Presentación de PowerPoint

Bioquímica y Biología Molecular
Maestría en Bioinformática
Bioenergética, Enzimas, Metabolismo….
Laboratorio de Interacciones
Moleculares
Facultad de Ciencias, UdelaR
Iguá 4225,11400 Montevideo, Uruguay
tel: + 598 2 525 86 18-22 ext 237
Metabolismo celular
Bioenergética: es el estudio cuantitativo de las transferencias energéticas
que se producen en las células así como la naturaleza y función de los procesos
químicos implicados en estas transferencia de energía.
Leyes de la Termodinámica:
Primera ley o principio de la conservación de la energía: en cualquier cambio físico o
químico, la cantidad total de energía del universo permanece constante.
Segunda ley: en todo los procesos la entropía del universo se incrementa o la
entropía de un sistema aislado tenderá a aumentar hacia un valor máximo.
SISTEMA: Es la porción de universo que tomamos como objeto de estudio.
Existen tres tipos de sistemas:
SISTEMAS AISLADOS
(no intercambia materia ni energía)
SISTEMAS CERRADOS
SISTEMAS ABIERTOS
(no intercambia materia si energía)
(intercambia materia y energía)
ESTADO DE UN SISTEMA: es el conjunto de
propiedades que permiten definirlo (ej.: P, V, T)
SISTEMA + ENTORNO= UNIVERSO
¿Qué tipo de sistema es una célula?
Algunas definiciones:
Entalpía
H o entalpía, expresa el contenido de calor en una reacción a presión constante,
se mide como la diferencia entre: H(productos) – H(reactivos) = H
Cuando se libera calor se dice que es una reacción exotérmica y H es negativo
ya que el contenido de calor de los productos es menor que los reactivos; si la
reacción absorbe calor del medio se habla de una reacción endotérmica y
H es positivo. H es equivalente a E cuando no hay cambios de volumen.
Energía Libre
G o energía libre de Gibbs, expresa la cantidad de energía capaz de realizar
trabajo, se mide como la diferencia de energía entre
G(productos) – G(reactivos) = G,
si G es negativo si dice que es una reacción exergónica, si G es positivo la
reacción es endergónica.
Entropía
S o entropía, es una magnitud del desorden en un sistema, cuando los productos
son menos complejos y más desordenados que los reactivos la entropía aumenta,
S(productos) – S(reactivos) = S
Estas magnitudes (bajo condiciones de temperatura y presión constantes)
están relacionadas entre si de acuerdo con la siguiente ecuación:
G =
H
energía libre entalpía
T S
entropía
donde T es la temperatura absoluta (en grados K).
Todo proceso esta termodinámicamente favorecido cuando G es negativo
o es exergónico, cuando G = 0 el proceso esta en equilibrio.
G = H - T S
H
-
S
+
G
entalpía negativa, reacción exotérmica
Negativo
y S positivo, aumenta la entropía.
+
-
reacción endotérmica y disminuye la
entropía
-
-
reacción favorecida por el H pero no
favorecida por el S
+
+
reacción endotérmica pero se favorece
por aumento de la entropía
Positivo
(a cualquier temp)
Puede ser + o (favorable a bajas temp)
Puede ser + o (favorable a altas temp)
Contribución de S y H a las reacciones químicas
Cambios
favorables de S
yH
Reacción dirigida
por H
Reacción dirigida
por S
Dependencia de G con la concentración de reactivos y productos
A+B
C
CH3COOH
D
CH3COO-
[C][D]
Keq =
+
+
H+
[CH3COO-][H+]
Ka =
[A][B]
[CH3COOH]
Ka = 1.74 x 10-5
Cuando se alcanza el equilibrio, el valor de G = O
El potencial químico de una sustancia esta determinado por:
GA = GoA + RT ln[A] donde GoA es el potencial químico en condiciones estándar
A+B
G =
G =
C
G productos
(GC + GD)
GO
+
-
[C][D]
+
RT ln
[A][B]
D
G reactivos
(GA + GB)
= GO + RT ln
[Productos]
[Reactivos]
Go es la energía libre en condiciones
estándar, 1 M de reactivos y
productos, 25oC
R = 8.314 J/K.mol
T = temperatura absoluta en oK
¿Qué sucede cuando se alcanza el equilibrio?
