O GÉ CBIOENERGÉTICA

La Bioenergética, es el análisis cuantitativo de laf l i d i tili lforma en que los organismos adquieren y utilizan laenergía.

Existen diversas formas de energía y éstas sei t i t tinterconvierten una en otra.

Todos los organismos vivos requieren y usan energíad f i dde formas variadas.

Las transformaciones de la energía en las célulasLas transformaciones de la energía en las células obedecen las leyes de la termodinámica.

1. Conservación de la energía: La energía puedecambiar de forma, pero no puede ser creada nidestruida.

2. Entropía: En el universo siempre se tiende aincrementar el desorden En todo proceso naturalincrementar el desorden. En todo proceso naturalla entropía tiende a aumentar.

ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN

Proceso espontáneo: proceso que se lleva a cabo sin intervención externa

Criterio de espontaneidad: energía libre GCriterio de espontaneidad: energía libre G

Energía Libre de Energía Libre de GibbsGibbs

Expresa la cantidad de energía necesaria para realizar t b jtrabajo.

(P y T cte)

ΔG = Gproductos – Gsustratos

ΔG negativo Reacciones que ocurrenespontáneamente.

Liberan energía.

EXERGÓNICA

ΔG positivo Reacciones que no ocurren p qespontáneamente

Requieren energía paraRequieren energía para ocurrir.

ENDERGÓNICAENDERGÓNICA

Energía libre y leyes termodinámicasEnergía libre y leyes termodinámicas

Ecuación deEcuación de GibbsGibbs HelmholtzHelmholtz::

ΔG ΔH T ΔSEcuación de Ecuación de GibbsGibbs--HelmholtzHelmholtz::

ΔG = ΔH – T ΔS

a) ENTALPÍA (H)

Expresa el calor absorbido o liberado en una reacción química.

ΔH = Hproductos – Hsustratos

ΔH negativo → Exotérmica

ΔH positivo → Endotérmica

b) ENTROPÍA (S)ENTROPÍA (S)

Expresa el grado de desorden de una reacción química.

ΔS = Sproductos – Ssustratos

ΔS positivo → Espontánea

ΔS negativo → No espontánea

∆H ∆S Temperatura baja Temperatura alta

+ + ∆G positivo ∆G negativo

+ - ∆G positivo ∆G positivo

- + ∆G negativo ∆G negativo

- - ∆G negativo ∆G positivo

Energía libre estándar : ∆G°

Parámetro que permite la comparación de reacciones para cualquier proceso bajo condiciones estándar.

Condiciones estándar:Condiciones estándar:

Para gases; presión de 1 atm

Para solutos; concentración 1 MPara solutos; concentración 1 M

Energía libre estándar modificada : ∆G°,

Indica las energías libres de hidrólisis para el estado estándar de las reacciones.

En este caso el estado estándar se toma a pH 7En este caso el estado estándar se toma a pH 7.

DETERMINACIÓN DE LA ENERGÍA LIBRE

a) Energía libre estándar y constante de equilibrio

DETERMINACIÓN DE LA ENERGÍA LIBRE

Gº R T l K

a) Energía libre estándar y constante de equilibrio

ΔGº = -R T lnKeq

R = constante de los gases 8.31 J/mol K

T = temperatura en K (298 K = 25 ºC)

Keq = constante de equilibrio en condiciones biológicas (pH = 7.0)

Keq Ln Keq ∆G° Comentario

>1 Positivo Negativo La formación de los productosse ve favorecida en elequilibrio.

=1 Cero Cero La formación de los productosy reactantes es igualmentefavorecida al alcanzar elequilibrio.

<1 Negativo Positivo La formación de reactantes seve favorecida en el equilibrio.

Ejemplo: isomerización de la glucosa-1-fosfato a glucosa-6-fosfato,reacción catalizada por la enzima fosfoglucomutasa:

GLUCOSA 1 P GLUCOSA 6 P

eacc ó ca a ada po a e a os og uco u asa

GLUCOSA-1-P GLUCOSA-6-P

Cuando se alcanza la condición de equilibrio la concentración deglucosa-1-fosfato es 0.001M y la concentración de glucosa-6-fosfatoes 0.019M, a 25°C y pH 7. Con estos valores se determina laconstante de equilibrio Keq.

Keq = G6P/G1P = 19

A partir de este valor se puede calcular ∆G°

ΔG° = -RTLnKeq

= -(8.31 J/mol K)(298K)(Ln19)

= -7.3 KJ/mol

EXERGONICA

b) Energía libre estándar de formación

ΔGº = ∑∆G° productos - ∑∆G° reactantes

Sustancia ∆Gº formación Kcal/molAcetato -88,99

Tabla: Energíaslib tá d d

,

Alanina -88,75

Aspartato -166,99Bicarbonato -140 33

libres estándar deformación endisoluciones Bicarbonato 140,33

Dioxido de carbono -94,45Fumarato -144,41Glucosa 219 22

acuosas 1M a pH7y 25°C

Glucosa -219,22

Lactato -123,76Malato -201,98Piruvato 113 44Piruvato -113,44Sucinato -164,97Agua (líquida) -56,69

