Slide - Princípios de Bioenergética

BIOQUÍMICA VEGETAL AGRONOMIA – UNESP - 2022 PRINCÍPIOS DE BIOENERGÉTICA Células e organismos necessitam realizar trabalho para: a manutenção da vida, crescimento e para sua reprodução Trabalho químico: síntese dos componente celulares Trabalho osmótico: acúmulo e retenção de sais e outros compostos contra gradiente de concentração Trabalho mecânico: contração muscular e movimentação de flagelos BIOENERGÉTICA Bioenergética descreve como os organismos vivos capturam, transformam e usam energia Todos os organismos vivos derivam sua energia direta ou indiretamente da energia radiante da luz solar Os organismos vivos são interdependentes, trocando energia e matéria através do meio ambiente Glicose → 2lactato + H+ ΔG°’= -196 kJ mol-1 de glicose Via glicolítica ΔG’ ° -20,9 +2,2 -17,2 -22,8 +7,9 -16,7 +4,7 -3,2 -23,0 Base química para a grande variação de energia livre associada à hidrólise do ATP hydrolysis, with relief of charge repulsion resonance stabilization ionization ATP⁴⁻ + H₂O → ADP³⁻ + Pᵢ²⁻ + H⁺ ΔG°'₀ = –30.5 kJ/mol Citosol Potencial de membrana 50 a 70 mV Leis da termodinâmica Primeira lei: Lei da conservação de energia: Numa modificação química ou física, a quantidade total de energia no universo permanece constante, embora a forma de energia possa mudar As células são transdutoras de energia: capazes de converter energia química, eletromagnética, mecânica e osmótica com muita eficiência (funcionam a temperatura constante) Segunda lei: Em todos os processos naturais a entropia do universo aumenta Definição rigorosa de entropia: considerações estatísticas e de probabilidade Qualitativamente pode ser descrita como “desordem” ou “caos”manifestada de várias maneiras Exemplo 1: OXIDAÇÃO DA GLICOSE Exemplo 2: INFORMAÇÃO E ENTROPIA: Palavras=Informação= entropia negativa Alfabeto Rico em entropia e sem informação ORGANISMOS VIVOS SÃO ALTAMENTE ORDENADOS, ESTRUTURAS NÃO RANDÔMICAS, IMENSAMENTE RICOS EM INFORMAÇÃO E, ENTÃO POBRES EM ENTROPIA VIOLAÇÃO DA SEGUNDA LEI? Sistema aberto Matéria Energia VIZINHANÇA Seres vivos são sistemas abertos, que trocam matéria (nutrientes e produtos de excreção) e calor (do metabolismo) com seu meio e nunca estão em equilíbrio Organismo + meio = universo Entropia do universo QUESTÃO CENTRAL DA BIOENERGÉTICA Mecanismos pelos quais a energia dos alimentos ou da captura da energia solar é acoplada às reações que requerem energia A fração de energia disponível para realizar trabalho = energia livre de Gibbs (G) Ela é sempre menor do que a energia teoricamente liberada. Uma parte é dissipada como calor de friccão A energia que a célula pode e deve usar é a energia livre de Gibbs: prediz a direção da reação e a quantidade de trabalho Acoplamento energético em um processo químico Se o produto tem menor G do que o reagente: a reação libera energia, disponível para realizar trabalho: ΔG = (-) Reação exergônica Ao contrário: ΔG = (+) Reação endergônica Cada composto tem um certo potencial energético (G: energia livre) que depende do tipo e do número de ligações em sua molécula DEFINIÇÃO DE ΔG (Energia livre de Gibbs) ΔG = ΔH - TΔS G = Energia livre: Energia capaz de realizar trabalho durante uma reação a T e P constante: Se a reação libera energia livre ΔG = (-) exergônico Se ganha energia livre ΔG = (+) endergônico S = Entropia: expressão quantitativa para desordem e caos: Se os produtos são menos complexos e mais desordenados : ganho de entropia ΔS = (+) H = Entalpia: conteúdo de calor de um sistema de reação; reflete o número e o tipo de ligações nos reagentes e produtos H reg > H prod: ΔH = (-) exotémico H reg <H prod: ΔH = (+) endotérmico Oxidação do hidrogênio H₂ (g) + 1/2 O₂ (g) → H₂O (l) Dois processos espontâneos: um endotérmico e outro