Bioquimica Compuestos Fosforilados

BIOQUÍMICA: SESIONES 10 y 11 TEMA: BIOENERGETICA I. OBJETIVOS El desarrollo de estos contenidos pretende que los alumnos 1. Revisen los conceptos básicos de termodinámica química 2. Apliquen los conceptos termodinámicos de energía libre, entalpía y entropía a los procesos biológicos que involucran cambios de energía en la célula 3. Sean capaces de calcular los cambios de energía libre (∆ G) asociados a reacciones bioquímicas II. CONTENIDOS 1. Leyes de la termodinámica. Energía libre (G), entalpía (H) y entropía (S). Espontaneidad termodinámica y ∆ G, reacciones exergónicas y endergónicas 2. Los organismos vivos como sistemas termodinámicos abiertos en Equilibrio Dinámico en Estado Estacionario. Flujo de energía en la biosfera y eficiencia energética de los seres vivos. Vías metabólicas, enzimas, coenzimas , cofactores. Reacciones acopladas y compuestos fosforilados de alta energía. 3. Cambio de energía libre de reacciones bioquímicas en condiciones estándar (∆G’o) y no-estándar (∆ G); ∆ G y Keq., ∆ G y diferencia de potencial estándar (∆ E’o) y no –estándar (∆ E). Ecuación de Nerst. III. LECTURA PREVIA Bioenergética En el sentido más amplio la bioenergética comprende todas las transformaciones de energía y materia que ocurren en la biosfera. Energía y materia están relacionadas por la ecuación de Einstein : E = mc2 2 [ Energía = masa x (velocidad de la luz) ] Todas las transformaciones de energía y materia deben cumplir con las leyes de la termodinánica: 1ª Ley: La energía del universo es constante. No se crea ni se pierde, sólo se transforma ∆E = Ei - Ef = Q - W Ei = energía inicial, Ef = energía final, Q = calor, W = trabajo 2ª Ley: Todos los sistemas termodinámicos tienden al equilibrio, es decir, tienden a un estado de máxima entropía o desorden del sistema y de mínima energía libre o capacidad de realizar trabajo Las variaciones de entropía ( ∆ S ) y de energía libre (∆ G ) de un sistema están relacionadas por la expresión ∆ G = ∆ H - T ∆ S, donde ∆ H es la variación de entalpía o calor de reacción. Sólo parte del cambio de energía libre se puede aprovechar para realizar trabajo

Todos los sistemas son termodinámicamente irreversibles. ∆G y ∆ S son funciones de estado y dependen del estado inicial y final del sistema y no del camino para llegar al estado final. Sólo los procesos espontáneos pueden realizar trabajo y el signo de ∆G está asociado con la espontaneidad de un proceso, así tenemos que para procesos que ocurren en condiciones isotérmicas ∆G = 0 proceso en equilibrio, no realiza trabajo ∆G = + proceso no - espontáneo, se realiza trabajo sobre él ∆G = - proceso espontáneo, con capacidad para realizar trabajo

Los organismos vivos son sistemas fisicoquímicos altamente ordenados que requieren continuo aporte de materia y energía para realizar trabajo biológico y mantener sus estructuras, las cuales están en constante recambio. Los organismos vivos se pueden considerar sistemas termodinámicos abiertos polifásicos o heterogéneos, que presentan un equilibrio dinámico en estado estacionario. Los organismos vivos como sistemas altamente ordenados tienen baja entropía y alta energía libre , alejados del equilibrio termodinámico. Para un organismo vivo el equilibrio termodinámico equivale a la muerte y descomposición, estado de máxima entropía y mínima energía libre. Materia y Energía (Nutrientes)

Organismo vivo

Materia y Energía ( Desechos)

El continuo aporte de materia y energía en la biosfera genera Flujo de Energía y Ciclo de materiales Flujo de Energía en la biosfera

