Este documento trata sobre conceptos básicos de bioenergética y metabolismo. Explica definiciones clave como termodinámica, bioenergética, energía, entropía y sistemas abiertos/cerrados. También cubre las leyes de la termodinámica, funciones de estado como entalpía y energía libre de Gibbs, y cómo estas propiedades gobiernan las reacciones químicas y el metabolismo en los sistemas biológicos. Finalmente, introduce conceptos metabólicos como ciclos del carbono

1. U.T.I. Biología Celular
Bioenergética e
introducción al metabolismo
Departamento de Bioquímica
Noviembre de 2005

2. Definiciones
LA TERMODINAMICA ES LA CIENCIA QUE
ESTUDIA LA ENERGIA Y SUS TRANSFORMACIONES
LA BIOENERGETICA O TERMODINÁMICA
BIOQUÍMICA ES EL ESTUDIO DE LOS CAMBIOS DE
ENERGÍA QUE OCURREN EN LAS REACCIONES
BIOQUÍMICAS

3. Definiciones
LA ENERGÍA DEL UNIVERSO ES CONSTANTE
LA ENTROPÍA DEL UNIVERSO ESTÁ AUMENTANDO

4. Definiciones
SISTEMA: Es la porción de universo que tomamos
como objeto de estudio. Existen tres tipos de
sistemas:
SISTEMAS AISLADOS
SISTEMAS CERRADOS
SISTEMAS ABIERTOS
ESTADO DE UN SISTEMA: es el conjunto de
propiedades que permiten definirlo (ej.: P, V, T)
SISTEMA + ENTORNO= UNIVERSO

5. Energía Total de un Sistema
La suma de todas las formas de energía de un
sistema se denomina energía total, la cual es
la suma de las energías cinética, potencial e
interna.
La energía interna representa la energía
molecular de un sistema (energía de las
moléculas, sus interacciones, energía de
protones, etc.).

6. Energía Interna de un Sistema

7. Concepto de Equilibrio
Termodinámico
• Un sistema se define como termodinámicamente
en equilibrio si mantiene un equilibrio térmico,
mecánico, de fase y químico.

8. Primera ley de la termodinámica
“Conservación de la energía”
La energía no se crea ni se destruye. Se
conserva constante y puede interconvertirse.
∆E = q – w
q es el calor hacia el sistema
w es el trabajo hecho por el sistema
E es la energía interna y ∆E la variación entre el
estado final y el inicial. Es una función de estado

9. Entalpía
- ∆H representa la medida del cambio de energía que
ocurre en un proceso a presión constante:
H = E + PV or ∆H = ∆E + P∆V
cambio en energía
El cambio de entalpía depende únicamente del estado
inicial y final de la reacción, por lo que constituye una
función de estado. A volumen constante:
∆H = ∆E
Si el sistema es una reacción química la entalpía es el
calor de reacción a presión constante

10. - ∆H > 0 Reacción endotérmica
- ∆H < 0 Reacción exotérmica

11. Segunda ley de la termodinámica
‘Los procesos espontáneos tienden a aumentar la
entropía hasta un valor máximo’
La segunda ley provee criterios para determinar si
un proceso se producirá o no pero no nos dice nada
acerca de la velocidad del proceso
La termodinámica permite predecir si un proceso
ocurrirá espontáneamente
La cinética química permite predecir a qué velocidad
se produce dicho proceso

12. Entropía (S)
•La entropía es una medida del grado de desorden de un
sistema.
• Los sistemas moleculares tienen una tendencia hacia el
máximo desorden.
• La segunda ley se puede resumir como:
∆Ssistema + ∆Sentorno= ∆Suniverso>0 en todo proceso real
S = k ln W
•S= Entropía
•K= Constante de Boltzmann
•W= es el número de formas diferentes que se pueden
encontrar los componentes del sistema

13. Entropía (S)
Baja entropía Alta entropía
•Hielo a 0ºC •Agua a 0ºC
•Un diamante a 0ºK •Un diamante a 106 ºK
•Una molécula de proteína •La misma molécula de
en su conformación nativa proteína en un entorno
desnaturalizante, desplegada

14. Diffusion as an entropy-driven
process
Sistema está en equilibrio El sistema se aleja del
equilibrio, y se El sistema vuelve al
porque las moléculas se
encuentra más equilibrio
distribuyen al azar
ordenado
La tendencia al equilibrio es una consecuencia de la
tendencia al aumento de la entropía. La entropía del
universo NUNCA disminuye (i.e.,la transición de (c) a (b)
no ocurre nunca espontáneamente)

15. La energía libre de Gibbs (G):
Un indicador de espontaneidad
• Los sistemas biológicos son sistemas abiertos
por lo cual se requiere una nueva función de
estado que incluya tanto energía como entropía.
• La variación de energía libre de Gibbs (G) es la
función de estado que mejor describe la segunda
ley en estos sistemas.
∆G = ∆ H - T ∆ S ∆ G es la diferencia de energía libre
∆ H es la diferencia de entalpía
∆ S es la diferencia de entropía
(a T y P constantes) T es la temperatura absoluta (en K)

