Clase N°1 Bioenergética Bioq Tec 2013
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(2) La Bioenergética, es el análisis cuantitativo de la f forma en que los l organismos i adquieren d i y utilizan tili l la energía.. Existen diversas formas de energía y éstas se i t interconvierten i t una en otra. t.
(3) Todos los organismos vivos requieren y usan energía d formas de f variadas. i d.
(4) Las transformaciones de la energía en las células obedecen las leyes de la termodinámica.. 1. Conservación de la energía: La energía puede cambiar de forma, pero no puede ser creada ni destruida. 2. Entropía: En el universo siempre se tiende a incrementar el desorden. desorden En todo proceso natural la entropía tiende a aumentar..
(5) ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN Proceso espontáneo: proceso que se lleva a cabo sin intervención externa. Criterio de espontaneidad: energía libre G.
(6) Energía Libre de Gibbs Expresa la cantidad de energía necesaria para realizar t b j trabajo. (P y T cte) ΔG = Gproductos – Gsustratos.
(7) ΔG. negativo. Reacciones que ocurren espontáneamente. Liberan energía. EXERGÓNICA. ΔG. positivo p. Reacciones q que no ocurren espontáneamente Requieren energía para ocurrir. ENDERGÓNICA.
(8) Energía libre y leyes termodinámicas. Ecuación de Gibbs Gibbs--Helmholtz Helmholtz::. ΔG = ΔH – T ΔS.
(9) a) ENTALPÍA (H) Expresa el calor absorbido o liberado en una reacción química. ΔH = Hproductos – Hsustratos ΔH negativo → Exotérmica ΔH positivo → Endotérmica.
(10) b) ENTROPÍA (S) Expresa el grado de desorden de una reacción química. ΔS = Sproductos – Ssustratos ΔS positivo → Espontánea ΔS negativo → No espontánea.
(11) ∆H. ∆S. Temperatura. baja. Temperatura alta. +. +. ∆G positivo. ∆G negativo. +. -. ∆G positivo. ∆G positivo. -. +. ∆G negativo. ∆G negativo. -. -. ∆G negativo. ∆G positivo.
(12) Energía libre estándar : ∆G°. Parámetro que permite la comparación de reacciones para cualquier proceso bajo condiciones estándar.. Condiciones estándar: Para gases; presión de 1 atm Para solutos; concentración 1 M.
(13) Energía libre estándar modificada : ∆G°,. Indica las energías libres de hidrólisis para el estado estándar de las reacciones.. En este caso el estado estándar se toma a pH 7 7..
(14) DETERMINACIÓN DE LA ENERGÍA LIBRE a) Energía libre estándar y constante de equilibrio. ΔGº Gº = -R R T lnK l Keq 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).
(15) Keq. Ln Keq. ∆G°. Comentario. >1. Positivo. Negativo. La formación de los productos se ve favorecida en el equilibrio.. =1. Cero. Cero. La formación de los productos y reactantes es igualmente favorecida al alcanzar el equilibrio.. <1. Negativo. Positivo. La formación de reactantes se ve favorecida en el equilibrio..
(16) Ejemplo: isomerización de la glucosa-1-fosfato a glucosa-6-fosfato, reacción eacc ó ca catalizada a ada po por la ae enzima a fosfoglucomutasa: os og uco u asa. GLUCOSA 1 P ÅÆ GLUCOSA-6-P GLUCOSA-1-P GLUCOSA 6 P Cuando se alcanza la condición de equilibrio la concentración de glucosa-1-fosfato es 0.001M y la concentración de glucosa-6-fosfato es 0.019M, a 25°C y pH 7. Con estos valores se determina la constante de equilibrio Keq..
(17) 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.
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(19) b) Energía libre estándar de formación. ΔGº = ∑∆G° productos - ∑∆G° reactantes Tabla: Energías lib libres estándar tá d de d formación en disoluciones acuosas 1M a pH7 y 25°C. Sustancia. ∆Gº formación Kcal/mol. Acetato. -88,99 ,. Alanina. -88,75. Aspartato. -166,99. Bicarbonato. -140 140,33 33. Dioxido de carbono. -94,45. Fumarato. -144,41. Glucosa. -219,22 219 22. Lactato. -123,76. Malato. -201,98. Piruvato. -113,44 113 44. Sucinato. -164,97. Agua (líquida). -56,69.
