2. BIOENERGÉTICA Y
METABOLISMO
• Introducción
• 1.3 Fundamentos Físicos
• 13.1 Bioenergética y termodinámica
• 13.3 Transferencias de grupo fosforilo y
ATP.
• 13.4 Reacciones Biológicas de Óxido –
Reducción.
10. • Al menos uno de los pasos es catalizado
por enzimas distintas.
• Un paso que sea termodinámicamente
muy favorable.
• Compartimentos celulares distintos
distinta concentración de
intermediarios (Km).
• Regulación alostérica ATP o señales
extracelulares.
REGULACIÓN METABÓLICA
Enzimas catabolismo o anabolismo
11. • Introducción
• 1.3 Fundamentos Físicos
• 13.1 Bioenergética y termodinámica
• 13.3 Transferencias de grupo fosforilo y
ATP.
• 13.4 Reacciones Biológicas de Óxido –
Reducción.
BIOENERGÉTICA Y
METABOLISMO
12. “”
• Organismo vivo
en equilibrio.
ESTADO ESTACIONARIO DINÁMICO
“Las células vivas son sistemas abiertos que intercambian materia y
energía con su entorno, extrayendo y canalizando energía para
mantenerse en un estado estacionario dinámico distante del
equilibrio.”
13. Primera Ley de la Termodinámica: Conservación
de la energía: “en cualquier proceso físico o químico la
cantidad de energía total del universo permanece
constante, aunque su forma puede variar”.
• Sistema: Todo lo que está incluido en una región
definida del espacio.
– Aislado
– Cerrado
– Abierto
• Universo: Sistema + entorno.
TRANSFORMACIONES DE ENERGÍA Y DE
MATERIA
14. • Segunda Ley de la termodinámica: La tendencia de cualquier
proceso natural es la de incrementar el desorden del universo: la
entropía total del universo está en crecimiento constante.
ENTROPÍA: AZAR Y DESORDEN
Otra manera de observarlo: “todos los
procesos espontáneos aumentan el
desorden del universo ”
15. REACCIONES RÉDOX:
• Oxidación de una
molécula: pérdida de
electrones.
– Pierde un átomo de
hidrógeno.
– Gana un átomo de
oxígeno.
• Reducción de una
molécula: ganado
electrones.
– Ganado átomos de
hidrógeno
– Perdido átomos de
oxígeno.
17. EXERGÓNICO
Un potencial termodinámico, es decir,
una función de estado extensiva con
unidades de energía, que da la condición
de equilibrio y de espontaneidad para
una reacción química (a presión y
temperatura constantes).
21. • Introducción
• 1.3 Fundamentos Físicos
• 13.1 Bioenergética y termodinámica
• 13.3 Transferencias de grupo fosforilo y
ATP.
• 13.4 Reacciones Biológicas de Óxido –
Reducción.
BIOENERGÉTICA Y
METABOLISMO
22. • Bioenergética
• Primera ley de la termodinámica.
• Segunda ley de la termodinámica.
TERMODINÁMICA
LOS PRINCIPIOS BÁSICOS DE LA TERMODINÁMICA GOBIERNAN LA
TRANSFERENCIA DE ENERGÍA EN ORGANISMOS VIVOS
Explique cómo la definición de
“sistemas” y “alrededores” permite que
los organismos vivos operen dentro de
la segunda ley de la termodinámica.
23. • Energía libre de Gibbs (G)
• Entalpía (H)
• Entropía (S)
Ecuación:
MAGNITUDES
TERMODINÁMICAS
UN SISTEMA TERMODINÁMICO PUEDE SER UNA SOLA, SIMPLE REACCIÓN
QUÍMICA O UN ORGANISMO ENTERO
¿UNIDADES?
¿Cuándo es positivo,
cuándo es negativo?
24.
25. • La energía libre de Gibbs, denotada como G,
combina entalpía (contenido calórico, energía
potencial, energía en los enlaces del sistema) y
entropía (desorden del sistema) en un solo valor. El
cambio en la energía libre, ΔG, es igual a la suma del
cambio en entalpía mas el producto de la
temperatura y el cambio en entropía del sistema.
• ΔG puede predecir la dirección de una reacción
química bajo dos condiciones: presión y temperatura
constante.
DEFINICIÓN: G
Si el ΔG es positivo la reacción es no espontánea
(requiere energía para que ocurra).
