BIOQUÍMICA

1. Bioenergética y Metabolismo
FACULTAD: Ingeniería
EAP: Ingeniería Ambiental
CÓDIGO: BI1002
DOCENTE: Edali Gloria Ortega Miranda
PERIODO ACADÉMICO: 2013-1

2. METABOLISMO

3. Estos complejos procesos interrelacionados son la base de la vida a escala
molecular, y permiten las diversas actividades de las células: crecer,
reproducirse, mantener sus estructuras, responder a estímulos, etc.
Conjunto de reacciones bioquímicas y procesos físico-
químicos que ocurren en una célula y en el organismo.

4. Actividad celular muy coordinada en la que muchos sistemas
multienzimáticos (rutas metabólicas) cooperan para:
1. Obtener energía a partir de energía solar o degradando
nutrientes ricos en energía obtenidos del ambiente

5. Actividad celular muy coordinada en la que muchos sistemas
multienzimáticos (rutas metabólicas) cooperan para:
2. Convertir moléculas nutrientes en moléculas características
de la propia célula incluidos los precursores de
macromoléculas

6. Actividad celular muy coordinada en la que muchos sistemas
multienzimáticos (rutas metabólicas) cooperan para:
3. Polimerizar los precursores monoméricos en macromoléculas:
proteínas, ácidos nucleicos, y polisacáridos.

7. Actividad celular muy coordinada en la que muchos sistemas
multienzimáticos (rutas metabólicas) cooperan para:
4. Sintetizar y degradar biomoléculas para funciones celulares
especializadas, tales como los lípidos de membrana,
mensajeros intracelulares y pigmentos.

10. AUTÓTROFOS HETERÓTROFOS

11. CICLO DEL
NITRÓGENO EN
LA BIOSFERA

12. CICLO DEL
NITRÓGENO EN
LA BIOSFERA

15. • Fase degradativa del metabolismo
• Moléculas nutrientes orgánicas (glúcidos, grasas y proteínas) se convierten en
productos más pequeñas y sencillos: ácido láctico, CO2 y NH3.
• Libera energía libre, parte de la cual se conserva en la formación de ATP y
transportadores electrónicos reducidos (NADH y NADPH).
• Principales rutas catabólicas:
• conversión de hexosas en triosas
• oxidación de triosas a dióxido de carbono
• oxidación de aminoácidos y ácidos grasos.

16. • Precursores pequeños y sencillos se integran en moléculas muchos
mayores y complejas: lípidos, polisacáridos, proteínas y ácidos
nucleicos.
• Requiere de aporte de energía: energía libre de hidrólisis del ATP y el
poder reductor del NADH y del NADPH, obtenidos de los procesos
catabólicos respectivamente.
• Principales rutas anabólicas:
• Glucogénesis
• Lípogénesis
• Biosíntesis de aminoácidos
• Biosíntesis de nucleótidos

17. LINEALES
RAMIFICADAS
CONVERGENTES
DIVERGENTES
CÍCLICAS
ANABOLISMO Y CATABOLISMO
NUNCA SIMULTÁNEOS

19. REGULACIÓN
ALOSTÉRICA

20. REGULACIÓN
HORMONAL

21. REGULACIÓN
CONCENTRACIÓN
DE ENZIMA

22. Estudio cuantitativo de las
transducciones de energía,
cambios de una forma de
energía en otra, que tienen
lugar en las células vivas y de la
naturaleza y funciones de los
procesos químicos sobre lo que
se basan estas transducciones.

23. Estudio de los cambios de energía
que acompañan a las reacciones
bioquímicas.
Proporciona los principios que
explican por qué algunas reacciones
pueden producirse en tanto que
otras no.

24. Sistemas no biológicos:
Utilizan la energía calorífica para realizar trabajo
Sistemas biológicos:
Isotérmicos, emplean la energía química para impulsar los procesos vitales.

25. La energía química de un
compuesto está representada por:
• el movimiento y posición
relativa de los átomos y
partículas componentes
• los enlaces
• las atracciones
A menudo el contenido energético
de las moléculas involucradas
disminuye o aumenta.

26. El curso de cualquier reacción
química es determinado por el
contenido de energía del
sistema en consideración y por
el intercambio de energía libre
entre él y su entorno.

27. Medir el contenido de energía de un sistema puede ser
difícil, en cambio resulta más fácil determinar el cambio
de energía producido entre los estados inicial y final.

28. • La forma más común de energía
es el calor.
• Prácticamente todos los procesos
químicos son acompañados por
consumo (ENDOTÉRMICOS) o
producción (EXOTÉRMICOS) de
calor.

29. Las transformaciones
biológicas de energía
obedecen las leyes
de la termodinámica.

30. Primer principio o ley de la termodinámica:
(Principio de conservación de la energía para la termodinámica)
• En cualquier cambio físico o químico, la cantidad total de energía en el
universo permanece constante, aunque pueda cambiar la forma de la misma.
• Permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el
sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna.

31. U: Energía interna del sistema (aislado)
Q: Cantidad de calor aportado al sistema
W: Trabajo realizado por el sistema.
Donde:

32. Sistema
Un sistema es aquella particular porción del
universo en la cual estamos interesados.
Variables termodinámicas
Magnitudes que deben especificarse para dar
una descripción macroscópica del sistema.
Estado del sistema
Variables necesarias para describir al sistema.

