Energia Livre de Gibbs e Bioquimica-Reacoes Acopladas

Analisemos agora para a mesma reação a situação em que a concentração inicial de reagente é significativamente maior do que a de produto por exemplo A 1 M e B 103 M A relação BA será 103 e o sinal de ΔG será negativo ΔG ΔGº 23 RT log 103 ΔG ΔGº 23 831 103 298 3 ΔG ΔGº 1708 ΔG 114 1708 ΔG 568 kJ mol1 Neste caso a reação ocorrerá no sentido previsto por ΔG ou seja de A para B A B contrário ao sentido previsto por ΔGº Generalizando o sentido das reações é estabelecido pelo sinal de ΔG no caso das condiçõespadrão seu valor coincide com o de ΔGº Quando as concentrações iniciais dos reagentes e produtos são diferentes de 1 M a reação poderá ocorrer em um sentido ou no oposto dependendo dos valores dessas concentrações e portanto de ΔG As reações com ΔGº positivo poderão ocorrer no sentido da formação do produto desde que a relação das concentrações iniciais de produtos e reagentes seja menor do que a constante de equilíbrio A grande utilidade do conceito e dos valores de ΔGº para a Bioquímica é estabelecer um padrão que permite comparações entre diferentes reações Como o ΔG de cada reação varia com as concentrações iniciais de reagentes e produtos tais comparações somente podem ser feitas através dos valores de ΔGº das diferentes reações Algumas reações não podem ser revertidas nas condições celulares Como já foi discutido é possível teoricamente inverter o sentido da reação previsto pelo valor de ΔGº Biologicamente no entanto nem sempre isto é viável Examinemos o caso do ATP adenosina trifosfato um composto fundamental das reações metabólicas Fig 41 A reação de hidrólise do ATP produz ADP adenosina difosfato e fosfato inorgânico HPO42 a pH 74 representado por Pi e tem ΔGº negativo ATP H2O ADP Pi H ΔGº 31 kJ mol1 Fig 41 Estrutura da adenosina trifosfato ATP adenosina difosfato ADP e adenosina monofosfato AMP Estes compostos designados nucleotidios são constituídos por uma base nitrogenada adenina um açúcar ribose e pelo menos um grupo fosfato O fosfato está ligado à ribose por ligação éster ΔGº de hidrólise 15 kJ mol1 e a ligação entre os grupos fosfato é tipo anidrido ΔGº de hidrólise 31 kJ mol1 O grupo fosfato terminal pode ser transferido enzimaticamente para moléculas aceptoras em outros casos o ATP pode ser clivado em AMP e pirofosfato inorgânico HP2O73 PPi A constante de equilíbrio da reação é pois muito grande e conseqüentemente para que a reação pudesse ocorrer no sentido da síntese de ATP seria necessário que as concentrações iniciais de ADP e Pi fossem exageradamente altas Tais valores de concentração nunca são encontrados nas células e portanto a reação simplesmente como foi escrita jamais é utilizada para a síntese de ATP in vivo Na verdade reações de hidrólise de compostos ricos em energia como o ATP raramente são encontradas nas células apesar de terem ΔGº tão favoráveis Vale lembrar neste ponto que o fato de o valor de ΔGº ser negativo e alto significa tãosomente que se a reação ocorrer haverá grande liberação de energia A reação de hidrólise ocorre lentamente na ausência de um catalisador Dito de outra forma a reação de hidrólise de ATP é muito favorável termodinamicamente mas desfavorável cineticamente É também pertinente considerar que a presença de uma enzima que catalisasse indiscriminadamente esta hidrólise tornaria qualquer célula inviável uma vez que este composto fundamental seria prontamente hidrolisado sempre que produzido As enzimas capazes de promover a hidrólise de ATP as ATPases têm sua atividade sob rigoroso controle celular e atuam sempre associando este processo a transporte de compostos através de membranas ou a outras transformações que requerem energia Os valores de ΔGº além de possibilitarem comparar reações são muito úteis para avaliar os conteúdos energéticos de diferentes compostos Para tanto analisase a reação de hidrólise de uma única e específica ligação muitas vezes a ligação da qual faz parte o grupo fosfato presente no