Si el ΔG es negativo la reacción es espontánea
(ocurre sin necesidad de energía).
26.
27. • Sistemas isotérmicos.
• G = Reacción Química
– Predicción de la dirección.
– Posición en el equilibrio.
– Cantidad de trabajo que se puede realizar
LAS CÉLULAS REQUIEREN
FUENTES DE ENERGÍA LIBRE
¿Por qué razón las células no pueden utilizar
calor como fuente de energía libre?
ATP
28. • Condiciones bioquímicas:
– T = 298K
– [H+] = 10-7M
– [H2O] = 55.5M
PARA UNA REACCIÓN QUE
NO ESTÁ EN EQULIBRIO
∆𝑮 = ∆𝑮°′
+ 𝑹𝑻 𝑰𝒏
𝑪 𝑫
𝑨 𝑩
Para una reacción:
A + B C +D
29. • Condiciones bioquímicas:
– T = 298K
– [H+] = 10-7M
– [H2O] = 55.5M
PARA UNA REACCIÓN QUE
NO ESTÁ EN EQULIBRIO
∆𝑮 = ∆𝑮°′
+ 𝑹𝑻 𝑰𝒏
𝑪 𝑫
𝑨 𝑩
Para una reacción:
A + B C +D
30.
31. CAMBIO EN LA ENERGÍA
LIBRE ESTÁNDAR (G’°)
∆𝑮 = ∆𝑮°′
+ 𝑹𝑻 𝑰𝒏
𝑪 𝑫
𝑨 𝑩
Para una reacción:
A + B C +D
54. • Introducción
• 1.3 Fundamentos Físicos
• 13.1 Bioenergética y termodinámica
• 13.3 Transferencias de grupo fosforilo y
ATP.
• 13.4 Reacciones Biológicas de Óxido –
Reducción.
BIOENERGÉTICA Y
METABOLISMO
55. • ATP vincula el catabolismo y el
anabolismo.
– Reacción catabólica:
• ATP ADP + Pi
• ATP AMP + 2Pi
– Procesos endergónicos.
• Biosíntesis, transporte y movimiento
• Hidrólisis transferencia.
• No solamente ATP participa.
CICLO ENERGÉTICO
DENTRO DE LAS CÉLULAS
56. EL ∆𝑮’° DE LA HIDRÓLISIS DEL
ATP ES GRANDE Y NEGATIVO
• ∆𝑮s’° = -30.5 kJ/mol
• En condiciones
celulares es distinto:
– ∆𝑮p potencial de
fosforilación.
67. • Los productos son más estables que los
reactivos:
– Separación de cargas: ATP
– Estabilización por ionización
– Estabilización por isomerización
– Estabilización por resonancia
EN RESUMEN
74. • Adenilato quinasa:
• Creatina quinasa:
• Polifosfato inorgánico
SÍNTESIS NO MITOCONDRIAL DE
ATP
RESERVAS DE GRUPOS FOSFATO
75. • Introducción
• 1.3 Fundamentos Físicos
• 13.1 Bioenergética y termodinámica
• 13.3 Transferencias de grupo fosforilo y
ATP.
• 13.4 Reacciones Biológicas de Óxido –
Reducción.
BIOENERGÉTICA Y
METABOLISMO
76. • Pérdida de electrones (oxidación) y
ganancia de electrones (reducción).
• No fotosintéticos comida
• Fotosintéticos sustancia química
excitada por absorción de luz.
• Reacciones enzimáticas: acarreadores
de electrones y aceptores.
TRANSFERENCIA DE ELECTRONES
EN REACCIONES RÉDOX
77. FLUJO DE ELECTRONES
TRABAJO BIOLÓGICO
• Diferencia de afinidad por electrones
por dos sustancias químicas fuerza
electromotriz.
• Diferencias en el potencial eléctrico de
membranas energía potencial (fuerza
protón motriz)
81. CUATRO FORMAS DE TRANSFERIR
ELECTRONES
• Directamente
• Átomos de hidrógeno
• Ion hidruro
• Combinación con oxígeno
*equivalentes de reducción: x2
82. POTENCIAL DE
REDUCCIÓN
ESTÁNDAR
• Se determina en el
lab.
• Es una medida de
afinidad a electrones.
• Se mide en V.
• La celda que gana
electrones tiene
mayor potencial (+)
Walther Nerst
