Bioenergética eIntroducción al metabolismo

MetabolismoMateria

Energía

1 - Ciclos de la materia

2 - Bioenergética

3 - Introducción al metabolismo

4 - Transferencia de grupos fosforilo y ATP

5 – Reacciones rédox biológicas

1 – Ciclos de la materia

2 - Bioenergética

Estudio cuantitativo de las transformaciones de la energía en los seres vivos

Estas transformaciones obedecen las leyes de la termodinámica

• La termodinámica se basa en el estudio de estados de equilibrio

• Tales estados se describen independientemente del tiempo

• El estudio es a nivel macroscópico sin necesidad de modelizar

Todo sistema tiende a evolucionar hacia el equilibrio donde suspropiedades quedan determinadas por factores intrínsecos (T, p, V)

Energía interna (U): Es la suma de las Ec y Ep de todas lasmoléculas del sistema. Es una función de estado. Es una forma deenergía almacenada dentro del sistema. Se expresa en Joules (J)

Energía cinética Energía potencial

U = Uf – Ui

Energía interna (U): Es la suma de las Ec y Ep de todas lasmoléculas del sistema. Es una función de estado. Es una forma deenergía almacenada dentro del sistema. Se expresa en Joules (J)

Calor (q): Es la transferencia de energía entre el sistema y losalrededores debido a una diferencia de T entre ambos. A mayor T,mayor Ec de las moléculas del sistema. No es una función de estado.No se almacena. Se expresa en J.

q > 0, proceso endotérmico

q < 0, proceso exotérmico

Trabajo (w): Es la transferencia de energía entre el sistema y losalrededores por un camino que no depende de la diferencia de T entreambos. No es una función de estado. No se almacena. Se expresa en J

dw = - F.dz

• Trabajo de expansión:

dw = - pext.A.dz

dw = - pext.dV

w = - pext.V , a pext cte

Trabajo (w): Es la transferencia de energía entre el sistema y losalrededores por un camino que no depende de la diferencia de T entreambos. No es una función de estado. No se almacena. Se expresa en J

• Trabajo reversible: Es aquel que puede ser revertido por unamodificación infinitesimal de una variable. Es el máximo posiblewmax

Trabajo (w): Es la transferencia de energía entre el sistema y losalrededores por un camino que no depende de la diferencia de T entreambos. No es una función de estado. No se almacena. Se expresa en J

• Trabajo extra: Es otro tipo de w diferente al de expansión

Interpretación molecular del calor y el trabajo

Calor Trabajo

Convención de signos para calor y trabajo

Primera ley de la termodinámica

La energía total del universo se mantiene constante. No se crea ni sedestruye, se transforma.

U = 0, en un sistema aislado

Primera ley de la termodinámica

La energía total del universo se mantiene constante. No se crea ni sedestruye, se transforma.

U = 0, en un proceso cíclico dentro del universo

Primera ley de la termodinámica

U = q + w = q + wexp+ we

La energía total del universo se mantiene constante. No se crea ni sedestruye, se transforma.

Entalpía (H)

Se define como: H = U + p V (función de estado)

U = q + w

U2 – U1 = q - p (V2 – V1) (a p cte)

q = U2 – U1 + pV2 – pV1

q = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)

q = H2 – H1

H = qp

H = qp

Hemos reemplazado algo que se mide en los alrededores (q) por uncambio en una propiedad del estado del sistema (H), que esindependiente del camino que sigue el proceso.

El calor absorbido o desprendido en una reacción química a p cte esigual a la variación de entalpía del sistema

Entalpía (H)

Entalpía (H)

H = qp

H > 0, Reacción endotérmica

H < 0, Reacción exotérmica

Entalpía (H)

H = qp

La entalpía de reacción (Hr) es una propiedad extensiva

Entalpía (H)

Entalpías de formación 𝐟

Es Hr cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos.Hay que tener en cuenta el estado de agregación del compuesto.

