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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO
DEL PERU
FACULTAD DE INGENIERÍA EN INDUSTRIAS
ALIMENTARIAS
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE CIENCIA E INGENIERÍA
DE ALIMENTOS
ASIGNATURA
: BIOQUÍMICA GENERAL
CÓDIGO
: 035A
DOCENTE
Ing. M.Sc. EMILIO FREDY YÁBAR VILLANUEVA
TEMA
PRINCIPIOS DE BIOENERGÉTICA
HUANCAYO-2016
OBJETIVOS
1. Explicar y analizar la aplicación de los principios de la termodinámica
en la bioenergética
2. Explicar y analizar el carácter energético de la molécula del ATP y su
hidrólisis.
3. Explicar los cálculos y el intercambio de energía en la célula
1
INTRODUCCION
La bioenergética es una ciencia que se encarga de estudiar las transformaciones
energéticas en los sistemas vivos. La energía es definida como la capacidad de
realizar trabajo, el cual puede ser mecánico, eléctrico, osmótico o químico.
La primera ley de la termodinámica establece el principio de conservación de la
energía: La energía puede convertirse de una forma a otra, pero el total de energía
del universo permanece constante.
La segunda ley de la termodinámica establece la dirección de un proceso
espontáneo. Un proceso espontáneo es el que resulta de un incremento neto en la
entropía total, o desorden, del sistema más su medio ambiente.
Una de las principales razones de estudiar bioquímica es comprender cómo los
organismos vivos utilizan la energía química de su ambiente para llevar a cabo sus
actividades bioquímicas. Esto requiere entender los principios más simples de
fisicoquímica y termodinámica y cómo se aplican a los organismos vivos. Asimismo,
se necesita conocer los llamados compuestos “ricos en energía” que permiten que el
organismo vivo capture y posteriormente utilice la energía química contenida en los
alimentos que consume.
El sol es la fuente de energía para toda la vida existente en el planeta. Esta energía,
la energía lumínica solar, es capturada por organismos fotosintéticos y utilizada para
convertir el CO2 en el material celular del organismo compuesto principalmente de
proteínas, carbohidratos y lípidos, pero también cantidades más pequeñas de ácidos
nucleicos, vitaminas, coenzimas y otros compuestos. Algunos de estos productos de
la fotosíntesis (carbohidratos y lípidos) son utilizados a su vez por organismos no
fotosintéticos, principalmente animales, como fuente de energía para su crecimiento,
desarrollo y reproducción. Otros compuestos esenciales que no pueden ser
sintetizados por animales (ciertos aminoácidos, ácidos grasos y vitaminas) son
suministrados también por los organismos fotosintéticos (principalmente plantas
superiores) cuando son consumidos por los animales como alimento. Se resume en
la figura 1.
2
Figura 1. Fuentes de energía y nutrientes
1. DEFINICION DE METABOLISMO
Metabolismo, es la suma de transformaciones químicas que se producen en una
célula u organismo (vías metabólicas). Sus principales características son: las
reacciones enzimáticas están organizadas en las rutas metabólicas, un precursor se
convierte en producto final a través de intermediarios, cada reacción ocasiona un
pequeño cambio específico en la estructura química y las vías metabólicas son
interdependientes y sus actividades están reguladas coordinadamente.
En la célula intacta, se llevan a cabo simultáneamente procesos tanto sintéticos
(anabólicos) como de degradación (catabólicos) y la energía liberada de algunos
compuestos puede utilizarse para la síntesis de otros componentes celulares. La
figura 2, muestra el ciclo del ATP-ADP y los procesos metabólicos en la célula.
3
Figura 2. Ciclo del ATP-ADP y procesos metabólicos en la célula
4
2. CONCEPTO DE ENERGIA LIBRE
Energía libre (G) es la energía útil capaz de realizar trabajo. Si A se convierte en B
en una reacción química.
AB
(1)
Es posible hablar de un cambio de energía libre (ΔG). Si el contenido de energía libre
del producto B (GB), es menor que el contenido de energía libre del reactivo A (G A),
el ΔG será una cantidad negativa. Es decir,
ΔG = GB - GA = Cantidad negativa cuando GA >GB
El hecho de que ΔG sea negativo significa que la reacción ocurre con una
disminución en la energía libre. Asimismo, si B se convierte de nuevo en A, la
reacción implicará un incremento en la energía libre, es decir, ΔG será positivo. Las
reacciones que tienen un ΔG negativo se denominan exergónicas, mientras que las
que tienen un ΔG positivo se denominan endergónicas.