G = 0

también se puede escribir
Go = - RT ln Keq
Keq = e - Go / RT
Reacciones acopladas
Reacciones acopladas
Una cantidad termodinámica (ej: G, H o
S) nos indica si 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.)
¿Cómo se aplican estos principios en el metabolismo celular?
La primera reacción de la glucólisis es la formación de glucosa-1-fosfato a
partir de glucosa, esta es una reacción desfavorable desde el punto de vista
termodinámico:
Glucosa + Pi
Glucosa-6-fosfato
+ H2O
Go = +13.8 kJ/mol
para hacer esta reacción posible se acopla con la hidrólisis de ATP,
ATP + H2O
ADP +
Pi
Go = -30.5 kJ/mol
Glucosa + Pi
ATP
+ H2O
Glucosa-6-fosfato + H2O
ADP + Pi
Go = +13.8 kJ/mol
Go = -30.5 kJ/mol
Glucosa + ATP
Glucosa-6-fosfato + ADP
Go = -16.7 kJ/mol
Reacciones acopladas
Glucosa + 6O2
si
6CO2 + 6H20
Ho = -2816 kJ/mol y So = +0.181 kJ/mol
¿Cuál es el valor de Go a 37oC?
¿Si se aumenta la temperatura, puede TSo igualar a Ho y hacer Go
cero ?
¿Si el Go de hidrólisis de ATP es -31 kJ/mol, cuál es el máximo de
moles de ATP que se podrían generar si se acopla a la oxidación
completa de glucosa la síntesis de ATP a partir de ADP y Pi?
1)
Go = Ho - TSo = - 2816 – (310º x 0.181 ) = - 2872 kJ/mol
2) No, es imposible porque So es + 0.181 y - T So siempre será un
valor negativo
3)
2872 kJ/mol / 31 kJ/mol = 92.6 ATP !!
38 ATP o sea 41 %
¿Cuál es el rendimiento a nivel biológico?
Glucosa
Glucosa-6-P
Fructosa-6-P
83 µM
Glucosa-6-P
Piruvato
14 µM concentraciones intracelulares
Fructosa-6-P
Go = + 1.7 kJ/mol
¿Cuál es la Keq de esta reacción?
Gº’ = -RT ln Keq
Keq = e - Gº’ / RT = 0.52
Quiere decir que el equilibrio hay [F6P]/[G6P] = 0.52
o sea hay 34% de F6P y 66% de G6P
¿Qué sucede en la célula?
G =
[14x10-3M]
+1.7 kJ/mol + 0.0083 kJ//K.mol x 310oK ln
= -2.9 kJ/mol
[83x10-3M]
Metabolismo
Actividad celular muy coordinada y dirigida en la que
muchos sistemas multi-enzimáticos 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
Características del Metabolismo
1. Las vías metabólicas son irreversibles
2. Las vías anabólicas
diferentes
y
catabólicas
deben
ser
3. Cada vía metabólica tiene un primer paso limitante
4. Todas las
finamente
vías
metabólicas
están
reguladas
5. En los eucariotas las vías metabólicas transcurren
en localizaciones celulares específicas
Topografía del metabolismo
Núcleo: replicación de DNA, síntesis de tRNA,
mRNA, y de proteínas nucleares
Nucléolo: síntesis de RNA ribosómico
Citosol: Glucólisis, ruta de las pentosas,
síntesis de ácidos grasos, síntesis de nucleótidos,
reacciones de gluconeogénesis
Gránulos de glucógeno: síntesis y degradación
de glucógeno
Lisosoma: enzimas hidrolíticas
Mitocondria: Ciclo de Krebs, fosforilación
Oxidativa, oxidación de ácidos grasos,
catabolismo de aminoacidos
Reticulo endoplasmico: síntesis de
lípidos
Ribosomas: síntesis de proteínas
Golgi: Maduración de glucoproteínas,
Formación de membranas
Ciclo del ATP
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
G =
Go’
+ RT ln
[ADP][Pi]
[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
Flujo de grupos fosfato
Oxidaciones y Generación de Energía Celular
Durante el metabolismo celular se producen oxidaciones de los sustratos
metabólicos (con la concomitante reducción de intermediarios) y estas
reacciones se utilizan para obtener energía.