exotérmico! ΔG = ΔH - T · ΔS 1 mol de H₂ 1/2 mol de O₂ Baixo grau de ordem O sistema libera calor, ΔH < 0 (exotérmico) 1 mol de H₂O (líquida) Maior grau de ordem, ΔS < 0 ΔH = -287 kJ mol⁻¹ -TΔS = +49 kJ mol⁻¹ ΔG = -238 kJ mol⁻¹ Dissolução do NaCl NaCl (s) → Na⁺ (d) + Cl⁻ (d) 1 mol de NaCl (cristalino) Alto grau de ordem O sistema absorve calor, ΔH > 0 (endotérmico) 1 mol de Na⁺ 1 mol de Cl⁻ Menor grau de ordem, ΔS > 0 -TΔS = -12.8 kJ mol⁻¹ ΔH = +3.8 kJ mol⁻¹ ΔG = -9.0 kJ mol⁻¹ table 14-1 Some Physical Constants and Units Used in Thermodynamics Boltzmann constant, k = 1.381 × 10⁻²³ J/K Avogadro’s number, N = 6.022 × 10²³ mol⁻¹ Faraday constant, 𝔉 = 96,480 J/V·mol Gas constant, R = 8.315 J/mol·K (= 1.987 cal/mol·K) Units of ΔG and ΔH are J/mol (or cal/mol) Units of ΔS are J/mol·K (or cal/mol·K) 1 cal = 4.184 J Units of absolute temperature, T, are Kelvin, K 25 °C = 298 K At 25 °C, RT = 2.479 kJ/mol (= 0.592 kcal/mol) Substância Energia produzida kJ mol-1 kJ g-1 kcal g-1 kcal g-1 peso fresco Glicose 2.817 15,6 3,7 - Lactato 1.364 14,2 3,6 - Ácido palmítico 10.040 39,2 9,4 - Glicina 979 13,1 3,1 - Carboidratos - 16 3,8 1,5 Gorduras - 37 8,8 8,8 Proteínas - 17 4,1 1,5 Energia produzida a partir da oxidação completa de vários compostos orgânicos a dióxido de carbono e água Variação de entalpia ΔH medida em um calorímetro (calor liberado) Definição de caloria: energia necessária para aquecer 1 grama de água de 14,5 para 15,5°C Considerando que a força gravitacional da terra é igual a 9,81 N, levantar uma massa de 1 kg por um metro a partir da superfície irá despender um trabalho de 9,18 J. Definição de joule (J) Quantidade de trabalho para deslocar um ponto, sob o qual está aplicado uma força de 1 newton, por um metro na direção da força aplicada 100 g maçã Levantar 1 metro dispenderá 1 J Glicose → 2lactato + H+ ΔG°’= -196 kJ mol-1 de glicose ΔG’ ° -20,9 +2,2 -17,2 -22,8 +7,9 -16,7 +4,7 -3,2 -23,0 Como medir o ΔG das reações que ocorrem nas células? RELAÇÃO ENTRE A ENERGIA LIVRE PADRÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO aA + bB cC + dD a, b, c e d = número de moléculas [A], [B], [C] e [D] = concentração molar dos Componentes da reação no ponto de equilíbrio Quando o sistema de reação não está em equilíbrio a tendência de se mover em direção ao equilíbrio representa uma força, cuja magnitude pode ser expressa como a variação de energia livre para a reação = ΔG Quando [A], [B], [C] e [D] = 1M; T=298K (25°C); P=1 atm A força que dirige o sistema em direção ao equilíbrio é definido como: Variação de energia livre padrão (ΔG°) Na célula [H+]=10-7 e [H2O]=55.5M Nestas condições: constantes padrões transformadas ΔG’° e K’eq Relação entre ΔG’° e K’eq: ΔG’° = -RTln K’eq Quando K’eq é ΔG’° Direção com 1M de reagentes e produtos > 1.0 Negativo Procede adiante = 1.0 Zero Em equilíbrio = < 1.0 Positivo Procede no reverso Relação entre ΔG’° e K’eq e direção da reação química em condições padrões aA + bB cC + dD Relação entre ΔG’° e K’eq: ΔG’° = -RTln K’eq Glicose 1-fosfato glicose 6-fosfato Início: 20 mM glicose 1-fosfato e 0mM glicose 6-fosfato Final: 1 mM glicose 1-fosfato e 19 mM glicose 6-fosfato ΔG’° = -RTln K’eq ΔG’° = -(8,315 J/mol.K)(298K)(ln19) ΔG’° = -7.296 J/mol = -7,3 kJ/mol EXEMPLO DE CÁLCULO DE K’eq e ΔG’° Significado: Se a reação ocorrer com 1.0M de glicose 1-P e 1.0M de glicose 6-P, a reação no sentido Glicose 1-P →Glicose 6-P será capaz de realizar trabalho nas condições padrões. EXERCÍCIOS Calcule o ΔG’° das seguintes reações catalizadas por enzimas a 25°C e a pH 7,0 a partir de suas constantes de equilíbrio 1.Glutamato + oxaloacetato aspartato + α-cetoglutarato K’eq = 6,8 ; Aspartato aminotransferase 2.Dihidroxiacetona-fosfato gliceraldeído 3-fosfato K’eq = 0.0475; Triose fosfato