Hf de los elementos se considera “0”

Entalpía (H)

Cálculo de Hr a partir de Hf

Entalpía (H)

Cálculo de Hr por la ley de Hess

La entalpía de una reacción química pueden expresarse como sumaalgebraica de las entalpías de las reacciones parciales

Transformaciones espontáneas

• Expansión de un gas

• Cuerpo caliente se enfríaa la T de los alrededores

• C + O2 CO2

• Contracción de un gas

• Cuerpo caliente se calientaa la T de los alrededores

• CO2 C + O2

Si bien U del universo se mantiene constante, los cambiosespontáneos están acompañados de una reducción en la“calidad de la energía”

Transformaciones espontáneas

Los cambios naturales son siempre manifestaciones de latendencia natural del universo al caos

Transformaciones espontáneas

Los cambios espontáneos son IRREVERSIBLES

Los cambios que operan en una trayectoria con infinitas etapas enequilibrio son REVERSIBLES

Solo q estimula el movimiento molecular desordenado, mientras que w no lo hace

No es posible utilizar como criterio de espontaneidad el hecho de queuna reacción sea exotérmica (H > 0)

Existen reacciones endotérmicas (H < 0) que son espontáneas

Entropía (S)

Es una medida del desorden de un sistema a nivel molecular (J/K)

S = qrev / T

S es una función de estado

S es la cantidad de energía por unidad de T que no puede utilizarsepara realizar trabajo

Segunda ley de la termodinámica

Stot = Ssist + Salr ≥ 0

La entropía del universo aumenta en el curso de un procesoespontáneo. No varía en un cambio reversible

No es posible un proceso en el cual el único resultado sea laabsorción de calor y su conversión total en trabajo

Entropía (S)

Es una medida del desorden de un sistema a nivel molecular (J/K)

dS = dq rev / T ≥ dq / T

S ≥ q / T

dqrev ≥ dq

dU = dq + dw = dqrev + dwrev

Desigualdad de Clausius

-dwrev ≥ -dw

dw - dwrev ≥ 0

dqrev + dq = dw – dwrev ≥ 0

Tercera ley de la termodinámica

A diferencia de las entalpías, en que solo podemos medir variaciones(H), tomando como cero una referencia arbitraria, la formación de loselementos puros, en las tablas de entropía encontramos entropíasreales, no diferencias

La entropía de un sólido cristalino perfecto es cero en el cero absolutode temperatura

Estimación cualitativa del grado de entropía

• Sgases > Slíquidos > Ssólidos

• Para el mismo estado de agregación y misma masa atómica, a > n°de átomos > S

• Cuanto más débiles son los enlaces entre los átomos que formanuna especie química > S

• S de una mezcla será mayor que la S de las especies por separado(excepción, mezcla de un gas en un líquido)

• En reacciones donde intervienen gases, S > 0 si n > 0

Variación de entropía de una reacción

Entalpía vs Entropía

Perspectivas desde el sistema

Existe una metodología que enfoca nuestra atención en el sistema ysimplifica los análisis

Para predecir la dirección de un cambio natural, usando S comofunción de estado, debemos analizar los cambios en el sistema y en elentorno.

Energía libre de Gibbs (G)

T S > H

qp = H (p cte)

H – T S < 0

G = H – T S (función de estado)

G < 0 (T cte)

GT,p < 0

G es el wmax que puede realizar el sistema a p y T ctes

S > H/T

Energía libre de Gibbs (G)

G < 0 Exergónico (espontáneo)

G > 0 Endergónico (no ocurre)

G = 0 Equilibrio

Energía libre de Gibbs (G)

H – T S < 0

La existencia de reacciones endotérmicas espontáneas proporcionaun ejemplo del papel del G

Ba(OH)2·8H2O(s) + 2 NH4Cl(s) -> BaCl2(ac) + 2 NH3(g) + 10 H2O(l)

Energías de Gibbs estándar de reacción (rG°)

Es la diferencia entre la Gm° de los productos y la de los reactivos a laT especificada para la Rn tal como está escrita.

rG° puede calcularse a partir de las energías estándar de formaciónde cada reactivo y producto (fG°) a partir de sus elementos en susestados de referencia. La de estos es igual a cero.

rG° 𝐦 𝐦

𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒑𝒓𝒐𝒅

rG° 𝐟 𝐟

𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒑𝒓𝒐𝒅

Energías de Gibbs estándar de reacción (rG°)

rG° 𝐟 𝐟

𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒑𝒓𝒐𝒅

Reacciones químicas espontáneas

Hemos visto que a T y p ctes se produce un cambio espontáneo en ladirección que tiende a disminuir G. Esta idea general se aplica a lasreacciones químicas (, avance de la reacción, moles)

