Supongamos que pudiésemos digerir gasolina. ¿Qué sería más eficiente? ¿Metabolizar gasolina o, por ejemplo, pan? Si damos por hecho que la gasolina es básicamente octano (C8H18) y el pan glucosa (C6H12O6), la cosa queda bastante simplificada… y esto ya empieza a oler a química. Una combustión de libro es reacción del compuestox con O2 dando H2O y CO2. Así que las reacciones son respectivamente:

1. C8H18+252O2→8CO2+9H2O
2. C6H12O6+6O2→6CO2+6H2O

¿Cuánta energía libera cada una? Vamos a arremangarnos un poco y tirar de tablas para calcular calores de formación (energía que libera cada reacción):

ΔHf,1=8ΔHf(CO2)+9ΔHf(H2O)−ΔHf(C8H18)=8(−393)+9(−286)−(−250)= =−5468KJ/mol ΔHf,2=6ΔHf(CO2)+6ΔHf(H2O)

−ΔHf(C6H12O6)=6(−393)+6(−286)−(−1271)= =−2803KJ/mol

De momento no va mal la cosa: Las dos reacciones rentan una cantidad negativa de energía: Todo lo que esto significa (por convenio) es que ambas reacciones liberan energía (son lo que llamamos exotérmicas). Ahora bien, sabemos cuánto calor libera cada reacción por cada mol de glucosa o de octano que quemaríamos. Pero un mol, para los que no somos químicos, es una cantidad demasiado abstracta  [1]: ¿Cuánta energía liberan estas reacciones por cada gramo de combustible que se quema? Bueno, pues solo necesitamos saber que un mol de octano son 114 gramos, y un mol de glucosa son 180 gramos. ¿Cuántos kilojulios de energía liberan estas reacciones por gramo de combustible?

1. ΔHf,1=−5468/114=−48KJ/gramo
2. ΔHf,2=−2803/180=−15KJ/gramo

Es decir, cada gramo de glucosa («pan»), al quemarse, libera unas 3 veces menos energía que un gramo de octano («gasolina»). Estos son los cálculos, y ante la rotundidad de las matemáticas, no podemos negar que nuestro metabolismo sería la caña si pudiésemos digerir la gasolina, porque nos daría mucha más energía que el pan… Pero por si estais acariciando la idea, ya os la quito yo de la cabeza: No podemos metabolizar gasolina,aunque sea más eficiente que el pan. 

Fuente: tres 14

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