El valor de ΔG negativo, no guarda relación alguna con la velocidad a la cual la
reacción ocurre. Por ejemplo, la glucosa puede ser oxidada por el O2 en CO2 y H2O
de acuerdo con la siguiente ecuación:
(2)
C6H12O6 + 6O2
6CO2 + 6H2O
El ΔG de esta reacción es una cantidad negativa muy grande, aproximadamente
-686 Kcal/mol de glucosa. Sin embargo, este -ΔG no tiene relación alguna con la
velocidad de la reacción. La oxidación de la glucosa puede ocurrir en términos de
pocos segundos en presencia de un catalizador en una bomba calorimétrica. La
reacción 2, se efectúa también en la mayoría de los organismos vivos a velocidades
que van de unos pocos minutos a varias horas. Sin embargo, la glucosa puede
mantenerse almacenada en frasco por años en presencia de oxígeno sin que sufra
oxidación.
El factor que determina la velocidad a la cual se lleva a cabo una reacción es la
energía de activación. La teoría química postula que la reacción, tendrá lugar por
medio de un complejo activado o intermediario (por ejemplo, A*). La función de los
catalizadores, entre ellos las enzimas, es disminuir la energía de activación y permitir
que la reacción se lleve a cabo.
El cambio de energía libre de una reacción puede relacionarse con otras propiedades
termodinámicas de A y B mediante la expresión:
ΔG = ΔH – TΔS
En esta expresión, ΔH es el cambio en el contenido de calor que ocurre a medida
que la reacción 1 se lleva a cabo a una presión constante; T es la temperatura
5
absoluta a la cual ocurre la reacción; y ΔS es el cambio de entropía, término que
expresa el grado de aleatoriedad o desorden de un sistema. El ΔH de una reacción
puede
medirse
en
un
calorímetro,
un
instrumento
diseñado
para
medir
cuantitativamente el calor producido a una presión constante.
3. DETERMINACIÓN DEL ΔG
Para la reacción 1, puede derivarse la expresión:
G = Gº+RTln
(4)
[B]
[A]
Donde ΔG° es el cambio de energía libre estándar, R, es la constante universal de
los gases; T, la temperatura absoluta; y [B] y [A] las concentraciones de A y B en
moles por litro.
Si se considera el ΔG en el equilibrio, es posible calcular ΔG°. En el equilibrio, no
existe conversión neta de A en B y, en consecuencia, el ΔG es 0. Asimismo la
proporción de [B] y [A] en el equilibrio es la constante de equilibrio Keq. Sustituyendo
estas cantidades en la ecuación 4 se tiene que:
0 = ΔG° + RTlnKeq
(5)
ΔG° = -RTlnKeq
Cuando se da valor numérico de las constantes (R=1.987 cal/mol-grado; 25°C =
298°K y ln x = 2.303 log10x), la ecuación se convierte en (a 25°C):
ΔG° = -(1.987) (298) (2.303) log10Keq
(6)
= -1363 log10Keq
Esta ecuación que relaciona a ΔG° con Keq es una forma bastante útil de determinar
el ΔG° de una reacción específica.
En la tabla 1 se calcula ΔG° para una serie de Keq que va de 0.001 a 103.
6
TABLA 1. Relación entre Keq y ΔG°
ΔG°=-1363) log10Keq(Cal)
Keq
Log10Keq
0.001
-3
4089
0.01
-2
2726
0.1
-1
1363
1.0
0
0
10
1
-1363
100
2
-2726
1000
3
-4089
Del mismo modo es posible evaluar ΔG° para una situación en la cual la
concentración tanto de los reactivos como la de los productos sea igual a 1. Cuando
[A] = [B] = 1M, la ecuación 4 se convierte en:
G = Gº+RTln
1
1
= Gº
De esta manera, ΔG°, puede definirse como el cambio de energía libre cuando
reactivos y productos están presentes a una concentración igual a la unidad o, más
ampliamente, en su “estado estándar”. El estado estándar de los solutos en solución
corresponde a una molaridad de 1; para los gases, 1 atm; para los disolventes como
el agua, una actividad de 1.
El Cambio de energía libre estándar ΔG° a cualquier pH distinto de 0 se designa
como ΔG; asimismo, debe indicarse el pH para un determinado ΔG. Por su
supuesto, si no se forma ni utiliza un protón en la reacción, ΔG será independiente
del pH y ΔG° será igual a ΔG.