Un compuesto que se oxida cede electrones (reductor)
Un compuesto que se reduce recibe electrones (oxidante)
Ejemplo:
Fe2+ + Cu2+
Fe3+
+
Fe3+
Cu1+
+ 1e-
Cu1+
Hay dos semi reacciones:
Fe2+
Cu2+ + 1e-
oxidación
reducción
Al igual que los ácidos y las bases, siempre que hay una oxidación (perdida de
electrones) debe haber una reducción (ganancia de electrones).
¿Quién se lleva los electrones?
Molécula que participa en las reacciones redox intracelulares
NAD+ + 2e- + H+
NADH
E´o = - 0.320 V
Potencial Redox
E0
1M H+
1 atm H2
salt bridge
1MX
1 M XH2
1 M H+
• Condiciones Standard : 1 M
• Comparado al par de referencia: 2H+ + 2e- <--> H2 (arbitrariamente cero).
• Se mide un E0 en voltios
¿Quién se lleva los electrones?
A diferencia del G,
cuanto más grande y positivo
el potencial redox (Eo), mayor la
tendencia a aceptar electrones
(actuar como agente oxidante).
Hay una relación directa entre el
potencial redox y la energía libre:
G0 = -n F E0
Donde
E0 = Eo(aceptor)- Eo(donador)
n = número de electrones
F constante de Faraday
96.5 kJ/mol.V
Un valor de E positivo generará
valores de G negativos
Ejemplo:
Oxidación de NADH por oxígeno
NADH + H+ + 1/2O2
NAD+ + H2O
Las dos semi-reacciones serían:
NAD+ + H+ + 2e1/2O2 + H+ + 2eUsando
NADH + H+
H2O
EO = -0.32 V
EO = +0.82 V
G0 = -n F E0
G0 = - (2).(96.5 kJ/mol.V){0.82 V –(-0.32V)} = - 220 kJ/mol
Enzimas
A. Propiedades generales de las enzimas
B. Principios fundamentales de su acción catalítica
C. Introducción a la cinética enzimática
D. Enzimas reguladores
Propiedades generales de las enzimas
1. Son los catalizadores de las reacciones químicas en
los sistemas biológicos
2. Aceleran muchísimo la velocidad de las reacciones
(106 – 1014 veces).
3. Poseen un elevado grado de especificidad de
sustrato
4. La actividad catalítica depende de la integridad de la
estructura nativa así como del pH y temperatura.
Propiedades generales de las enzimas
La mayoría de las enzimas son proteínas:
•
La función depende de la integridad de la
conformación proteica nativa
•
Existen enzimas que son proteínas simples y otras
que requieren componentes químicos adicionales:
-
•
Cofactores: - iones inorgánicos (Fe2+, Mg2+, Mn2+ o Zn2+)
- complejos orgánicos o metaloorgánicos
(coenzimas)
Los cofactores unidos covalentemente: grupos prostéticos
Holoenzima / Apoenzima
Propiedades generales de las enzimas
Las enzimas se clasifican según la reacción
catalizada:
•
Nomenclatura:
-
Número clasificatorio de 4 dígitos (E.C.)
Nombre sistemático
Nombre trivial
ATP + D-Glucosa
ADP + D-Glucosa-fosfato
Nomenclatura: se adiciona sufijo “asa” al nombre del sustrato o de la reacción que cataliza
Número clasificatorio: E.C. 2.7.1.1. (E.C: Enzyme Commission of the IUB:
International Union of Biiochemistry)
2. Clase: Transferasa
7. Subclase: Fosfotransferasa
1. Fosfotransferasas con OH como aceptor
1. D-glucosa como aceptor del fosfato
Nombre sistemático: ATP:glucosa fosfotransferasa
Nombre trivial: hexoquinasa
Enzimas
A. Propiedades generales de las enzimas
B. Principios fundamentales de su acción catalítica
C. Introducción a la cinética enzimática
E. Enzimas reguladores
Principios fundamentales de la acción catalítica de las enzimas
¿ cómo funcionan las enzimas ?