composto Quadro 43 Quando o ΔGº da reação de hidrólise é negativo e tem valor absoluto maior do que 25 kJ mol1 o composto é classificado como composto rico em energia Quadro 44 Como foi assinalado os compostos ricos em energia não sofrem hidrólise nas células mas apresentam uma alta capacidade de transferência do grupo fosfato para moléculas aceptoras esta sim uma reação freqüente no metabolismo ATP A AP ADP Nesta reação assim como nas demais reações deste texto o símbolo P representa o grupo PO32 Através da sua capacidade de transferência do grupo fosfato o ATP cumpre um papel fundamental no metabolismo o de permitir a síntese de compostos fosforilados que não podem ser produzidos diretamente por reação com fosfato O metabolismo de glicose em todas as células iniciase com a transformação deste açúcar em glicose 6fosfato Entretanto a reação Glicose Pi Glicose 6fosfato H2O tem ΔGº 14 kJ mol1 É portanto termodinamicamente inviável O recurso biológico para a obtenção de glicose 6fosfato é a utilização de outra reação da qual participa o ATP e que tem ΔGº negativo Glicose ATP Glicose 6fosfato ADP ΔGº 17 kJ mol1 Neste sentido costumase dizer com pouco rigor que o ATP doa energia para tornar possíveis reações termodinamicamente inviáveis Como foi visto neste exemplo o ATP não doa energia este composto apenas participa de uma reação viável Na célula reações com ΔGº positivo são acopladas a reações com ΔGº negativo Ao longo das seqüências que compõem o metabolismo celular encontramse reações cujo valor de ΔGº é positivo Apesar disto as reações procedem no sentido da formação do produto porque estão acopladas a uma reação subseqüente que tem ΔGº negativo O acoplamento consiste no fato de pelo menos um dos produtos da primeira reação ser usado como reagente da segunda reação Por exemplo A B C C D E A D B E ΔGº 13 kJ mol1 ΔGº 22 kJ mol1 ΔGº 9 kJ mol1 Portanto ΔGº 23 RT log Keq A variação de energia livre padrão está pois relacionada com a constante de equilíbrio da reação Os valores de energia livre padrão e da constante de equilíbrio de diferentes reações Quadro 42 permitem verificar que quanto maior a constante de equilíbrio de uma reação maior a quantidade de energia liberada em condiçõespadrão para atingir o equilíbrio E este equilíbrio pode ser atingido com a reação caminhando em dois sentidos diferentes a No equilíbrio a concentração de produtos é maior que a dos reagentes Keq 1 Neste caso o logaritmo de Keq é positivo e o sinal de ΔGº é negativo ou seja a reação processouse no sentido em que foi escrita b No equilíbrio a concentração de produtos é menor que a dos reagentes Keq 1 Neste caso o logaritmo de Keq é negativo e o sinal de ΔGº é positivo ou seja a reação processouse no sentido oposto ao escrito As reações podem ocorrer no sentido oposto ao previsto pelo sinal de ΔGº Ficou estabelecido até aqui que quando se trata de concentrações de reagentes e produtos fixadas em 1 M o sentido da reação é previsto pelo sinal de ΔGº Vamos demonstrar que neste caso o valor de ΔGº coincide com o valor de ΔG Tomemos como exemplo a reação A B com Keq igual a 102 e portanto com ΔGº igual a 114 kJ mol1 Quadro 42 Como visto o valor de ΔG é dado por ΔG ΔGº 23 RT log BA Na condição considerada as concentrações de A e B são iguais a 1 M e portanto BA 1 e 23 RT log BA 0 Teremos então ΔG ΔGº e a reação considerada ocorre no sentido previsto por ΔGº e ΔG ou seja de B para A B A Quadro 42 Relação entre os valores da constante de equilíbrio e a variação de energia livre padrão a pH 7 Keq ΔGº kJ mol1 104 228 103 172 102 114 101 57 1 0 101 57 102 114 103 172 104 228 Quadro 43 Classificação de ligações através dos produtos de sua hidrólise e valores aproximados de ΔGº das reações Reações de hidrólise de ATP ADP e AMP Tipo de ligação Reação de hidrólise ΔGº kJ mol1 Fosfoenol R I C O P H2O R I C O Pi 60 II II CH2 CH3 cetona ácido Anidrido fosfórico R I C O P H2O R I C OH Pi 35 II II O O ácido ácido Éster fosfórico R O P H2O R OH Pi 15 álcool