Bioenergetica

BIOENERGÉTICA

• Considera a los sistemas vivos como máquinas químicas capaces de trabajar en condiciones de temperatura, presión y volúmenes constantes.

• Estudia los principios químicos, físicos y termodinámicos que regulan la dinámica del sistema de regulación del ATP, en la energética de las células vivas.

Ciclo del ATP

1:- El ATP actúa de modo cíclico como un simple transportador de energía química (trabajo celular).

2:- El ATP se genera por condensación del ADP y Pi, a través, de reacciones de fosforilación ligadas o acopladas a expensas de la energía que se libera por oxidación de moléculas combustibles.

3:- El ATP, puede ceder su grupo fosfato terminal a moléculas aceptoras específicas (activadas energéticamente).

4:- La hidrólisis del ATP produce ADP y Pi, con la consecuente liberación de energía y estimular el transporte activo, biosíntesis, contracción muscular.

Propiedades del ATP

1:- El ATP, ADP y AMP, se encuentran en los tejidos animales y vegetales a concentraciones que fluctúan, entre 2 a 10 mM.

2:- En células de metabolismo activo las concentraciones de ATP son inferiores a las de ADP y AMP.

4:- A pH 7,0 el ATP y ADP son aniones. (Moléculas con carga negativa)

5:- El ATP presenta 4 protones ionizables en sus grupos P condensados, mientras que, el ADP presenta 3 protones ionizables.

6:- Tres de los 4 H del ATP se hallan totalmente ionizados a pH 7,0.

7:- El cuarto H presenta un pK´ de 6,95 y por lo tanto disociado en un 50% a pH 7,0.

8:- En células intactas el ATP y ADP se hallan como complejos 1:1 con magnesio. Ej: MgATP-2 y MgADP-. Consecuencia de la afinidad de los grupos Ppi por los cationes bivalentes.

9:- En la mayor parte de las reacciones enzimáticas, donde el ATP es el dador de fosfato, su forma activa es el complejo MgATP-2.

Principios de equilibrio químico

1:- Primera ley.

Principio de conservación. La energía no se crea ni se destruye durante un proceso determinado, puede transformarse de una forma a otra. Ej: La energía química en energía térmica, eléctrica o mecánica.

2:- Segunda ley.

Equilibrio termodinámico. Establece que en todos los procesos, la entropía del sistema (desorden, libertad) más la de su entorno (entropía del universo) experimentan el equilibrio, donde la entropía es máxima.

Energía libre (ΔG)

Porción del cambio de energía (ΔH) que está disponible capaz de realizar trabajo útil en condiciones de temperatura y presión constante, a medida que el sistema tiende al equilibrio. Se define como:

ΔG = ΔH - TxΔS

ΔG: Variación de energía libre.

ΔH: Variación de la entalpía. Variación de energía total de una reacción.

ΔS: Variación de la entropía.

T : Temperatura absoluta.

Energía libre estándar Gº

1:- Se define como la diferencia entre las sumas de las energías libres de los productos y reaccionantes, a 25ºC (298ºK), a una concentración 1 M y a una atmósfera de presión.

ΔGº = Gº prod. - Gº react.

2:- ΔGº, es una constante para cualquier reacción química, mientras que el vG varía con las concentraciones de los reaccionantes y productos.

Energía libre estándar (ΔGº)

3:- ΔG = ΔGº, (S y P = 1M). Una reacción química es espontánea, sólo cuando vG presenta signo (-), es decir, sí disminuye la energía libre del sistema.

4:- Si el ΔG es positiva, implica que la reacción química puede realizarse en el sentido en que se halla escrita, pero se encuentra termodinámicamente desfavorecida.

5:- El valor ΔGº de una reacción química representa el trabajo máximo que se puede realizar (Kcal o Kj).

6:- Las reacciones químicas con una variación de energía libre estándar negativa se denominan exergónicas.

7:- Las reacciones con una variación de energía libre estándar positiva, reciben el nombre de endergónicas.

8:- La variación de energía libre estándar a pH 7,0 se representa por Gº´ y la que tiene lugar a pH 0,0 por Gº.

Aditividad de las variaciones de energía libre estándar (ΔGº´)

Las variaciones de energía libre estándar de las reacciones químicas son aditivas (acopladas) y en cualquier secuencia de reacciones consecutivas.

Energía libre estándar de formación (ΔGº´f)

• Disminución de energía libre que se produce, cuando se forma un mol del compuesto, a partir, de sus elementos.

• Equivale a la diferencia entre las suma de las energías libres estándar de formación de los productos y las energías libres estándar de formación de los reaccionantes.

TRANSFERENCIA DE ENERGÍA QUÍMICA

Tendencia termodinámica o potencial de un grupo fosfato de una molécula a ser transferido a otra, en una reacción catalizada por enzimas.

Energía libre estándar de hidrólisis del ATP

1:- Su determinación, a través de la constante de equilibrio se dificulta, ya sea en la determinación de los vGº´ para cualquier reacción que presente valores de vGº´ muy (+) o muy (-).

2:- El vGº´ ATP, se obtiene por adición de los valores de vGº´ de reacciones consecutivas y corresponde a -7,3 Kcal. /mol.

3:-La vGº´ de hidrólisis del ADP es similar a la del ATP.

4:- La vGº´ AMP es relativamente inferior (-3,4 Kcal./mol), debido a que los enlaces entre fosfatos adyacentes al ATP y ADP son enlaces anhídridos, mientras que el enlace entre el ácido fosfórico y la ribosa es un enlace del tipo éster.

Termodinámica del ATP

¿Por qué el ATP presenta una energía libre estándar de hidrólisis más negativa, que la presentada por otros compuestos fosforilados? Ejemplo: Glucosa 6 - P.

Propiedades

1:- El ión fosfato próximo a pH 7,0, es un híbrido en resonancia, en el que el doble enlace presenta carácter de enlace simple.

2:- Los híbridos en resonancia son más estables (contienen menos energía libre). Se estabilizan por una cantidad de energía llamada, energía de estabilización por resonancia.

3:- Los grupos fosfatos del ATP, ADP y AMP son híbridos por resonancia, que se estabilizan por cantidades diferentes de energía de resonancia, y que dependen de la configuración electrónica de los grupos

...