(20) Ejemplo: Ej l se determinará d i á ell ∆G° G° para la l siguiente i i reacción, utilizando los datos de la tabla anterior. anterior fumarato + agua ↔ malato ∆G° = ∑∆G° productos d t - ∑∆G° reactantes t t ∆G° = -201,98 – (-144,41 + - 56,69) ∆G°= G° -0,88 Kcal/mol /.
(21) 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 electrones 1.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+ 4.- Finalmente como una combinación directa de un reductor orgánico con oxígeno. Ej: oxidación de un hidrocarburo a alcohol..
(22) POTENCIAL ESTANDAR DE REDUCCION (Eº) Medida (en volts) de la afinidad que tiene por los electrones, el aceptor de los electrones..
(23) NADH / NAD+.
(24) FADH2 / FADH+ / FAD.
(25) L Luego:. ΔGº = -n F ∆E° donde: n= número de electrones transferidos F= constante de Faraday (96,48 KJ/ v mol) ∆E° = diferencia de potencial de reducción. Ejemplo: Ej l d determinar t i ∆Gº para la ∆Gº, l reacción ió en lla cuall ell acetaldehido es reducido por el transportador electrónico NADH acetaldehido + NADH + H+ ↔ etanol + NAD+.
(26) Las semireacciones pertinentes y sus valores de E° son: Acetaldehido + 2H+ + 2e-. ↔ etanol. NAD+ + H+ + 2e 2 - ↔ NADH. E° = -0,20 v E° = -0,32 0 32 v. La reacción global tiene un ∆E° ∆E = + 0,12 0 12 voltios y n =2 Por lo tanto. ∆G° = -n F ∆E° = - 2 * 96,48 * 0,12 = - 23,7 KJ / mol.
(27) Cuando C d llas concentraciones t i de d las l especies i reaccionantes i t no son 1M, se tendrá:. ΔG = -n F ∆E Donde E estará dado por:. E=E Eº + RT Ln [aceptor electrón] nF [dador electrón].
(28) 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 p electrón]] n [dador electrón]. Ejemplo: Determinar el ∆G, de la reacción anterior cuando las concentraciones del acetaldehido y NADH son 1M y las del etanol y el NAD+ son 0,1 M.
(29) COMO HACEN LOS SERES VIVOS PARA LLEVAR A CABO REACCIONES ANABÓLICAS Y PROCESOS QUE REQUIEREN ENERGÍA.
(30) REACCIONES ACOPLADAS. 1 Una reacción que libera energía 2 Una reacción que requiera energía 3 Un intermediario común.
(31) PARA QUE DOS REACCIONES PUEDAN ACOPLARSE ES NECESARIO QUE TENGAN UN INTERMEDIARIO COMUN.
(32) Ejemplo:Fosforilación de la glucosa acoplada a la hidrólisis del ATP. REACCION 1. REACCION CC ON 2. ATP Glucosa G ucos + fosfato os o ATP + glucosa. Elementos. ADP + fosfato f f t. ΔGº´(kJ mol-1) -30,9 30 9. Glucosa-6-P G ucos. +16,7 ,7. Glucosa-6-P + ADP. -14,2. Una reacción que libere energía ( ΔG<O) Una reacción que requiera energía (ΔG>O) Un intermediario común fosfato. REACCION 1 REACCION 2.
(33) REACCIONES ACOPLADAS REACCIONES. REACCIONES. EXERGONICAS. ENDERGONICAS. (Liberan energía libre). (Requieren energía libre). ATP. TRANSPORTADOR DE ENERGIA DESDE LOS PROCESOS CELULARES PRODUCTORES DE ENERGIA A LOS PROCESOS QUE REQUIEREN ENERGIA.
(34) Compuestos de fosfato de alta energía. energía 1 Fosfoenolpiruvato (PEP) 1. 2. 1,3-bis-fosfoglicerato 3 Creatina 3. C ti ffosfato f t (CP) 4. Pirofosfato (Ppi) 5. Adenosintrifosfato (ATP) 6. Adenosindifosfato (ADP) 7. Adenosinmonofosfato (AMP) 8. Glicerol-1-fosfato (G1P) ( ).
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(37) HIDRÓLISIS DE ACETIL CO-A.
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