Transcript Energética Bioquímica • Profa. Ana Maria Ponzio de Azevedo

Energética Bioquímica
• Profa. Ana Maria Ponzio de Azevedo
• FFFCMPA - Disciplina de Bioquímica
Tópicos para revisão
1. Bioenergética - Princípios da Termodinâmica
2. Energia Livre - sentido das reações
3. Reações endoergônicas e exoergônicas
4. Energia Livre e o Equilíbrio Químico
5. Energia Livre - Reações Redox
6. ATP - moeda energética
7. Compostos portadores de ligações ricas em energia
8. Metabolismo e acoplamento de reações
Bioenergética
• Estudo das transformações energéticas
que ocorrem nas células.
• Semelhante a energética fisicoquímica.
• Diferenças estão na natureza química das
moléculas implicadas e na complexidade do
sistema que operam.
Princípios da Termodinâmica
1a. Lei: Conservação de energia
Energia total do sistema mais a do meio ambiente
permanece constante.
2a. Lei: Aumento de Entropia
Os processos espontâneos tendem a um equilíbrio.
A entropia do sistema mais a do meio ambiente
aumenta sempre até que seja alcançado um equilíbrio
final. Neste ponto não está ocorrendo nenhuma troca
química ou física.
Energia Livre de Gibbs (G)
•É a quantidade de energia de uma
sistema capaz de produzir trabalho,
medida em condições constantes de
temperatura e pressão.
•Energia útil que pode ser obtida de
uma reação química.
G = H - T S
G (energia útil) T S
H (calor de reação)
Energia Livre de Gibbs (G)
• Indica a possibilidade de uma reação ocorrer
G > 0 a RQ não ocorre sem ajuda
externa. Reação Endoergônica
G = 0 não há possibilidade de ocorrer
qualquer RQ. Sistema em Equilíbrio
G < 0 a RQ tende ocorrer expontanea-
mente, com liberaçào de energia.
Reação Exoergônica
Metabolismo
•Reação Exoergônica •Reação Endoergônica
A
Nível
Energético
B
A
C
B
D
Nível
Energético
G < 0
D
G > 0
C
Reações Exoergônicas
•Catabolismo: quebra e oxidação de macromoléculas
•Hidrólise de compostos ricos em energia
Reações Endoergônicas
•Anabolismo: síntese de macromoléculas
•Transporte Ativo
•Motilidade celular
•Bioluminescência
Energia Livre de Gibbs (G) e
a Constante de Equilíbrio (Keq)
RQ:
aA + bB
cC + dD
G = Go + RT ln
[C]c [D]d
[A]a [B]b
G = Go + RT ln Keq
G = 0
No equilíbrio
Go’ = -RT ln Keq
Go’ = - 2,303 RT log Keq
Relação entre Go’ e Keq sob condições padrões
Keq
Go’
>0
negativo
ocorre no sentido direto
1,0
zero
está no equilíbrio
<0
positivo
ocorre no sentido inverso
Liberação de Energia Livre
e Reações de Óxido-Redução
AH2 + B
A+
BH2
Afinidade por elétrons A = Afinidade por elétrons B
Reação reversível -
Não libera energia
energia
AH2 + C
Afinidade por elétrons A
A + CH2
=
Afinidade por elétrons C
Reação irreversível - libera energia
Células Eletroquímicas
•Formada por um doador de elétrons e seu conjugado aceptor
•Cu+  Cu2+ + e-
( oxidação)
•Fe3+ + e-  Fe2+
( redução)
Determinação do Potencial de Redução
•Definidos em relação a padrões arbitrários
•2H+ + 2e-  H2
•Eletrodo de Pt
•Potencial padrão de redução Eo de 0V (1V = 1J.C1) em pH = 0, 25oC e 1 atm
•Estado padrão em Bioquímica pH = 7
Eo = -0,421V
Eo ’= diferença entre o potencial de redução padrão do
aceptor de elétrons e o doador de elétrons
Cálculo da Liberação de Energia Livre
de uma Reação de Óxido-Redução
Equação de Nerst
Go’ = -nF Eo’
Go ’= variação de energia livre numa reação
disponível para produzir trabalho
n = número de elétrons transferidos na reação
F = constante de Faraday = 23,082 Kcal/mol.Volt
ou 96,5 KJ/mol.Volt
E = o potencial de redução é a medida da
capacidade que um elemento tem de receber
elétrons
Os elétrons fluem de um sistema de menor E
para o de maior E.
Quanto menor o potencial de redução maior
a tendência que um elemento tem de ceder
elétrons
Compostos portadores de ligações
ricas em energia
1. Ligação anidrido fosfórica 7,5Kcal/mol =
31,35 Kjoule/mol
ATP
Pin
Pin
ADP
AMP
• ATP possui ligações anidrido fosfórica que
apresenta grande estabilidade na água.
• Em todos os organismos vivos o ATP funciona como
reagente comum ligando processos endoergônicos a
os exoergônicos
•ATP considerado moeda energética da célula
• Papel central do ATP nas trocas de energia em
sistemas biológicos foi percebido por Fritz Lipmann
e Herman Kalckar em 1941
1. Ligação anidrido mista 12 Kcal/mol =
50,16 Kjoule/mol
O
C-O~P
CH-OH
CH2-O-P
ADP
ATP
COOH
CH-OH
CH2-O-P
3. Ligação fosfato-enol 12,8 Kcal/mol =
53,5 Kjoule/mol
4. Ligação acila - tiol 8,2 Kcal/mol =
34,3 Kjoule/mol
5. Ligação amida fosfórica 10,5Kcal/mol =
43,9 Kjoule/mol
Fosfoenolpiruvato
1,3 difosfoglicerato
Compostos
Fosfatos de Alta
Energia
Fosfocreatina
~Pin
~Pin
~Pin
ATP
Compostos
Fosfatos de
Baixa Energia
Pin
Pin
Glicose-6-fosfato
Glicerol-3-fosfato
Metabolismo e Acoplamento de Reações
Reações Exoergônicas
Energia
Reações Exoergônicas
ATP
GDP+Pin
ADP
GTP
CH2-COOH
CH2-COOH
CH2-CO-SCoA
CH2-COOH
succinila-CoA
-HS-CoA
succinato