A B

Reacciones químicas espontáneas

A p y T constantes: Gm (potencial químico, )

rG = wmax

A B

dG = GmA dnA+ GmB dnB = - GmA d + GmB d = (GmB - GmA) d

(G/)p,T = GmB - GmA

Dependencia de G con la composición

Dado que: dqrev = TdS y dwrev = -pdV

Dado que H = U + pV, sabemos que

G = H - TS

dG = dH – d(TS) = dH – TdS - SdT

dU = dq + dw = TdS – pdV (para un cambio reversible)

dH = dU + d(pV) = dU + pdV + Vdp

y en consecuencia:

dG = dU + pdV + Vdp - TdS - SdT

como dU = TdS – pdV :

dG = TdS – pdV + pdV + Vdp – TdS - SdT

dG = Vdp - SdT

Dependencia de G con la composición

dG = Vdp - SdT

Para hallar G a una presión determinada en términos de su valor a otra presión, a T cte:

dG = Vdp

Gm (pf) = Gm (pi) + 𝐦

𝒑𝒇

𝒑𝒊

Para un gas ideal:

Gm (pf) = Gm (pi) + RT 𝐩

𝐟

𝐩𝐢

Gm (pf) = Gm (pi) + RT ln pf/pi

Si asumimos pi = p° = 1

Gm (p) = Gm° + RT ln p

Dependencia de G con la composiciónSi A y B son dos gases ideales que participan de una reacción:

rG = GmB - GmA = (GmB° + RT ln pB) – (GmA° + RT ln pA)

rG = rG° + RT ln pB/pA

Generalizando para las soluciones:

rG = rG° + RT ln cB/cA

Si Q es el cociente de reacción:

rG = rG° + RT ln Q

En el equilibrio:

0 = rG° + RT ln K

rG° = - RT ln K Reemplazando

rG = - RT ln K + RT ln Q

rG = RT ln Q/K

Dependencia de G con la composición

rG = RT ln Q/K

Q/K<1

Q/K=1

Q/K>1

Estado estándar Bioquímico

Estado estándar Estado estándar bioquímico

• Temperatura: 25°C 298 K • Temperatura: 25°C 298 K

• Presión: 1 atm 1013 hPa • Presión: 1 atm 1013 hPa

• Reactivos y Productos: 1 M

• Sin excepción • Excepciones:

• [H+] = 1M , pH = 0 • [H+] = 10-7 M , pH = 7

• [Mg2+] = 1mM• [Mg2+] = 1M

• Reactivos y Productos: 1 M

• G’°, K’• G°, K

• [H+] y [Mg2+] no se incluyenen el cociente de K’ pero síse incorporan a ella

Los rG’° son aditivos

3 – Introducción al metabolismo

Metabolismo

• Es la suma de todas las transformaciones químicas en la célula

• Serie de reacciones enzimáticas que se agrupan en vías metabólicas

• El sustrato se transforma en producto a través de intermediariosmetabólicos (metabolitos)

S X1 X2 X3 P

Regulación de una vía metabólica

• Sustrato (interna)

• Efector alostérico (interna)

• Hormona (externa)

Niveles de regulación

Regulación de una vía metabólica

Acoplamiento de reacciones

Acoplamiento en serie

A B C D

Acoplamiento en paralelo

A B

X Y

A B

X Y

M L

Regulación de una vía metabólica

Equilibrio

A Bv1

v2

v1 = v2 (sistema cerrado)

A Bv1

v2

Estado estacionario

S P

E1 E2 E3

v1 ≠ v2 (sistema abierto)

Regulación de una vía metabólica

A B100

90S P

E1 E2 E3

Tipos de reacciones

10.1

0.1

10.01

0.01

• Próximas al equilibrio (de equilibrio)

• De no equilibrio (irreversibles)

• Limitantes o generadoras de flujo

Regulación de una vía metabólica

A B100

90S P

E1 E2 E3

Tipos de reacciones

10.1

0.1

10.01

0.01

Próximas al equilibrio

Q ~ K => G ~ 0

• Permiten fácil inversión de la vía

• Falta de sensibilidad a la regulación alostérica

• Pequeños cambios en [S] y [P] dan grandes variaciones en el flujo

Regulación de una vía metabólica

A B100

90S P

E1 E2 E3

Tipos de reacciones

10.1

0.1

10.01

0.01

De no equilibrio

Q << K => G << 0

• La actividad de la enzima es baja comparada con las otras de la vía

• Determinan la direccionalidad de la vía metabólica

• [S] se mantiene ↑ pero la de [P] ↓debido a la Rn siguiente

• Sensibles a la regulación alostérica y hormonal

Regulación de una vía metabólica

A B100

90S P

E1 E2 E3

Tipos de reacciones

10.1

0.1

10.01

0.01

Limitante de flujo

Q << K => G << 0

• Por lo general es la Rn iniciadora de la vía

• Solo un cambio en su actividad variaría el flujo de la vía

• Al estar saturada, un ↓ [S] no debería alterar la actividad

• Finaliza con la salida o almacenamiento del P o en una reacción que precede a otro paso generador de flujo