Il metabolismo, inteso come insieme di processi atti a sostenere la vita di una cellula, presenta due vie più o meno distinte. La prima fase, degredativa, detta anche catabolismo, tende a  degradare quelle molecole assunte tramite la dieta per ottenere precursori biologici e energia disponibile. La seconda fase, quella di biosintesi, detta anche anabolismo, prevede la costruzione di macromolecole di importanza biologica a partire dai precursori ottenuti dal precedente catabolismo, sfruttando l’energia immagazzinata.

L’energia immagazzinata è presente sotto forma di due trasportatori importantissimi, quali l’ATP e NADPH (che trasporta energia libera sotto forma di elettroni liberi). Da chiarire subito è il concetto dell’immagazzinamento dell’energia. La rottura dei legami dei Pi dell’ATP o dei legami con gli H dell’NADPH libera energia. Ciò non vuol dire che l’energia è contenuta nel legame, bensì, il passaggio da uno stato energetico alto ad uno più basso, determina la liberazione nel sistema di energia libera.

Nella cellula le vie cataboliche e anaboliche tra un dato precursore ed un prodotto non sono quasi mai identiche. Esistono diversi motivi. Il primo, più semplice, è che di solito le reazioni cataboliche sono in discesa, ovvero con la liberazione di energia che può essere immagazzinata; al contrario le reazioni anaboliche sono spessissimo in salita, ovvero hanno bisogno della somministrazione di una aliquota di energia, spesso indispensabile per andare avanti. In secondo luogo, se le tappe fossero identiche, il rallentamento di una via determinerebbe un rallentamento dell’altra. Se esistono, quindi, tappe in comune, esisteranno, per forza, almeno due tappe diverse di competenza di una e dell’altra via, in modo da poter regolare le varie tappe indipendentemente.

Nella cellula le reazioni che avvengono sono sempre in relazione con le leggi della termodinamica. Nella cellula il sistema è rappresentato dai reagenti e prodotti, mentre l’ambiente è rappresentato dal citosol; l’universo è rappresentato da tutto ciò che circonda la cellula.

Prima legge della termodinamica:

in un cambiamento fisico o chimico qualsiasi, la quantità totale dell’Universo rimane costante. Questa legge dice che l’energia non si crea e non si distrugge, bensì si modifica.

Seconda legge della termodinamica:

tutti i cambi fisici o chimici tendono a procedere in una direzione tale che l’energia utilizzabile subisce una degradazione in una forma casuale e disordinata detta entropia. Essi si fermeranno all’equilibrio, al quale l’entropia formata è la massima nelle possibili condizioni esistenti.. L’energia utilizzabile è di due tipi: termica, che può compiere lavoro solo se c’è cambiamento di T o P; libera, che può compiere lavoro in condizioni di T o p costanti. Nella cellula l’energia utilizzabile è solo libera, perché la cellula rappresenta un ambiente costante, ove T e p sono costanti.

Il calcolo di ÐG può essere effettuato mediante l’equazione ÐG= ÐH –ÐS.

DeltaH= variazione di quantità di calore, contenuto termico, calore rilasciato dai reagenti, entalpia.

DentaG= variazione dell’energia libera del sistema, differenza di contenuto energetico tra reagenti e prodotti, energia utile a compiere un lavoro.

DeltaS= variazione del grado di disordine o casualità, entropia.

L’energia libera (ÐG) in una reazione, per la seconda legge della termodinamica, è sempre negativa. DeltaG ci permette di predire la direzione della reazione, ma non la velocità.

DeltaG<0, reazione spontantea, esoergonica; deltaG>0, reazione non spontanea, endoergonica; deltaG=0, reazione all’equilibrio.

Importante è, però, sapere che una reazione, però, per avvenire, deve procurare sempre un aumento di deltaS_universo. Tutto ciò è indipendente da deltaH, che indica solo il calore necessario.

DeltaH<0, reazione che cede calore, esotermica; deltaH>0, reazione che aquista calore, endotermica, deltaH=0, nessuna variazione.

Per 1 reazione aA+bB=cC+dD, deltaG= deltaG^0’ + RT ln (([C]^c[D]^d)/[A]^a[B]^b)).

Solo in condizioni TPS, ovvero con T=298K, p=1atm, pH=7.0, [x]=1.0 M, K_eq=1, ed essendo ln1=0, deltaG=deltaG^0’. Ci sono differenze importanti tra deltaG e deltaG^0’ e non vanno confusi. Delta G è un valore che varia in base alle concentrazioni dei reagenti e dei prodotti, indicando la variazione di energia libera di una reazione in corso; è sempre negativo.

DeltaG^0’ è, invece, una costante per ogni reazione , nelle condizioni sopra elencate, alle concentrazioni 1.0 M , indica la variazione di energia libera standard; è una costante.

DeltaG^0’ è una costante, per ogni data reazione all’equilibrio. Infatti, all’equilibrio  (([C]^c[D]^d)/[A]^a[B]^b))=K_eq, dunque deltaG^0’= -2,303 RT log K_eq.

·         Se K_eq>1, allora deltaG^0’<0 reazione esoergonica, spontanea;

·         Se K_eq=0, allora deltaG^0’=0, reazione all’equilibrio;

·         Se K_eq<1, allora deltaG^0’>0, reazione endoergonica, non spontanea.

Passaggi intermedi di reazioni complesse possono avere deltaG^0’ positivo e non essere spontanee, ma se la somma totale di deltaG^0’ dei vari passaggi risulta essere negativa, questi tenderanno ad avvenire sempre.

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