Figure 3-48 Molecular Biology of the Cell (© Garland Science 2008)
Las enzimas alteran las velocidades de reacción
pero no los equilibrios
(A) S
(B) E + S
ES
(A)
P
EP
E+P
(B)
Las velocidades de reacción y los equilibrios
tienen definiciones termodinámicas precisas
• Equilibrio de reacción depende ΔG’o
• Velocidad de reacción depende de ΔG‡
S
V = k [S]
P
Keq’ =
k=
KT
[P]
[S]
G’o = - RT ln Keq’
e - G‡ / RT
h
K = constante de Boltzmann
h = constante de Planck
Las interacciones débiles entre enzima y sustrato
son óptimas en el estado de transición
Enzimas
A. Propiedades generales de las enzimas
B. Principios fundamentales de su acción catalítica
C. Introducción a la cinética enzimática
D. Enzimas reguladores
El modelo de Michaelis-Menten (1913)
Leonor Michaelis
Maud Menten
Postularon que la enzima se combina en primer lugar
con el sustrato, de forma reversible
El complejo se descompone en una reacción más
lenta, dando lugar al producto y enzima libre
Cinética del estado estacionario
Cinética del estado estacionario
Cinética del estado estacionario
E+S ↔
k
k1
-1
ES → E + P
d[ES] = k1 [E][S]
dt
- d[ES] = k-1 [ES] + k2[ES]
dt
k2
E+S ↔
Formación de ES:
ES → E + P
k1[EL][S]
Descomposición de ES: k-1 [ES] + k2 [ES]
k1[EL][S] = k-1 [ES] + k2 [ES]
k-1+ k2 = [EL][S]
k1
ET = EL + ES
EL = ET - ES
[ES]
Constante de Michaelis:
k-1+ k2 = [ET - ES][S]
KM =
k1
[ES]
Constante de disociación del complejo ES:
Ks =
k-1 = [EL][S]
k1
[ES]
Relación entre concentración de sustrato y
velocidad de reacción enzimática
La velocidad inicial de la reacción siempre
corresponde a la ecuación:
vo = k2 [ES]
Cuando toda la enzima se encuentra formando
complejo ES:
vmax = k2 [ET]
Relación entre concentración de sustrato y
velocidad de reacción enzimática
k1[EL][S] = k-1 [ES] + k2 [ES]
k1[ET - ES][S] = k-1 [ES] + k2 [ES]
k1[ET][S] – k1[ES][S] = k-1 [ES] + k2 [ES]
k1[ET] [S] = k-1 [ES] + k2 [ES] + k1[ES][S]
k1[ET] [S] = [ES] (k-1 + k2 + k1[S])
Dividimos por k1:
[ET] [S] = [ES] ((k-1 + k2 ) + [S])
k1
[ET] [S] = [ES] (KM +[S])
[ES] =
[ET] [S]
(KM +[S])
y
k2 =
vmax
[ET]
 como vo = k2 [ES]
Ecuación de
Michaelis-Menten
vo =
vmax [S]
KM + [S]
La concentración de sustrato afecta la velocidad
de reacción catalizada por enzimas
Km y Vmax son característicos para cada pareja
enzima-sustrato
Gráfico de dobles recíprocos
1
KM 1
1
=
+
vo Vmax [S] Vmax
y= ax + b
Ecuación de Lineweaver -Burk
Si k2 es la constante del paso limitante de
reacción entonces:
k2 = kcat o Número de recambio
El Nº de recambio es el número de moléculas
de sustrato convertidas en producto por una
molécula de enzima, cuando la enzima está
saturada.
1/kcat es el tiempo que dura un ciclo catalítico.
Muchas enzimas catalizan reacciones con dos
o más sustratos
Inhibición competitiva
KM aparente es mayor que KM real
Vmáx no se modifica
Inhibición no-competitiva
Inhibición acompetitiva
Efecto del pH sobre la actividad enzimática
Enzimas
A. Propiedades generales de las enzimas
B. Principios fundamentales de su acción catalítica
C. Introducción a la cinética enzimática
D. Enzimas reguladoras
1. Enzimas alostéricas
Así es que funciona la
regulación alostérica
de enzimas
Enzimas reguladoras
2. Modulación covalente reversible