16. La energía libre de Gibbs (G):
Un indicador de espontaneidad
• Conceptualmente podemos definir ∆G como la
fracción de variación total de energía que es
capaz de efectuar trabajo a medida que el
sistema tiende al equilibrio, a P y T constante.
∆G = - w(trabajo máximo)
• Cuanto más alejado esté el sistema del
equilibrio, más trabajo podrá realizar
1. Los sistemas vivientes se encuentran alejados
del equilibrio parapoder realizar trabajo

17. La energía libre de Gibbs (G):
Un indicador de espontaneidad
• Una nueva forma de enunciar la segunda ley (la
más importante para nuestros fines) sería:
“Dado un sistema abierto, el criterio para que un
proceso sea espontáneo a P y T constantes, es que
∆G sea negativo".
∆G < 0 Proceso exergónico
∆G > 0 Proceso endergónico
En el equilibrio, ∆G = 0.

18. ∆G = ∆ H - T ∆ S

19. ∆G=+213J/mol
∆G=-225J/mol
Hielo Agua

20. Contribución de S y H a las reacciones químicas
Cambios Reacción dirigida Reacción dirigida
favorables de S por H por S
yH

21. ∆G y concentración. Condiciones Estándar
∆G es influenciada por las características de
las moléculas reaccionantes, temperatura,
presión etc.
Las condiciones estándar para la energía libre
(∆G˚’) en bioquímica se calculan bajo las
siguientes condiciones:
T = 298˚K (25˚C)
P = 1 atm
pH = 7.0
[ ] = 1 M para reactivos y productos
R = constante de los gases

22. ∆G y concentración
A+B C+D

23. Para una reacción simple:
∆G= ∆Go’ + RT ln [productos]
[reactivos]
En otras palabras, ∆G es la suma de dos
partes: ∆Go’, que depende de las propiedades
intrínsecas de las moléculas reaccionantes,
más una función que depende de la
concentración.
Como se ve, ∆G se vuelve más negativo a
medida que disminuye la relación de
productos/reactivos.

24. En el equilibrio
• En el equilibrio ∆G=0
• ∆Gº y K’eq se relacionan de la siguiente
forma: A+B C+D K’eq= [C][D]
[A][B]
∆Gº’ = -RT ln Keq
•Si ∆Go’ es negativo, K’eq > 1 (la reacción ocurrirá
espontáneamente hacia la formación de C y D)
•Si ∆Go’ es positivo, K’eq < 1 (la reacción ocurrirá
espontáneamente hacia la formación de A y B).

25. Relación K’eq y ∆G’º en reacciones químicas
en condiciones estándar
A+B C+D
∆Gº’ = -RT ln Keq
Cuando K’eq es ∆Gº’ es Con 1M de componentes
>1.0 Negativo Hacia la derecha
=1.0 Cero Equilibrio
<1.0 Positivo Hacia la izquierda

26. Energía Libre de Activación
∆G

27. Reacciones acopladas

28. Reacciones acopladas
Una cantidad termodinámica (ej: ∆G, ∆H o
∆S) nos indica que una reacción es
permitida, A B está “permitida”;
B A no es espontánea, a menos que se le
acople otra reacción favorecida (ej: ATP
ADP)
Sin embargo, para que la reacción se
produzca, la energía neta debe descender
(i.e., ∆G total debe ser negativa.)

29. Reacciones acopladas

31. Introducción al metabolismo

32. Definiciones
Metabolismo: actividad celular muy coordinada y
dirigida en la que muchos sistemas multi- e
nzimáticos
cooperan para cumplir 4 funciones:
• obtener energía química a partir de nutrientes ricos en energía
• convertir moléculas nutrientes en moléculas características
de la propia célula
• polimerizar precursores monoméricos a proteínas, ácidos
nucleicos, lípidos, polisacáridos y otros
• Sintetizar y degradar biomoléculas requeridas en funciones
celulares especializadas

33. Definiciones
Cinco características principales del metabolismo:
1. Las vías metabólicas son irreversibles
2. Las vías anabólicas y catabólicas deben ser
diferentes
3. Cada vía metabólica tiene un primer paso limitante
4. Todas las vías metabólicas están reguladas
finamente
5. En los eucariotas las vías metabólicas transcurren
en localizaciones celulares específicas

36. Ciclos del C, O y N en la biosfera

37. Estados de oxidación del Carbono

38. Relación entre catabolismo y anabolismo

39. Diferentes tipos de rutas metabólicas

40. Reacciones acopladas en el metabolismo

41. COMPUESTOS FOSFATO DE
“ALTA ENERGÍA”

42. Ciclo del ATP

43. Factores que influyen en el ∆G de hidrólisis del ATP
1. Repulsión electrostática
2. Estabilización por
resonancia del Pi saliente
3. Ionización del ADP
4. Mayor solvatación de
ADP + Pi que ATP
[ADP][Pi]
∆G = ∆Go’ + RT ln
[ATP]
[ADP] = 0,25 x 10-3 M
[Pi] = 1,65 x 10-3 M
[ATP] = 2,25 x 10-3 M
∆G = -51,8 KJ/mol

46. Flujo de grupos fosfato

47. Estabilización por resonancia de los fosfatos

50. Topografía del metabolismo