ácido Tioéster R C S CoA H2O R C OH HSCoA 30 II II O O ácido tioálcool Anidrido fosfórico Adenosina P P P H2O ADP Pi 31 Adenosina trifosfato ácido ácido ATP Anidrido fosfórico Adenosina P P H2O AMP Pi 31 Adenosina difosfato ácido ácido ADP Éster fosfórico Adenosina P H2O AOH Pi 15 Adenosina monofosfato Adenosina AMP álcool ácido A classificação de uma dada ligação é obtida por análise dos tipos de compostos produzidos pela hidrólise daquela ligação Por exemplo se os compostos resultantes forem ácido fosfórico e álcool a ligação é classificada como éster fosfórico se os compostos resultantes da hidrólise forem dois ácidos a ligação é classificada como anidrido fosfórico Notese que a classificação referese à ligação e não ao composto como um todo Pi fosfato inorgânico HPO42 pH 74 P PO32 7 Quadro 44 Variação de energia livre padrão a pH 7 da hidrólise de compostos fosforilados alguns dos quais podem ser classificados como ricos em energia Composto ΔGº kJ mol1 Fosfoenolpiruvato 62 13Bisfosfoglicerato 49 Fosfocreatina 43 ATP a ADP Pi 31 Glicose 1fosfato 21 Frutose 6fosfato 14 O consumo contínuo de C pela segunda reação que tem ΔGº negativo estabelece para a primeira reação uma razão B C A sempre menor do que a do equilíbrio tornando negativo o sinal de ΔG da primeira reação e obrigando a reação a processarse no sentido A B C apesar do valor positivo de ΔGº para esta reação O processo global A D B E apresenta então ΔGº negativo 42 REAÇÕES DE ÓXIDOREDUÇÃO A variação de energia livre de reações de óxidoredução é aferida pela variação do potencial de óxidoredução Muitas das reações do metabolismo processamse com redução e oxidação dos compostos participantes A oxidação de um composto consiste na perda de elétrons de sua forma reduzida que se converte na forma oxidada Ared Aox e As formas oxidada e reduzida do composto AoxAred constituem um sistema chamado par redox A redução é a conversão da forma oxidada na forma reduzida de um composto por ganho de elétrons Box e Bred Redução e oxidação são processos acoplados ou seja um composto oxidase reduzindo um outro e por isso este tipo de reação é chamado de reação de óxidoredução Ared Box Aox Bred Nas reações de óxidoredução biológicas os elétrons transferidos são geralmente acompanhados de prótons ou seja há transferência de átomos de hidrogênio AH2 B A BH2 red ox ox red 8 A tendência de um par redox AoxAred em perder ou ganhar elétrons é expressa pelo seu potencial de óxidoredução representado por E Analogamente ao valor de ΔG este potencial depende não só das espécies envolvidas mas para cada espécie das concentrações da forma oxidada e da forma reduzida Definese também o potencial de óxidoredução padrão Eº para concentração 1 M da forma oxidada e 1 M da forma reduzida Assim haverá valores diferentes para o E de um par redox mas um só valor para o seu Eº As medidas de Eº são obtidas por comparação com um par redox assumido como padrão 2 HH2 componente do eletrodopadrão O eletrodopadrão consiste em uma solução 1 M de H em equilíbrio com gás hidrogênio 2 H 2 e H2 com uma atmosfera de pressão e tem por convenção Eº igual a zero volt Para medir o Eº de um par redox AoxAred utilizase uma solução de concentração 1 M da forma oxidada Aox e 1 M da forma reduzida Ared e pH 0 Quando este sistema é conectado ao eletrodopadrão é gerada entre eles uma força eletromotriz medida em volts cujo valor absoluto é o Eº do composto A este valor é atribuído por convenção o sinal ou o sinal se o par redox receber elétrons do eletrodopadrão ou doar elétrons para o eletrodopadrão Como no caso do ΔG as medidas de Eº e de E em pH 7 recebem a notação Eº e E Quando as concentrações das formas oxidada e reduzida forem diferentes de 1 M o potencial de óxidoredução do sistema E será função dessas concentrações e do potencial de óxidoredução padrão Eº E Eº 23RTnF log forma oxidadaforma reduzida onde aparecem as concentrações das formas oxidada e reduzida Esta é a equação de Nernst O valor de Eº é uma medida