isomerase 3.Frutose 6-fosfato + ATP frutose 1,6-bisfofato K’eq = 254; Fosfofrutoquinase EXERCÍCIOS Calcule o ΔG’° das seguintes reações catalizadas por enzimas a 25°C e a pH 7,0 a partir de suas constantes de equilíbrio 1.Glutamato + oxaloacetato aspartato + α-cetoglutarato K’eq = 6,8 ; ΔG’° =-4,75 kJ/mol Aspartato aminotransferase 2.Dihidroxiacetona-fosfato gliceraldeído 3-fosfato K’eq = 0.0475; ΔG’° =+7,6 kJ/mol Triose fosfato isomerase 3.Frutose 6-fosfato + ATP frutose 1,6-bisfofato K’eq = 254; ΔG’° =-13,7 kJ/mol Fosfofrutoquinase Os ΔG de reações seqüenciais são aditivos K’eq1 = [B]/[A] K’eq2 = [C]/[B] K’eq3 = [C]/[A] K’eq3 = K’eq1 x K’eq2 Reação K ΔG (kJ mol-1 1) Glicose 1-P → Glicose 6-P 19 -7,29 2) Glicose 6-P → Frutose 6-P 0,52 +1,62 3) Glicose 1-P → Frutose 6-P 9,9 -5,67 Glicose + fosfato → Glicose 6-P + H2O ΔG°′ = +13,8 kJ mol-1 ATP + H2O → ADP + fosfato, ΔG°′ = -31 kJ mol-1 Glicose + ATP → Glicose 6-fosfato + ADP, ΔG°′ = -17,2 kJ mol-1 Acoplamento de reações Para a reação ocorrer no sentido da formação de glicose 6-P, a [glicose] deve ser superior a 100mM e a da [glicose 6-P] menor do que 1 mM Na célula, essa reação ocorre acoplada à hidrólise do ATP A reação global será: Mecanismo de acoplamento: enzimas exemplo hexoquinase Glicose + ATP → Glicose 6-fosfato + ADP Glicose + ATP + H2O→ Glicose + HPO4 -(Pi) + ADP Base química para a grande variação de energia livre associada à hidrólise do ATP Energia livre padrão de hidrólise de outros compostos fosforilados e tioésteres Energia livre padrão de hidrólise de outros compostos fosforilados e tioésteres table 14-6 Standard Free Energies of Hydrolysis of Some Phosphorylated Compounds and Acetyl-CoA (a Thioester) ΔG° (kJ/mol) (kcal/mol) Phosphoenolpyruvate -61.9 -14.8 1,3-bisphoglycerate (→ 3-phosphoglycerate + Pi) -49.3 -11.8 Phosphocreatine -43.0 -10.3 ADP (→ AMP + Pi) -32.8 -7.8 ATP (→ ADP + Pi) -30.5 -7.3 ATP (→ AMP + PPi) -45.6 -10.9 AMP (→ adenosine + Pi) -14.2 -3.4 PPi (→ 2Pi) -19 -4.0 Glucose 1-phosphate -20.9 -5.0 Fructose 6-phosphate -15.9 -3.8 Glucose 6-phosphate -13.8 -3.3 Glycerol 1-phosphate -9.2 -2.2 Acetyl-CoA -31.4 -7.5 Source: Data mostly from Jencks, W.P. (1976) in Handbook of Biochemistry and Molecular Biology, 3rd edn (Fasman, G.D., ed.), Physical and Chemical Data, Vol. I, pp. 296–304, CRC Press, Boca Raton, FL. Glicose → 2lactato + H+ ΔG°’= -196 kJ mol-1 de glicose Compostos biológicos fosforilados de alta energia O ATP supre a energia para o transporte de íons ou moléculas através da membrana Exemplo: transporte de Na+ e K+ pela Na+ K+ATPase F =Constante de Faraday = (96.480 J/V. mol) ΔΨ=Potencial elétrico transmembrana = (0,05 a 0,2 V) Citosol Potencial de membrana 50 a 70 mV Termodinâmica do Transporte de sódio e potássio 3Na+(int) + 2K+(ext) + ATP → ADP + Pi + 3 Na+(ext) + 2K+(int) A energia livre de hidrólise de ATP Nas condições celulares ΔG = -43,1 a –57,5 kJ mol-1 O ATP pode doar grupos fosforil, pirofosforil e adenilil ΔG’°=-30,5 kJ/mol ΔG’°=-45,6 kJ/mol Reação de adenililação na ativação de um ácido graxo Acido graxo + CoA → Acil-CoA, ΔG°′ = +31,4 kJ mol-1 ATP + H2O → AMP + PPi, ΔG°′ = -45,6 kJ mol-1 PPi + H2O → 2 Pi, ΔG°′ = -19,22 kJ mol-1 EXERCÍCIOS: CÁLCULO DE ΔG DE REAÇÕES ACOPLADAS 3. Considerando as seguintes reações parciais: 1. GTP + H2O → GDP + Pi ΔG’° = -34,0 kJ/mol 2. Succinil-CoA + H2O → succinato + CoA ΔG’° = -37,4kJ/mol 3. Glicose 1-fosfato + H2O → glicose + Pi ΔG’° = -21,0 kJ/mol A) O succinil-CoA poderá ser formado por acoplamento com a reação 1 nas condições padrões? Escreva a reação global e calcule o valor de ΔG’° da reação acoplada. B) A glicose 1-fosfato poderá ser formada por acoplamento com a reação 1 nas condições padrões? Escreva a reação global e calcule o valor de ΔG’° da reação acoplada.