Un ejemplo demostrará el uso de estos términos. En presencia de la enzima
fosfoglucomutasa, la glucosa-1-fosfato se convierte en glucosa-6-fosfato. Si se inicia
con glucosa 1-fosfato 0.020 M a 25°C, se observa que la concentración de este
compuesto disminuye hasta 0.001 M, mientras que la concentración de la glucosa-6fosfato aumenta hasta 0.019 M. La Keq de la reacción es 0.019 dividido entre 0.001,
esto es 19. Por lo tanto:
7
ΔG°
= -RTlnKeq
= -1363log10Keq
= -1363Log10 19
= (-1363) (1.28)
= -1745 cal
Las tablas 2 y 3 muestran los cambios de energía libre estándar de algunas
reacciones químicas y la figura 3, muestra la hidrólisis del ATP.
TABLA 2.
Energía Libre Estándar
Metabolitos Importantes
de
Hidrólisis de algunos
ΔG’ a pH 7.0 (cal/mol)
Fosfoenolpiruvato
-14,800
AMP-cíclico
-12,000
1,3-Difofoglicerato
-11,800
Fosfocreatina
-10,300
Acetil fosfato
-10,100
S-adenosilmetionina
-10,000
Pirofosfato
-8,000
Acetil CoA
-7500
ATP a ADP y Pi
-7,300
ATP a AMP y pirofosfato
-8,600
ADP a AMP y Pi
-7,300
AMP a adenosina y Pi
-2,200
UDP-glucosa a UDP y glucosa
-8,000
Glucosa-1-fosfato
-5,000
Fructuosa-6-fosfato
-3,800
Glucosa-6-fosfato
-3,300
sn-glicerol-3-fosfato
-2,200
8
TABLA 3. Cambios de energía libre estándar de algunas reacciones químicas
Figura 3. Hidrólisis del ATP
9
4. ACOPLAMIENTO DE REACCIONES
En la célula, la energía disponible en una reacción exergónica suele utilizarse para
promover una reacción endergónica relacionada y con ello se hace que efectúe un
trabajo. Lo anterior se logra mediante el acoplamiento de reacciones que tienen
intermediarios comunes. Un ejemplo específico puede ilustrar mejor este importante
principio.
10
5. ΔG y OXIDORREDUCCION
El ΔG de una reacción que implica un proceso de oxidorreducción puede
relacionarse con la diferencia de los potenciales de oxidorreducción (ΔEO) de los
reactivos. Un agente reductor puede definirse como una substancia que tiende a
donar un electrón y oxidarse.
2+
3+
Fe
Fe
3+
De modo similar, el Fe
+1 electrón
es un agente oxidante debido a que es capaz de aceptar
electrones y reducirse.
Fe3+ + 1 electrón
Fe2+
Las figuras 4 y 5, muestran las fórmulas moleculares de los principales
transportadores de electrones.
TABLA 3.
Potenciales de Reducción de algunas Semirreacciones
Oxidorreducción de importancia Biológica
Semirreacción (Escrita como Reducción)
E’O a pH 7.0 (V)
½ O2 + 2H+ + 2 e–
Fe3+ + 1 e–
H20
0.82
Fe2+
0.77
Citocromo a-Fe3+ + 1e–
Citocromo a-Fe2+
0.29
Citocromo c-Fe3+ + 1e–
Citocromo c-Fe2+
0.25
Ubihidroquinona
0.10
Ubiquinona + 2H+ + 2e–
–
+
Ácido deshidroascórbico +2H + 2e
Glutatión oxidado+2H++2e–
Fumarato + 2H+ + 2e–
Ácido Ascórbico
0.06
2 Glutatión Reducido
0.04
Succinato
Citocromo b-Fe3+ + 1 e–
Citocromo b-Fe2+
–
+
Oxalacetato + 2H + 2e
Malato
–
+
Enzima Amarilla+2H +2e
-0.04
-0.10
Enzima Amarilla Reducida -0.12
Acetaldehído + 2H+ + 2e–
Piruvato + 2H+ + 2e–
Etanol
-0.16
Lactato
–
+
0.03
Riboflavina + 2H + 2e
-0.19
Riboflavina-H2
+
-0.20
–
Acido 1,3-difosfoglicérico+2H + 2e
-0.29
Gliceraldehído3-fosfato + Pi
NAD+ + 2H+ + 2e–
NADH + H+
Acetil CoA + 2H+ + 2e–
H+ + 1e–
-0.32
Acetaldehído + CoA-SH
½ H2
3+
Ferredoxina-Fe
+
-0.41
-0.42
–
+ 1e
–
Acetato + 2H + 2e
2+
-0.43
Acetaldehído + H20
-0.47
Ferrodoxina-Fe -0.43
11
de
Figura 4. Fórmula molecular del NAD
Figura 5. Fórmula molecular del FAD y FMN
Otras substancias como el H+ o los compuestos orgánicos; por ejemplo:
acetaldehído, pueden funcionar como agentes oxidantes y reducirse. Estas
reacciones en las cuales se indica que los electrones son consumidos (o producidos),