da afinidade de um par redox por elétrons ou seja quanto maior o potencial maior esta afinidade Portanto quando dois pares com Eº diferentes são acoplados o par de Eº menor reduzirá o par de Eº maior Consideremse dois pares redox NAD 2 e 2H NADH H E O 032 V ox red COO COO C O 2 e 2H HCOH Eº 019 V CH3 CH3 Piruvato Lactato ox red Misturandose as quatro espécies cada uma com concentração igual a 1 M o par com Eº menor NAD NADH doa elétrons para o par com Eº maior piruvatolactato A reação que se processa é COO COO NADH H C O NAD HCOH CH3 CH3 na qual o par NADNADH é o redutor e o par piruvatolactato é o oxidante A variação de potencial de óxidoredução padrão ΔEº ocorrida é ΔEº Eº do oxidante Eº do redutor ΔEº 019 032 ΔEº 013 V De fato essa transformação é espontânea Nas reações de óxidoredução a variação de energia livre padrão pode ser determinada através da variação do potencial de óxidoredução padrão ΔE ΔG nFΔE onde n é o número de elétrons transferidos e F é a constante de Faraday 965 kJ V¹ mol¹ A transferência de elétrons é sempre acompanhada de queda de energia livre ΔE positivo e ΔG negativo A variação de energia livre padrão da reação considerada é portanto ΔG nFΔE ΔG 2 965 013 ΔG 2509 kJ mol¹ Na verdade foi o valor positivo de ΔE o determinante do valor negativo de ΔG e portanto da viabilidade da transformação Na reação tomada como exemplo à medida que a transferência de elétrons se processa diminui a concentração de NADH o elemento do par redox NADNADH efetivamente capaz de doar elétrons e aumenta a concentração de NAD pois cada molécula de NADH que doa elétrons transformase em NAD Portanto a relação NADNADH deixa de ser 1 M1 M assumindo valores gradativamente maiores e o valor de E vai aumentando Por outro lado os elétrons cedidos pelo par NADNADH são recebidos pelo piruvato o elemento do par piruvatolactato capaz de receber elétrons À medida que a passagem de elétrons é feita diminui a concentração de piruvato e aumenta a concentração de lactato e portanto a relação de concentração piruvatolactato também deixa de ser 1 M1 M gradativamente assume valores menores e o E vai diminuindo Em consequência dessas variações os potenciais de óxidoredução E dos dois pares vão ficando cada vez mais próximos ou seja o valor de ΔE tornase cada vez menor diminuindo paralelamente o valor de ΔG Quando o E dos dois pares se igualarem ΔE tornase igual a zero ΔG também reduzse a zero não há mais deslocamento de elétrons e a reação pára isto é a reação atingiu o equilíbrio Avaliação Bioquímica Ciências Biológicas GD3 Bioenergética 1 Elabore uma relação existente entre os organismos autotróficos e os heterotróficos mostrados na figura abaixo Para as próximas questões considere os seguintes dados Go 2303 RT log Keq R 8314 JKmol T 25C 298 K 2 A formação de ACETILCoA a parttir de acetato é uma reação impulsionada pelo ATP ACETATO ATP CoA ACETILCoA AMP PPi A Sabendose que as variações de energia livre em condição padrão para as reações de hidrólise de ATP a AMP e PPi e de ACETILCoA a ACETATO e CoA são de 305 KJmol e de 314 KJmol respectivamente calcule os valores de Go e Keq para a formação de ACETILCoA B O pirofosfato PPi formado na reação anterior é rapidamente hidrolisado in vivo devido à presença da pirofosfatase inorgânica A G para a hidrólise do PPi é 200 KJmol Calcule a variação de energia livre padrão para o acoplamento entre a síntese de acetilCoA e a hidrólise de pirofosfato Qual a importância da hidrólise do pirofosfato para a síntese do acetilCoA 3 Considere a reação ATP Piruvato Fosfoenolpiruvato ADP A Calcule Ga 25C para essa reação usando os dados abaixo Energia livre de hidrólise de compostos fosforilados Fosfoenolpiruvato G 148 Kcalmol ATP para ADP G 73 Kcal mol B Qual é a direção da reação quando os reagentes estiverem inicialmente em quantidades equimolares 4 As reações abaixo são catalisadas por enzimas importantes no metabolismo Calcule a variação da energia padrão a 25C a partir das constantes de equilíbrio pH 