BIOENERGÉTICA

BIOENERGÉTICABIOENERGÉTICA

Es el análisis cuantitativo de la forma en que losorganismos adquieren y utilizan la energía.

1. Conservación de la energía:

Las transformaciones de

La energía puede cambiar deforma, pero no puede sercreada ni destruida.Las transformaciones de

la energía en las células obedecen las leyes de la

termodinámica

creada ni destruida.

2 Entropía: En el universotermodinámica. 2. Entropía: En el universosiempre se tiende aincrementar el desorden. Entodo proceso natural laentropía tiende a aumentar.

1.- PARÁMETROS TERMODINÁMICOS

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

c) ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (G)c) ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (G)

Expresa la cantidad de energía necesaria para realizar trabajo.

(P T t )(P y T cte)

ΔG = Gproductos – Gsustratos

ΔG negativo → Exergónica

ΔG positivo → EndergónicaΔG positivo Endergónica

Ecuación de Ecuación de GibbsGibbs--HelmholtzHelmholtz::

ΔG ΔH T ΔSΔG = ΔH – T ΔS

2.- CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES

ÓΔG negativo EXERGÓNICA

Reacciones que ocurrentá tespontáneamente.

Liberan energía.

ΔG positivo ENDERGÓNICA

Reacciones que no ocurrenespontáneamente

Requieren energía paraocurrir.

SERES VIVOS

Máquinas Sistemas químicas

que operantermodinámicos

abiertos en que operan a T y P

constantesestado

estacionarioconstantes estacionario

3 - DETERMINACIÓN DE LA ENERGÍA LIBRE

a) Energía libre estándar y constante de equilibrio

3. 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.

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 * 96,5 * 0,12 2 96,5 0,12= - 23,7 KJ / mol

C d l t i d l i i tCuando las concentraciones de las especies reaccionantes no son 1M, se tendrá:

ΔG F ∆EΔG = -n F ∆E

Donde E estará dado por:

E = Eº + RT Ln [aceptor electrón]E E + RT Ln [aceptor electrón]nF [dador electrón]

R = constante de los gases (8.31 J/mol*K)

T = temperatura ºK (298 ºK)

n = Número de electrones transferidos.

F = constante de faraday (96.480 J/V*mol)

Luego:E = Eº + 0.026 Ln [aceptor electrón][ p ]

n [dador electrón]

Ejemplo: Determinar el ∆G, de la reacción anterior cuando lasconcentraciones del acetaldehido y NADH son 1M y las del etanol y elNAD+ son 0,1 M

COMO HACEN LOS SERES VIVOS PARA LLEVAR A

CABO REACCIONES ANABÓLICAS Y PROCESOS QUE

REQUIEREN ENERGÍA

A TRAVES DE REACCIONES ACOPLADASA TRAVES DE REACCIONES ACOPLADAS

Elementos1 Una reacción que libera energía

Elementos2 Una reacción que requiera energía3 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 CON ENLACES FOSFATOS DE GRAN ENERGIAFOSFATOS DE GRAN ENERGIA

HIDRÓLISIS DE ACETIL CO-A

NADH / NAD+

FADH2 / FADH+ / FAD