K’eq > 1 Gº’ < 0 NEGATIVO K’eq < 1 Gº’ > 0 POSITIVO

GG = 0 Q = Keq

REACCIONES ACOPLADAS

Glucosa + Pi Glucosa-6-P + H2O Gº’ = 13,8 kJ/mol

ATP + H2O ADP + Pi Gº’ = _ 30,5 kJ/mol

Glucosa + ATP Glucosa-6-P + ADP Gº’ = _ 16,7 kJ/mol

por los organismos vivos.

El flujo de electronesen las reacciones deoxidación-reducciónes responsable, directa o indirectamente, de todo el trabajo hecho

REACCIONES REDOX

AGENTE OXIDANTE

AGENTE REDUCTOR

e-

e- AGENTE OXIDANTE

REDUCCIÓNOXIDACIÓN

AGENTE REDUCTOR

e-

e-

AGENTE OXIDADO

AGENTE REDUCIDO

entrega electrones

recibe electrones

POTENCIALES DE REDUCCIÓNESTÁNDAR E0

’ ( 25°C y pH 7 )

½ O2 + 2H+ + 2 e- H2O

0,816 V

NAD+ + 2H+ + 2 e- NADH

- 0,320 V

2H+ + 2 e-

H2 (estándar a pH 0) 0,000 V

2H+ + 2 e- H2 (a pH 7) - 0,414 V

Fumarato2- + 2H+ + 2 e- Succinato2- 0,031 V

-Cetoglutarato + CO2 + 2H+ + 2 e- Isocitrato - 0,380 V

Citocromo a (Fe+3) + e- 0,290 VCitocromo a (Fe+2)

recibe electrones

H-e-e-

Cu+2Fe+2 e-Fe+3 Cu+1

AH BA BH

CH3R- O2

e-

CH2OHR-

e-H e-H BAH2 BHAHA BH2

CH3 – CH3

CH3 – CH2OH

CH3 – CHO

CH3 – COOH

CO2

H – C – C – HH H

H H

H – C – C – OHH H

H H

H – C – C

H HH

O

H – C – C

H OH

H

O

O = C = O

+1

+1

+1

-3

+1

+1-2

+1

-1

-2

+1

+1

-2

-2+1

+3

-2-2 +4

POTENCIALES DE REDUCCIÓN

de ede e- está relacionado con está relacionado con G°’.G°’.

El potencial de reducción estándar El potencial de reducción estándar E°’E°’ para la transferencia para la transferencia

G°’ = G°’ = _ n F n F E°’E°’

= 23.000 cal/V = 23.000 cal/V · mol

n = n° n = n° ee- transferidos transferidosF = constante Faraday = 96.485 J/VF = constante Faraday = 96.485 J/V · mol

G°’ = - RTlnKG°’ = - RTlnKeqeq = -2,3 RT log K = -2,3 RT log Keqeq

G°’ = -n F G°’ = -n F E°’E°’ = -2,3 RT log K= -2,3 RT log Keqeq

E°’E°’== 2,3 RT log K2,3 RT log KeqeqnFnF

ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR DE HIDRÓLISIS (G°r) COMPUESTOS RICOS EN ENERGÍA

Adenina

Ribosa

Adenosina

ESTRUCTURA DEL ATP

Fosfato

enlaces ricos en energía

(nucleósido)

Adenosina-trifosfato (ATP)(nucleótido)

(base nitrogenada)

(azúcar)

VALORES DE G°r DE HIDRÓLISIS

ATP

COMPUESTO PRODUCTOS G’ºr

ADP + Pi

(kJ/mol) (kcal/mol)

-30,5 -7,3

ADP AMP + Pi -32,8 -7,8Fosfocreatina Creatina + Pi -43,0 -10,3ATP AMP + Pi -45,6 -10,91,3-bisfosfoglicerato 3-fosfoglicerato + Pi -49,3 -11,8fosfoenolpiruvato piruvato + Pi -49,3 -11,8

glucosa-1-P glucosa + Pi -20,9 -5,0PPi 2Pi -19,2 -4,0fructosa-6-P fructosa + Pi -15,9 -3,8

glucosa-6-P glucosa + Pi -13,8 -3,3AMP adenosina + Pi -14,2 -3,4

glicerol-P glicerol + Pi -9,2 -2,2

Acetil-CoA Acetato + CoA -31,4 -7,5

FOSFORILACIÓN DE ADP POR FOSFOCREATINA

P-creatina + H2O creatina + Pi Gº’ = -43,1 kJ/mol

ADP + Pi ATP + H2O Gº’ = +30,4 kJ/mol

P-creatina + ADP creatina + ATP Gº’ = -12,7 kJ/mol

COOHCH2

CH3

NH2

HOHO

OP

NC

N COOHCH2

CH3

NH2

HOHO

OP

NC

N

REACCIONES EXOTÉRMICAS

REACCIONES ENDOTÉRMICAS

ATP

REACCIONES EXERGÓNICAS

REACCIONES ENDERGÓNICAS

DegradaciónHidratos de carbonoLípidosProteínas

CO2

H2ONH3

CATABOLISMO

SíntesisAzúcares PolisacáridosAcidos grasos TriacilglicerolesAminoácidos ProteínasNucleótidos Acidos nucleicos

ANABOLISMO

ATP

NADPH

ADP

NADP+

METABOLISMO