70 A Glutamato Oxaloacetato Aspartato cetoglutarato Keq 68 B Frutose6P ATP frutose16 bisfosfato ADP Keq 254 O sentido das reações As transformações químicas podem ser analisadas através de aspectos cinéticos ou termodinâmicos Quando as reações são avaliadas por meio termodinâmicos o processo ocorrido durante a reação é desprezível pois levase em consideração apenas os estados inicial e final da mesma As reações conhecidas como espontâneas são aquelas que durante o processo liberaram energia tento uma energia final menor do que a inicial enquanto nas reações não espontâneas ocorre uma absorção de energia ou seja a energia final é maior do que a energia inicial da reação Contudo o fato de uma reação ser espontânea não está relacionado a reação imediata da mesma quando os reagentes entram em contato apenas significa que caso a reação ocorra haverá liberação de energia Alguns parâmetros como temperatura concentração e afinidade entre os reagentes são responsáveis por determinar a espontaneidade da reação Essa variação de energia entre o final e o início da reação é chamado de variação de energia livre é representada por G sendo a quantidade de energia capaz de realizar trabalho a pressão e temperatura constantes Quando o valor de G é medido a 25 C e a 1 atm seu valor dependerá apenas das concentrações iniciais e das espécies químicas envolvidas na reação Tal valor pode ser obtido medindo a quantidade de energia liberada do começo ao fim da reação ou seja até que a reação entre em equilíbrio Reações que ocorrem no sentido A B possuem G negativo ao passa que reações que ocorrem no sentido B A possuem G positivo Como a energia livre G pode apresentar diversos valores diferentes em função das diferentes concentrações adotouse a variação de energia padrão G0 tornando viável a comparação entre as reações A variação de energia livre estabelece condições padronizadas para os cálculos que são elas concentrações iniciais de produtos e reagentes 1 M temperatura 25 C pressão 1 atm e pH 0 Por motivos de interesse da bioquímica o pH utilizado nos cálculos é 7 indicado com G quando a concentração das espécies é igual a 1 M denominase G0 Considerandose uma reação hipotética ABCD e tendo no equilíbrio C e D maiores que 1 M a reação ocorre no sentido em que foi escrita e o G 0 é negativo Como exemplo temse a oxidação da glicose C6H 12O66O26CO26 H2O G 02870kJ mol Enquanto quando a reação ocorre no sentido inverso e a concentração de C e D são menores o G0 é positivo O valor de G de uma reação é dependente das concentrações de produtos e reagente e do valor de G0 seguindo a seguinte equação G G 023 RT log C D A B Onde R é a constante de gases e T é a temperatura absoluta em Kelvin Quando a reação atinge o equilíbrio G 0 então G 023 RT log C D A B Como com a reação em equilíbrio a fração da equação corresponde a constante de equilíbrio keq temse G 023 RT log keq Assim é possível afirmar que a energia livre padrão está relacionada a constante de equilíbrio da reação Dessa forma quanto maior a constante de equilíbrio da reação maior será a quantidade de energia liberada em condições padrão para atingir o equilíbrio Contudo o equilíbrio pode ser atingido com a reação se processando em dois caminhos diferentes No equilíbrio a concentração de produtos é maior que dos reagentes keq 1 indicando que a reação ocorreu no sentido em que foi escrita Outra maneira de ocorrência é que no equilíbrio a concentração de produtos é menor que dos reagentes keq 1 indicando que a reação ocorreu no oposto ao que foi escrita Quando as reações ocorrem no sentido proposto por G e estão nas condições padrão seu valor coincide com G0 entretanto se as concentrações forem diferentes de 1 M a reação pode ocorre em sentido oposto De tal forma reações com G0 positivo poderão ocorrer no sentido de formação dos produtos se a relação entre as concentrações de reagentes e produtos for menor que a constante de equilíbrio Os conceitos de G0 são de fundamental importância na