33. Equilibrio
• Es una abstracción pues los sistemas reales no están nunca en estricto
equilibrio.
• Siempre y cuando las variables que describen al sistema y al ambiente
que interactúa con él no varíen apreciablemente en la escala de tiempo
de nuestras mediciones, se puede considerar que el sistema está en
equilibrio y aplicarle las consideraciones termodinámicas pertinentes.
• Se debe notar que un sistema puede estar en equilibrio con respecto de
ciertas variables, pero no con respecto de otras.

34. Segunda ley
En todos los procesos naturales, la entropía o desorden del
universo aumenta.

35. La entropía representa la extensión
del desorden y se torna máxima en un
sistema cuando este se aproxima al
equilibrio verdadero. Representa la
energía degradada, no utilizable para
realizar trabajo.

36. En condiciones de temperatura y presión constantes, la relación entre el
cambio de energía libre (ΔG) de un sistema y el cambio de la entropía
(ΔS) está dada por la siguiente ecuación que combina las dos leyes de la
termodinámica:
ΔG = ΔH - T ΔS
Donde:
• ΔH es el cambio de entalpía (calor)
• T es la temperatura absoluta (°K)

37. Bajo las condiciones de las reacciones bioquímicas, debido a que ΔH es
aproximadamente igual a ΔE, que es el cambio total en la energía interna de la
reacción, la relación anterior puede expresarse de la siguiente manera:
ΔG = ΔE - T ΔS

38. Energía libre de Gibbs, G:
Expresa la cantidad de energía capaz de realizar trabajo durante una
reacción (a temperatura y presión constantes)
ΔG, con signo (-): la reacción es exergónica (ΔG < 0)
ΔG, con signo (+): la reacción es exergónica (ΔG > 0)

40. Entalpía (H)
• Contenido calórico del sistema de reacción.
• Refleja el número y la clase de enlaces químicos en los reactivos y los
productos.
• Reacción química libera calor, es una reacción exotérmica
• Reacción química adquiere calor, es endotérmica

41. Entalpía (H)
• contenido calórico de productos < de los reactivos →ΔH +
• contenido calórico de productos > de los reactivos →ΔH –
Por convención:
ΔH, (-) tiene signo negativo cuando se libera calor del sistema a su entorno
Las unidades de H son:
• joules/mol (J/mol)
• calorías/mol (cal/mol)

43. Entropía (S)
Expresión cuantitativa del desorden de
un sistema.
Cuando los productos de una reacción
son menos complejos y más
desordenados que los reactivos, se
afirma que la reacción transcurre con
ganancia de entropía.
ΔS (+) tiene signo positivo cuando
aumenta la entropía.

44. Las unidades de entropía (S) son:
• Joules/mol
• Kelvin (J/mol - K)
Las unidades de ΔG y ΔH son:
• Joules/mol (J/mol)
• Calorías/mol (cal/mol)
Las unidades de la variación de entropía ΔS son:
• Joules/mol X ºKelvin (J/mol X ºK)

45. REACCIÓN EXERGÓNICA
REACCIÓN ENDERGÓNICA

48. Enlace
N-β-glicosídico
Enlace
ésteres fosfóricos
Enlaces
anhidro

50. Complejo Mg-ATP,
pH = 7
Tº = 310 ºK

51. Otros
compuestos
ricos en
energía

53. • Organismos no fotosintéticos: la fuente de electrones son compuestos
reducidos (alimentos)
• Organismos fotosintéticos: el dador electrónico inicial es una especie química
excitada por absorción de la luz.

54. En las reacciones de oxidorreducción biológicas:
• Los electrones se pueden transferir de diferentes formas.:
• Transferencia sólo de electrones: Oxidorreducción reversible de iones
metálicos como Hierro o Cobre.
• Transferencia de electrones junto con protones, en forma de átomos
de Hidrógeno (H+ + e-) o iones hidruro (H- = H+ + 2e-): Mediante
coenzimas de oxidorreducción.
• En cualquier forma que se transfiera, cada electrón transferido constituye
un Equivalente Reductor.

55. Organismos aerobios:
• Oxígeno: Aceptor final de electrones en el metabolismo.
• La oxidación de los alimentos se efectúa por coenzimas de
oxidorreducción:
• Dinucleótido de Nicotinamida y Adenina (NAD+)
• Dinucleótido de Flavina y Adenina (FAD)
• Análogo del NAD+: Dinucleótido de Nicotinamida y Adenina Fosfato
(NADP+)

57. • En los humanos:
• NAD+ y NADP+ se forman a partir de la Niacina (vitamina B3)
• FAD a partir de Riboflavina (vitamina B2).
• NAD+ y NADP+ aceptan dos equivalentes reductores en forma de un
ión hidruro, para convertirse en sus formas reducidas NADH y
NADPH,
• FAD acepta dos equivalentes reductores, pero en forma de dos
átomos de Hidrógeno para formar el FAD reducido ó FADH2.

60. 14/05/2013 60
«La energía y la perseverancia conquistan todas
las cosas.»
- Benjamín Franklin -