Sol : 4 He

2 H2 + h ν

ADP + Pi 6 CO2

+ 6 H2O

Trabajo biológico ATP

ADP + Pi

ATP

C6H12O6 + O2

6 CO2 + 6 H2O Clorofila Fosforilación + Calor Fotofosforilación otros oxidativa y nivel productos de sustrato

∇

∇

Organismos autótrofos o

∆G = o ∆H = o ∆S =

+ 686 Kcal / mol + 673 Kcal / mol - 43,6 Kcal / mol

o

∆S

∆G

, ∆ Ho y

o

Organismos heterótrofos o

∆G = o ∆H = o ∆S =

- 686 Kcal / mol - 673 Kcal / mol + 43,6 Kcal / mol

= valores en condiciones estándar ( 1 atm., 25 ºC , 1 M)

El esquema representa los principales procesos de fijación y utilización de energía por los seres vivos. Se aprecia que la fuente última de energía es el sol y que los organismos heterótrofos dependen de los organismos autótrofos para obtener energía.

Todos los seres vivos son altamente eficientes para captar, transformar y utilizar energía. La eficiencia es de alrededor de 40%, la que se ejemplifica con la respiración celular, donde un mol de glucosa , cuyo ∆Go = - 686 Kcal / mol, produce entre 36 y 38 moles de ATP, lo que corresponde aproximadamente al 40% del ∆Go, eficiencia mayor que la de cualquier máquina conocida. Esta alta eficiencia se explica por la existencia de 1. Vías metabólicas constituidas por múltiples secuencias de reacciones catalizadas por enzimas y bajo estricta regulación 2. Acoplamiento de reacciones catabólicas y anabólicas 3. Compuestos fosforilados para la transferencia de energía 1. Vías metabólicas.

Las transformaciones bioenergéticas en los seres vivos ocurren en múltiples etapas o secuencias de reacciones químicas catalizadas por enzimas o vías metabólicas.. Esto hace posible la liberación de energía en "dosis pequeñas", lo que permite un mejor aprovechamiento de la "energía útil" y disipación del calor sin aumentar la temperatura, manteniendo así las condiciones homeotermas. Estas condiciones son importantes para las enzimas , muy sensibles a los aumentos de temperatura y cuya función es esencial para acelerar las reacciones a velocidad compatible con la vida. Además la acción enzimática permite regular el metabolismo. Los cambios de energía libre (∆G), asociados a las reacciones químicas se deben estandarizar para hacerlas comparativas. A condiciones estándar:25°C, concentraciones 1 M, 1 atmósfera de presión ∆G = ∆Go. Los valores de ∆Go son específicos de cada reacción y aparecen en tablas. Las reacciones celulares están afectadas por el pH, por lo que en bioquímica a pH =7.0, ∆Go = ∆G’o La energía libre estándar (∆Go ), se puede calcular a partir de : a)

o

o

∆G de productos y ∆G de reactantes o o o ∆G reacción = Σ∆G productos - Σ∆G reactantes

b) las variaciones de entalpía (∆ Ho ) y las variaciones de entropía (∆ So ) estándar o o o ∆G = ∆ H - T∆ S (condiciones isotérmicas a presión constante) c) la constante de equilibrio de la reacción , Keq., o ∆G = - RT 2.303 log Keq donde R = 1,987 cal/mol / °K u 8, 32 J/mol/°K. De acuerdo a la ecuación en c) el valor de ∆Go depende del valor de la Keq. Si Keq. = 1.0 entonces ∆Go = 0 y la reacción está en equilibrio Si Keq. > 1.0 entonces ∆Go = (-), la reacción es exergónica y procede a producto Si Keq. < 1.0 entonces ∆Go = (+), es reacción endergónica y procede a reactantes En la realidad las reacciones proceden en condiciones no -estándar, ∆G , la cuál se relaciona con ∆Go por la siguiente ecuación

o

∆G = ∆G + RT 2.303 log Keq , si la reacción entonces ∆G = 0 y ∆Go = - RT 2.303 log Keq d) la diferencia de potencial estándar ,∆Eo,en reacciones o o ∆G =-nF∆ E donde F= constante de Faraday =

