Introducción a la Bioenergética

Presentación del tema: "Introducción a la Bioenergética"— Transcripción de la presentación:

1 Introducción a la Bioenergética

2 ¿Cuándo tiene lugar una reacción química? (1)
- Las reacciones que tienen lugar espontáneamente suelen ser exotérmicas, esto es, con desprendimiento de calor. - El calor que se desprende o absorbe en una reacción a presión constante recibe el nombre de Entalpía (DH). Las reacciones en las que se desprende calor son exotérmicas y por convención, la entalpía se supone negativa: DH < 0 - Sin embargo, hay reacciones endotérmicas que cursan espontá- neamente, DH > 0; por ejemplo, la disolución de sulfato amónico en agua.

3 ¿Cuándo tiene lugar una reacción química? (2)
- La disolución de sulfato amónico en agua es un proceso por el cual se pasa de un sistema altamente ordenado, cual es el estado cristalino, a otro de mucho mayor desorden molecular. - La función termodinámica que mide el desorden de un sistema recibe el nombre de Entropía (DS). Puede observarse que muchas reacciones que cursan espontáneamente lo hacen con incremento positivo de entropía: DS > 0. - Sin embargo, hay procesos espontáneos que cursan con dismi- nución de entropía, p.e.: la solidificación del agua a 0ºC.

4 DG = DH - TDS ¿Cuándo tiene lugar una reacción química? (3)
- Ni la entropía ni la entalpía valen como criterio único para definir la espontaneidad de una reacción. - Existe otra función termodinámica de estado que agrupa a las dos en procesos a presión constante, la Energía Libre de Gibbs, que se define así: DG = DH - TDS - La energía libre de Gibbs es un criterio válido para verificar la espontaneidad de una reacción. Pueden cursar espontánea- mente aquellos procesos en los que se desprende energía libre (DG < 0); no pueden hacerlo, sin embargo, aquellos procesos en los que se absorbe energía libre (DG > 0)

5 Sea un sistema A B La reacción cursará de izquierda a derecha cuando las concentra- ciones de A y B sean tales que la energía libre del sistema sea negativa. La energía libre del sistema viene dada por: [B] DG = DG0 + RT ln [A] Donde DG0 es la Energía Libre Standard de la reacción: la energía libre del sistema con los reactivos a concentración unidad, en condi- ciones STP. Hay tablas que nos dan la DG0 para toda reacción. A partir de las mismas podemos calcular si un proceso puede tener lugar espontáneamente o no en unas determinadas condiciones.

6 Ejemplo: Calcular la energía libre del proceso de descomposición del éster Glucosa-6-fosfato a Glucosa y fosfato inorgánico en las condiciones intracelulares, que son: Temperatura: 37 ºC, equivalentes a 310 ºK [Glucosa-6-fosfato], 1 mM [Glucosa], 0.01 mM [fosfato], 10 mM La Energía Libre Standard de la reacción es de cal/mol La reacción es: G6P + H2O G + Pi

7 La expresión que nos da la Energía Libre es:
[Glucosa] [Fosfato] DG = DG0 + RT ln [Glucosa-6-fosfato] (No se tiene en cuenta el agua porque su concentración se considera constante) Sustituyendo, obtenemos: 10-5*10-3 10-2 DG = *310*2.303* log = cal/mol Por lo tanto, en las condiciones intracelulares el proceso puede tener lugar espontáneamente.

8 Relacionado con el anterior, tendríamos el siguiente problema:
¿Cuál sería la concentración mínima necesaria de glucosa para que, siendo el resto de las condiciones iguales a las del ejemplo anterior, en la célula tuviera lugar la formación de éster por reversión de la hidrólisis? Esta concentración sería la que diera lugar a un valor de 0 para DG en el ejemplo anterior. Así, llamando X a la conc. de glucosa, X*10-2 10-3 0 = *310*2.303*log Despejando log X obtenemos log X = 1.3 X = antilog (1.3) = 20 M

9 A B La expresión que nos da la energía libre de un proceso tiene
otra importante derivación. Para la reacción A B Esta expresión es: [B] DG = DG0 + RT ln [A] En el equilibrio, DG = 0; por tanto, [Beq] 0 = DG0 + RT ln [Aeq] [Beq] Pero = Keq [Aeq] Por tanto, DG0 = -RT ln Keq

10 DG Esquema energético del metabolismo Estructuras complejas
Catabolismo Anabolismo Estructuras simples

11 A + B A-B (DG > 0) En general, podemos decir:
Reacciones catabólicas: DG < 0 Reacciones anabólicas: DG > 0 Supongamos una reacción anabólica mediante la cual se forma un enlace químico entre A y B; esquemáticamente, A + B A-B (DG > 0) La reacción no puede tener lugar espontáneamente. ¿Cómo puede entonces tener lugar en el metabolismo?

12 Lo que ocurre en el metabolismo es que las reacciones
endergónicas (DG > 0) se acoplan a reacciones exergónicas (DG < 0) de manera que : 1. La energía desprendida en una de las reacciones es absorbida por la otra. 2. La suma total de energías libres de una y otra reacción da una DG < 0, por lo que el proceso en conjunto tiene lugar espontánea- mente.

13 A + B A-B X-Y + H2O X + Y A + B + X-Y + H2O A-B + X + Y (DG1 > 0)
Así, la reacción A + B A-B (DG1 > 0) Se acopla a X-Y + H2O X + Y (DG2 < 0) Siendo |DG2 | > |DG1| Dando lugar a una reacción global A + B + X-Y + H2O A-B + X + Y (DG < 0)

14 X-Y + H2O X + Y (DG2 < 0) El tipo de reacción
Que tiene lugar en los seres vivos para acoplarse a procesos ender- gónicos es, en la mayoría de los casos, la hidrólisis de anhídridos de ácido, y particularmente, la hidrólisis de polifosfatos :

15 El polifosfato mayoritario en las reacciones de acoplamiento
energético es el ATP, 5’-Adenosina trifosfato:

16 De esta manera, los procesos catabólicos productores de energía
generan ATP, que se empleará en todas aquellas reacciones ender- gónicas en las que sea requerido. En general, el ATP se produce de dos maneras: 1. Por fosforilación a nivel de substrato (procesos anaeróbicos, fermentativos) Por ejemplo: La Glicolisis 2. Por fosforilación oxidativa (procesos aeróbicos, oxidativos) Por ejemplo: Ciclo de Krebs, - b oxidación, etc.

17 Los dos enlaces anhídrido del polifosfato del ATP son el ejemplo
de configuraciones de alta energía de hidrólisis: Existen otras configuraciones de alta energía, por ejemplo: Fosfoenolpiruvato Fosfocreatina

18 Otras configuraciones de alta energía de hidrólisis
Tioésteres de Coenzima A Carbamilfosfato

19 Consideremos ahora la reacción de degradación aeróbica de la glucosa:
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O DG0’ = -684 kcal/mol Según lo hasta ahora expuesto, esta reacción es fuertemente exergónica, por lo que debería cursar espontáneamente. Sin embargo, la glucosa en presencia de oxígeno es perfectamente estable y no entra espontáneamente en combustión.

20 Ello es debido a que los reactivos han de superar una barrera
energética, la Energía de Activación: Energía Ea G + O2 CO2 + H2O DG0 Coordenada de reacción