Ej l d i á l G° l i iEjemplo: se determinará el ∆G° para la siguientereacción, utilizando los datos de la tablaanterioranterior.

fumarato + agua malatofumarato + agua ↔ malato

∆G° ∑∆G° d t ∑∆G° t t∆G° = ∑∆G° productos - ∑∆G° reactantes∆G° = -201,98 – (-144,41 + - 56,69)

G° /∆G°= -0,88 Kcal/mol

c) Energía libre estándar y potenciales estándar de reducción

Reacción redox dador de electrones

aceptor de electrones

Los electrones se pueden transferir mediante:1 Directamente como electrones1.- Directamente como electrones.

Ej: el par redox Fe+3 / Fe+2 puede transferir un electrón al par redox Cu+1 / Cu +2 .2.- Se pueden transferir en forma de átomos de hidrógeno.

Ej: AH2 ↔ A + 2e- + 2H+ (FADH2)3.- Pueden ser transferidos de un dador electrónico a un aceptor en forma de hidruro que incluye a dos electrones.

Ej: NAD+Ej: NAD4.- Finalmente como una combinación directa de un reductor orgánico con oxígeno.

Ej: oxidación de un hidrocarburo a alcohol.

POTENCIALPOTENCIAL ESTANDAR DE

REDUCCION (Eº)

Medida (en volts) de la afinidad que tienela afinidad que tiene por los electrones, el

aceptor de los electrones.

NADH / NAD+

FADH2 / FADH+ / FAD

L

ΔGº = -n F ∆E°

Luego:

donde:n= número de electrones transferidosF= constante de Faraday (96,48 KJ/ v mol)∆E° = diferencia de potencial de reducción

Ej l d t i ∆Gº l ió l l lEjemplo: determinar ∆Gº, para la reacción en la cual el acetaldehido es reducido por el transportador electrónico NADH

acetaldehido + NADH + H+ ↔ etanol + NAD+acetaldehido + NADH + H+ ↔ etanol + NAD+

Las semireacciones pertinentes y sus valores de E° son:

Acetaldehido + 2H+ + 2e- ↔ etanol E° = -0,20 v

NAD+ + H+ + 2 NADH E° 0 32NAD+ + H+ + 2e- ↔ NADH E° = -0,32 v

La reacción global tiene un ∆E° = + 0 12 voltios y n =2La reacción global tiene un ∆E = + 0,12 voltios y n =2

Por lo tanto ∆G° = -n F ∆E°= - 2 * 96,48 * 0,12 2 96,48 0,12= - 23,7 KJ / mol

COMO HACEN LOS SERES VIVOS PARA LLEVAR A CABO REACCIONES ANABÓLICAS Y PROCESOS QUE REQUIERENPROCESOS QUE REQUIEREN

ENERGÍA

REACCIONES ACOPLADAS

1 Una reacción que libera energía

2 Una reacción que requiera energía2 Una reacción que requiera energía

3 Un intermediario común3 Un intermediario común

PARA QUE DOS REACCIONES PUEDAN ACOPLARSEES NECESARIO QUE TENGAN UN INTERMEDIARIOES NECESARIO QUE TENGAN UN INTERMEDIARIOCOMUN

Ejemplo:Fosforilación de la glucosa acoplada a la hidrólisis del ATP

ATP ADP + f f tREACCION 1

ΔGº´(kJ mol-1)30 9ATP ADP + fosfato

Glucosa + fosfato Glucosa-6-P

REACCION 1

REACCION 2

-30,9

+16,7G ucos os o G ucosCC ON ,7

ATP + glucosa -14,2Glucosa-6-P + ADP

Una reacción que libere energía ( ΔG<O) REACCION 1Elementos

Una reacción que libere energía ( ΔG<O)Una reacción que requiera energía (ΔG>O)Un intermediario común

REACCION 1

REACCION 2

fosfatoUn intermediario común fosfato

REACCIONES ACOPLADASREACCIONES ACOPLADAS

REACCIONES

EXERGONICAS

REACCIONES

ENDERGONICASEXERGONICAS

(Liberan energía

ENDERGONICAS

(Requieren energía ATPlibre) libre)ATP

TRANSPORTADOR DE ENERGIADESDE LOS PROCESOS CELULARES PRODUCTORES DEENERGIA A LOS PROCESOS QUE REQUIEREN ENERGIA

Compuestos de fosfato de alta energía

1 Fosfoenolpiruvato (PEP)

Compuestos de fosfato de alta energía.

1. Fosfoenolpiruvato (PEP)

2. 1,3-bis-fosfoglicerato

3 C ti f f t (CP)3. Creatina fosfato (CP)

4. Pirofosfato (Ppi)

5. Adenosintrifosfato (ATP)

6. Adenosindifosfato (ADP)

7. Adenosinmonofosfato (AMP)

8. Glicerol-1-fosfato (G1P)( )

HIDRÓLISIS DE ACETIL CO-A