procede hasta el equilibrio , redox (oxido-reducción) 23,062 cal/ volt/equivalente y

n = n° de electrones transferidos Las reacciones de oxido reducción son frecuentes en la célula. La transferencia de electrones va generalmente acompañada de transferencia de H y se habla de reacciones de oxido - reducción o reacciones de deshidrogenaciones e hidrogenaciones respectivamente. El potencial de referencia es la semireacción del electrodo de H : 2 H+ + 2 e H2(g) Siendo ∆ Eo = 0.00 (25°C, 1 M, 1 atm.) Las reacciones que involucran la transferencia de 2 electrones, es la situación habitual en bioquímica Ejemplo. Oxaloacetato + 2 H+ + 2 e Malato + NAD+ + 2 H+ + 2 e o ∆ E = ∆ E’ + 2.303 RT log [oxidante] La ecuación de Nerst , relaciona ∆ E nF con la Keq. en condiciones no estándar [reductor] donde oxidante = aceptor de electrones, reductor = dador de electrones. Si [oxidante] / [reductor] = 1.0, entonces ∆ E = ∆ E’o

2. Reacciones acopladas y compuestos fosforilados de alta energía

Las reacciones del metabolismo se pueden acoplar energéticamente de forma que los procesos exergónicos " muevan" los procesos endergónicos AB

CD (E)

A + B

C + D

acoplamiento que puede ocurrir AH2 a través de un intermediario o transportador (Ej. NAD, FAD, CoA, etc) A

X

BH2

XH2

B

Otra forma de acoplamiento es la síntesis de compuestos de alta energía para incorporarlos a reacciones endergónicas. Importante papel en este tipo de acoplamiento cumplen los compuestos fosforilados de "alta energía" ( con enlace anhidro y éster fosfórico), siendo los más importantes el par ATP - ADP, actuando el ATP como dador de energía y el ADP como aceptor de energía. El ATP actúa transportando energía desde los sitios de producción a los sitios de utilización de energía. Compuestos Fosforilados

Compuesto

∆G

o

P-enol piruvato 1,3 di P glicerato Creatina - P

Hidrólisis KJ / mol Kcal / mol - 61.9 - 14.8 - 49.3 - 11.8 - 43.1 - 10.3

ATP

- 36.8

- 7.3

- 20.9 - 15.9 - 13.8 - 9.2

- 5.0 - 3.8 - 3.3 - 2.2

ADP + Pi

Glucosa - 1- P Fructosa - 6 - P Glucosa - 6 - P Glicerol - 3 - P

El par ATP - ADP ocupa un lugar central en la escala de energía, pudiendo actuar como aceptor de energía en procesos con menor ∆G’o y como dador de energía en procesos con mayor ∆G’o Ejemplo. En el músculo se puede conservar energía como fosfageno creatina - P para ser luego utilizado durante la actividad muscular intensa. Creatina - P -10.3 Kcal/mol Creatina ∆G’

ADP + 7.3 Kcal/mol ATP

o

reacción = - 3 Kcal / mol reacción tiende a formar ATP

ATP

Glucosa

- 7.3 Kcal/mol

+ 3.2 Kcal/mol

ADP

Glucosa - 6 -P

∆G’

o

reacción = - 4.1 Kcal / mol reacción tiende a formar G - 6 - P

IV. METODOLOGIA Clases expositivas utilizando transparencias y diapositivas. Se integran contenidos de termodinámica química y biología general. V. ACTIVIDADES POST SESION 1. Lectura Obligatoria Nelson D.L. y Cox M.M Principios de Bioquímica de Lehninger 2ª Edición 1993. Editorial Omega. Capítulo 13. 2. Lectura Complementaria Stryer L. Bioquímica 4ª Edición 1995. Editorial Reverté S.A. Capítulo 17 ( Tomo II)