1. Introducción al Metabolismo y
Bioenergética
 Introducción a las oxidaciones biológicas y al ciclo de Krebs
Prof. Vanessa Miguel
@bioquitips

2. Metabolismo
 Conjunto de todas las reacciones enzimáticas
de la célula mediante las cuales adquieren y
utilizan la energía que necesitan para realizar
sus funciones
 Representa la suma de todos los cambios
químicos que convierten los nutrientes en
energía y productos celulares químicamente
complejos

3. Catabolismo y Anabolismo
CATABOLISMO
ANABOLISMO

4. Mecanismos de regulación del
metabolismo (enzimas)
 Control de la actividad de las enzimas en respuesta a la
concentración de metabolitos
a. Control por la concentración del producto de una
reacción
b. Regulación alostérica
 Control por modificación de la enzima (modificación
covalente)
 Isoenzimas
 Compartamentalización
 Complejos multienzimáticos
 Especialización metabólica
 Control de la cantidad de enzima

5. Termodinámica
 Ley Cero (principio del equilibrio
termodinámico). Si dos sistemas A y B están en
equilibrio termodinámico, y B está en equilibrio
termodinámico con un tercer sistema C, entonces A
y C están a su vez en equilibrio termodinámico.
 Primera Ley (principio de conservación de la
energía): si se realiza trabajo sobre un sistema o
bien éste intercambia calor con otro, la energía
interna del sistema cambiará.
 Segunda Ley: el calor no puede pasar de forma
espontánea de una fuente fría a otra más caliente.
 Tercera Ley: que es imposible alcanzar una
temperatura igual al cero absoluto

6. SISTEMA + ENTORNO (O MEDIO AMBIENTE) = UNIVERSO

7. En el intercambio de Energía entre Sistema-Medio Ambiente siempre se
cumple la ley de conservación de la energía
Esf - Esi = ∆Es = ∑Eintercambiadas
En ambos casos la energía del universo se mantiene constante.

8. Tipos de Energía (ej.)
1 mol de sustancia pura en ciertas condiciones de P y T.
Energías intramoleculares
 Nuclear
 Electrónica
 Traslacional
 Vibracional
 Rotacional
(3, 4, y 5 son las Energías Térmicas)
Energías intermoleculares
 Fuerzas de atracción interiónicas (sales)
 Fuerzas de atracción Ión-dipolo
 Unión por puente de hidrógeno
 Fuerzas de atracción dipolo-dipolo
 Fuerzas de atracción entre iones o dipolos-moléculas polarizables
 Fuerzas entre dipolos instantáneos-dipolos inducidos
 Fuerzas hidrofóbicas
 Fuerzas de repulsión

9. Antes que seguir ... ¿qué es entropía?

10. Si fueramos ingenieros..

11. Entropía fácil…

13.  El flujo de energía es la esencia de la vida,
se comprende mejor a una célula como un
complejo sistema de transformación de
energía

14. Espontaneidad de las reacciones
 Las reacciones químicas que tienen lugar
espontáneamente suelen ser exotérmicas, es
decir, con desprendimiento de calor.
 El calor que se desprende o absorbe en una
reacción a presión constante recibe el nombre
de Entalpía (∆ H). Las reacciones en las que se
desprende calor son exotérmicas: ∆ H < 0
 Sin embargo, hay reacciones endotérmicas que
cursan espontáneamente, ∆ H > 0; por ejemplo,
la disolución de sulfato amónico en agua.

15. Espontaneidad de las reacciones
 La disolución de sulfato amónico en agua es un
proceso por el cual se pasa de un estado
cristalino altamente ordenado, a otro de mucho
mayor desorden molecular.
 La función termodinámica que mide el desorden
de un sistema recibe el nombre de Entropía (∆
S). Puede observarse que muchas reacciones
que cursan espontáneamente lo hacen con
incremento positivo de entropía: ∆ S > 0.
 Sin embargo, hay procesos espontáneos que
cursan con disminución de entropía. Ej: la
solidificación del agua a 0 ºC.

16. Energía Libre de Gibbs
 Gibbs fue el primero en proponer que un
sistema químico busca, no solamente el estado
de mínima energía o entalpía (H), sino también
el estado de máximo desorden o entropía (S).
 Definió una nueva función de estado, la energía
libre, G, que relaciona la entalpía y la entropía:
G = H - TS
 Pueden cursar espontáneamente aquellos
procesos en los que se desprende energía libre
(∆ G < 0); pero no aquellos procesos en los que
se absorbe energía libre (∆ G > 0)

17. Energía Libre de Gibbs
Situaciones:
 Si ∆ H < 0 (exotérmico) y ∆ S > 0 (aumenta el
"desorden") para cualquier temperatura, el G < 0
siempre.
 Cuando ∆ H < 0 (exotérmico) y ∆ S < 0 (disminuye
el desorden) el proceso ocurrirá espontáneamente
si es suficientemente exotérmico para sobrepasar la
disminución en entropía
 Si ∆ H > 0 (endotérmico) y ∆ S > 0; ∆ G < 0
solamente a T bien altas.

18. Energía Libre de Gibbs
 En procesos irreversibles (espontáneos) ∆G < 0;
esto representa una tendencia hacia el estado final.
En una reacción química indica que la formación de
productos está favorecida.
 Por el contrario, un valor de ∆G > 0 representa una
tendencia de espontaneidad hacia los reactivos a
partir de los productos.
 En procesos reversibles (de equilibrio) ∆G = 0; esto
representa la condición de un sistema estable en
que la velocidad de formación de productos y
sustratos es igual.