pero en las cuales no se ha indicado el donador (o aceptor), se denominan
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semirreacciones. Sin duda, la tendencia o potencialidad de cada uno de estos
agentes para aceptar o donar electrones se deberá a las propiedades específicas del
compuesto y, por ende, es necesario contar con algún patrón para fines de
comparación. Este estándar de comparación es del H2, al cual se ha dado
arbitrariamente el potencial de reducción, EO de 0.000 V, a pH 0 para la
semirreacción:
H+ + 1 e–
½ H2
Puesto que la anterior reacción consume un protón, el potencial de esta
semirreacción variará con el pH, y a pH 7.0, se estima que el potencial de reducción
E’O de dicha reacción es -0.420 V. Utilizando este valor como estándar, puede
determinarse el potencial de reducción de cualquier compuesto capaz de sufrir
oxidorreducción con respecto al hidrógeno. La tabla 3, es una lista de dichos
potenciales, e incluye varias coenzimas y substratos. Nótese que estos potenciales
son para las reacciones escritas como reducciones. Cuando dos reacciones
cualesquiera de esta tabla se acoplan, la que tenga el potencial de reducción más
positivo procederá como se escribe (es decir, como una reducción), impulsando en
sentido inverso la semirreacción con el potencial de reducción menos positivo (es
decir, como una oxidación). Cualitativamente, es posible observar que los
compuestos con los potenciales de reducción más positivos (por ejemplo: O 2 o Fe3+)
son buenos agentes oxidantes, mientras que los que presentan los potenciales de
reducción más negativos son agentes reductores (por ejemplo: H2 o NADH).
Asimismo, es posible derivar la expresión ΔG’ = -n ΔE’O, donde: n es el número de
electrones transferidos en una reacción de oxidorreducción;, la constante de
Faraday (23063 cal/V equivalente) y ΔE’O la diferencia de potencial de reducción
entre los agentes oxidante y reductor. Es decir,
ΔE’O = [E’O de la semirreacción que contiene el agente oxidante]
– [E’O de la semirreacción que contiene el agente reductor]
Por ejemplo considérese la reacción total que resulta del acoplamiento de dos
semirreacciones que incluyen acetaldehído y NAD+.
Puesto que este valor es una cantidad negativa grande, la reacción es
termodinámicamente factible. Con la información con que se cuenta, no es posible
determinar si la reacción ocurrirá o no a una velocidad detectable.
De manera similar, puede calcularse el ΔG’ de la oxidación del NADH por el O2
molecular, una reacción común en los tejidos vivos.
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NADH + H+ + ½ O2
NAD+ + H20
En esta reacción, n = 2, ΔE’O = 0.82 – (-0.32) ó 1.14 V, y
ΔG’ = -n ΔE’O
= (-2) (23 063) (1.14)
= -52 600 cal
6. BIBLIOGRAFIA
1. Boyer, R. 2000 Conceptos de Bioquímica. Edit. International Thomson
Editores. México.
2. Campbell, M. y Farrell, S. 2004. Bioquímica. Edit. THOMSON. México.
3. Conn, E., Stumpf, P., Bruening, P. y Doi, R. 2001. Bioquímica Fundamental.
Edit. LIMUSA México.
4. Horton, H. 2007. Principios de Bioquímica. Edit. Pearson Educación. MadridEspaña.
5. Macarulla, J., Marino, A. Macarulla, A. 2002. Bioquímica Cuantitativa. II
Cuestiones sobre Metabolismo. Edit. REVERTE S.A. Barcelona España.
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1. http://www.ufpel.edu.br/iqg/db/Apresenta%E7%F5es_PPT/ana_chaves.htm
2. http://www.uco.es/organiza/departamentos/bioquimica-biolmol/practicasgenerales.htm
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