bioquímica pois permite estabelecer padrões e fazer comparação entre diferentes reações Apesar da possibilidade de algumas reações se processarem em ambos os sentidos em alguns casos as reações são bioquimicamente incapazes de serem revertidas Em geral reações de hidrolise de compostos ricos em energia dificilmente são encontradas nas células mesmo que o G0 seja favorável Entretanto apesar dessas moléculas não sofrerem hidrolise a presentam alta capacidade de transferência do grupo fosfato para moléculas aceptoras sendo uma reação frequente na célula permitindo a síntese de compostos fosforilados que não seriam capazes de ser formados diretamente através da reação fosfato Assim nas células as reações com G0 positivo são acopladas com reações de G0 negativo sendo que um dos produtos da primeira reação servirá como reagente para a segunda reação Outra forma de avaliar o sentido em que as reações se processam é através da variação de potencial em reações de oxirredução As formas oxidada e reduzida formam um sistema chamado de par redox as quais tem a tendência de ganhar ou perder elétrons medidas através do potencial de oxirredução representado por E analogamente ao G o potencial depende das concentrações das formas oxidadas e reduzidas Enquanto o potencial de oxirredução padrão é chamado de E0 e define os parâmetros de concentração com 1 M Para as medidas de potencial utilizase um eletrodo padrão de 2HH2 para comparação Esse eletrodo é composto por uma solução de 1 M de H em equilíbrio com gás hidrogênio 2H 2 é H2 em um atm de pressão tendo como potencial padrão Eo 0 V Para medir um par redox utilizase solução de oxidação e redução a 1 M em pH 0 ao conectar ao eletrodo padrão é gerado uma força eletromotriz que será o valor de E0 da reação O sinal positivo indica que a reação tem tendência de receber elétrons ou seja reduzir enquanto o sinal negativo indica que a reação doa elétrons ou seja oxida Assim como o G potenciais redox que são realizados em pH 7 recebem a notação E e E0 Quando a concentração das formas reduzidas e oxidadas forem diferentes de 1 M o potencial de oxirredução E se dá me função das concentrações e do potencial padrão de oxirredução E0 E E 023 RT nf log OXIDAÇÃO REDUÇÃO Quanto maior o potencial de redução entre duas reações maior será a afinidade entre elas Nas reações de oxirredução a variação de energia livre pode ser expressa através do potencial de oxirredução padrão G 0nf E 0 A transferência de elétrons está sempre em conjunto com a queda de energia ou seja se E0 é positivo G0 será negativo confirmando a viabilidade da reação A medida que os elétrons vão sendo transferidos as concentrações dos reagentes vão diminuindo e dos produtos vai aumentando assim a variação dos potenciais de oxirredução vão ficando cada vez mais próximos ate que seja igual a zero nesse momento a reação atingiu equilíbrio 1 A respiração celular é a forma como os organismos obtém energia para realizar as mais diversas tarefas Essa energia é obtida através da oxidação da molécula de glicose em que a energia é liberada Assim parte da energia é liberada como calor e a outra parte é armazenada na forma de ATP Na fotossíntese a energia é obtida através da captação de energia luminosa que em seguida é convertida em energia química e então é utilizada para síntese de compostos orgânicos A energia química fica armazenada sendo liberada durante o processo de respiração celular 2 A G 0305314G 009kJ mol G 023 RT log keq 09 x10 323831298log keq log k eq01580k eq10 01580k eq06950 B G 009200 G 0191kJ mol O piruvato produzido possui grande poder redutor sendo utilizado pela célula no ciclo de Krebs Essa alta energia em excesso do piruvato auxilia para que a reação seja deslocada no sentido de formação dos produtos durante o ciclo de Krebs 3 A G 014 873 G 07 5kJ mol B como o G0 é positivo a reação é deslocada no sentido dos reagentes 4 aG 023 RT log keqG 0238314298log 68 G 0474 kJmol bG 023 RT log keqG 0238314298log 254 G 01370kJ mol