19. Energía Libre de Gibbs
Dada una reacción A B, ésta cursará de izquierda a
derecha cuando las concentraciones de A y B sean tales
que la ∆G <0.
La energía libre del sistema viene dada por:
[B]
∆ G = ∆ G + RT ln
0
[A]
Donde ∆G0 es la Energía Libre Standard de la reacción
(reactivos a concentración 1M, en condiciones STP) .
Conociendo ∆ G0 podemos calcular si un proceso puede
tener lugar espontáneamente o no en unas
determinadas condiciones.

20. Energía Libre de Gibbs
En el equilibrio, ∆G = 0; por tanto,
[Beq]
0 = ∆G + RT ln [A ]
0
eq
[Beq]
Pero = Keq Por tanto, ∆G0 = -RT ln Keq
[Aeq]

21. Glucosa 6P + H2O Glucosa + Pi
Condiciones intracelulares:
Temperatura: 37 ºC, equivalentes a 310 ºK
[Glucosa-6-fosfato], 1 mM
[Glucosa], 0.01 mM
[fosfato], 10 mM
∆G0 = -3250 cal/mol
[Glucosa] [Fosfato]
∆G = ∆G + RT ln
0
[Glucosa-6-fosfato]
Sustituyendo, obtenemos:
∆G = -3250 + 1.98*310*2.303* log 10-5*10-3
= -8900 cal/mol
10-2

22. Acoplamiento catabolismo-
anabolismo
Estructuras complejas
Catabolismo ∆G Anabolismo
Estructuras simples

23. En general, podemos decir:
Reacciones catabólicas: ∆G < 0
Reacciones anabólicas: ∆G > 0
Supongamos una reacción anabólica mediante la cual se forma
un enlace químico entre A y B; esquemáticamente,
A+B A-B (∆G > 0)
La reacción no puede tener lugar espontáneamente.
¿Cómo puede entonces tener lugar en el metabolismo?

24. Acoplamiento catabolismo-
anabolismo
Lo que ocurre en el metabolismo es que las reacciones
endergónicas (∆G > 0) se acoplan a reacciones
exergónicas (∆G < 0) de manera que :
1. La energía liberada en una de las reacciones es
utilizada por la otra.
2. La suma total de energías libres de una y otra reacción
da un ∆G < 0, por lo que el proceso en conjunto tiene
lugar espontáneamente.

25. Así, la reacción
A+B A-B (∆G1 > 0)
Se acopla a
X-Y + H2O X +Y (∆G2 < 0)
Siendo |∆G2 | > |∆G1|
Dando lugar a una reacción global
A + B + X-Y + H2O A-B + X + Y (∆G < 0)

26. Acoplamiento catabolismo-
anabolismo
NH2
 La reacción que se O O O
N
N
acopla en los seres O -
P O P O P O CH2 O N
N
vivos a procesos O- O- O-
endergónicos es, en la OH OH
mayoría de los casos,
la hidrólisis de ATP
polifosfatos, O O O O
principalmente la R O P O
-
-
P O + H2O R O P OH + HO P O-
O O- O- O-
hidrólisis de ATP
Hidrólisis de polifosfatos

27. Existen otras configuraciones de alta energía,
por ejemplo:
O O O
H2N C O P O-
-
R C S CoA
O
Carbamilfosfato Tioésteres de Coenzima A
COO- O O CH3 O
C O P O- C CH2 N C NH P O-
-
CH2 O - O NH O-
Fosfoenolpiruvato Fosfocreatina

28. Acoplamiento catabolismo-
anabolismo

29. Acoplamiento catabolismo-
anabolismo

30. Acoplamiento catabolismo-
anabolismo
 Los procesos catabólicos productores de
energía generan ATP, que se empleará en
todas aquellas reacciones endergónicas en
las que sea requerido.
 El ATP puede ser sintetizado mediante:
 Fosforilación a nivel de sustrato
 Fosforilación oxidativa

31. Óxido-Reducción
 Las reacciones de óxido reducción son
reacciones de transferencia de electrones.
En estas reacciones un elemento se oxida,
es decir pierde electrones, y otro elemento
gana electrones, es decir, se reduce.
 El elemento que se oxida es el agente
reductor porque dona los electrones,
mientras que el elemento que se reduce es
el agente oxidante.

32. Catabolismo y Anabolismo
CATABOLISMO
ANABOLISMO

33. Coenzimas óxido-reducción
Adenina Adenina
Ribosa Ribosa
NAD+ NADH + H+

34. Niacina (B3) precursor del
NAD

35. Coenzimas óxido-reducción
FAD
FADH2

36. Rivoflavina (B2) precursor FAD

37. MITOCONDRIA

38. Nutrientes
Proteínas Polisacáridos Lípidos
Aminoácidos Monosac. Ac. Grasos
G
l
u
c
ó
l Poder Poder
i reductor reductor
s
i
s
Piruvato
Acetil CoA
Ciclo de
Krebs
Poder
reductor
CO2 + H20

39. Ciclo de Krebs

40. Metabolismo Mitocondrial
El ciclo de Krebs o Ciclo de los Ácidos Tricarboxílicos

41. Complejos multienzimáticos
Ejemplo:
El complejo multienzimático
Piruvato deshidrogenasa (PDH) está formado
por múltiples copias de tres enzimas:
Piruvato Dihidrolipoil Dihidrolipoil
deshidrogenasa transacetilasa deshidrogenasa
(E1) (E2) (E3)

42. Complejos multienzimáticos
Piruvato deshidrogenasa

43. Complejo multienzimático de la
Piruvato Deshidrogenasa

44. Complejo multienzimático de la
Piruvato Deshidrogenasa

45. Complejo multienzimático de la
Piruvato Deshidrogenasa

46. Regulación de la
Piruvado Deshidrogensa
h

47. Regulación Piruvato
Deshidrogenasa