ENERGÍA y METABOLISMO ENERGÍA y METABOLISMO

ENERGÍA
ENERGÍA
y
y
METABOLISMO
METABOLISMO
Energía
Energía es la capacidad de realizar trabajo. A pesar
que existen varias formas de energía: química,
luminosa, mecánica, etc. , solo hay dos tipos básicos:
Potencial: es la capacidad de realizar trabajo como
resultado de su estado o posición. Puede estar en los
enlace químicos, en un gradiente de concentración, en
un potencial eléctrico, etc.
Cinética: es la energía del movimiento, puede existir
en forma de calor, luz, etc.
•
•
Energía Potencial
–
Capacidad para hacer
trabajo debido a la
posición o estado.
–
La energía química es
energía potencial
almacenada en enlaces
químicos.
Energía Cinética
–
Energía de movimiento
FORMAS DE ENERGÍA
CINÉTICA
POTENCIAL
Luz
Electricidad
Calor
Sonido
Rotación
Viento
Magnética
Gravedad
Química
Elástica
Nuclear
Masa
En términos bioquímicos, la energía representa la capacidad de
cambio, ya que la vida depende de de que la energía pueda ser
transformada de una forma a otra, cuyo estudio es la base de la
termodinámica. Sus leyes son aplicables a los sistemas
cerrados o aislados, es decir aquellos que no intercambian
energía con el medio que los rodea; las células son sistemas
abiertos, o sea pequeñas partes de un sistema cerrado mayor.
Las leyes de la termodinámica expresan:
1º Ley: en un sistema aislado la energía no se crea ni se
destruye, puede ser transformada de una forma en otra.
2º Ley: no toda la energía puede ser usada y el desorden tiende a
aumentar, lo que se conoce como entropía.
•
Un sistema cerrado no inter-cambia
energía con sus alrededores
Sistema
Cerrado
• Los organismos vivos son
sistemas abiertos
Sistema Abierto
Intercambio de energía
alrededores
alrededores
¿Energía para que?
• Reproducción
• Crecimiento
• Desarrollo
• Movimiento
• Adaptación
• Nutrición
- transporte
- degradación & síntesis
¿Energía… de dónde?
Los organismos vivos capturan, transforman y
transfieren energía mediante:
Reacciones de oxi-reducción de:
- moléculas inorgánicas reducidas
- moléculas orgánicas reducidas.
Captura de energía lumínica para ser
trasnformada en energía potencial
(energia química - moléculas orgánicas
reducidas) mediante reacciones de oxireducción.
¿Energía… de dónde?
Captura y
transformación
de energía
solar
¿Energía… de dónde?
Oxidación de
Moléculas
Inorgánicas
Reducidas
O2
NO3
Fe+++
QUIMIOAUTOTROFOS
¿Energía… de dónde?
heterotrofos
Oxidación de
Materia Orgánica
Oxidación versus Reducción
OXIDACIÓN - PÉRDIDA O REMOCIÓN DE ELECTRONES
REDUCCIÓN - GANANCIA O ACEPTACIÓN DE ELECTRONES
Agente Oxidante y Agente Reductor
Gana
electrones
Pierde
electrones
+
+
Agente
oxidante
Agente
reductor
Agente
oxidante
reducido
Agente
reductor
oxidado
A esta combinación se le conoce como reacción redox
REACCION REDOX
C6H12O6 + 6O2
6CO2 + 6H2O + energía
Oxidación – Reducción
del Carbono
OXIDACIÓN
Molécula
de
carbono
oxidada
Molécula
orgánica
reducida
REDUCCIÓN
Oxidación – Reducción
del Carbono
OXIDACIÓN
I
C
O=C=O
I
REDUCCIÓN
Reconocer el estado redox de moléculas orgánicas
utilizando como criterio
los grupos funcionales asociados al carbono.
OXIDACIÓN
I
I
C
C OH
I
I
O
II
C H
O
II
C OH
O
II
C CH3
REDUCCIÓN
O=C=O
Los organismos vivos capturan,
transforman y transfieren energía
mediante las reacciones químicas
que integran el metabolismo celular.
Metabolismo:
– Suma de todas las actividades químicas que
se llevan a cabo en un organismo
– Anabolismo
• Síntesis de moléculas complejas a partir de substancias
simples
– Catabolismo
• Rompimiento de moléculas grandes en moléculas más
simples
Las reacciones químicas que ocurren en los
organismos vivos estan sujetas a las mismas
leyes de termodinámica que operan en sistemas
cerrados.
• Primera Ley de Termodinámica
– La energía no puede ser creada ni destruida
– La energia puede ser transferida y cambiada de
forma.
En consecuencia:
• La suma de la energía de los productos de la
reacción y la de la energía liberada o consumida en
la reacción misma es igual a la energía inicial de las
sustancias que reaccionan.
•
Los organismos no pueden producir energía, pero
como sistemas abiertos pueden capturar energía de
sus alrededores mediante reacciones químicas.
•Segunda Ley de Termodinámica
– La entropía está en contínuo aumento
– Ningún transferimiento de energía es 100%
eficiente
– Parte de la energía se disipa como calor
La segunda ley establece que en el curso de las
conversiones energéticas, el potencial termodinámico -o
energía potencial termodinámica- de un sistema en el
estado final siempre será menor que el potencial
termodinámico del mismo sistema en el estado inicial.
En consecuencia:
Para mantener la organización de la cual depende la
vida, los sistemas vivos deben tener un suministro
constante de energía que les permita superar la
tendencia hacia el desorden creciente. El Sol es la
fuente original de esta energía. La energía solar es
transformada
por
los
fototrofos
en
energía
alamacenada en enlaces químicos.
La energía para la célula proviene
en última instancia de reacciones
químicas.
Reacciones Quimicas
Las transformaciones energéticas en las células vivas implican el
movimiento de electrones de un nivel energético a otro y,
frecuentemente, de un átomo o molécula a otro. Las reacciones
químicas son procesos de intercorversión de substancias
químicas. Las moléculas que participan en una reacción química
se conocen como reactivos o reactantes.
Una vez iniciada una reacción química la misma puede
evolucionar de dos maneras diferentes: la reacción puede
desarrollarse hasta que se agote uno de los reactivos o bien
transcurrir hasta un cierto punto en el que, aunque existan
reactivos en cantidad suficiente, la reacción, aparentemente, se
detiene.
A + B
C+ D
Reacciones Ireversibless
A medida que la reacción progresa, disminuye el número de
moléculas A y B, y aumenta en número de moléculas C y D.
Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción
continua hasta que las moléculas A y B se consumen. Este tipo
de reacción se denomina irreversible . Graficando este caso
tenemos:
Ejemplo:
2HCl + Zn  ZnCl2 + H2 (g)
Reacciones Reversibles
En el segundo caso se dice que el sistema formado por los reactivos, los
productos y el medio de reacción ha alcanzado un estado de equilibrio. A
pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se
modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo
ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para
formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad
de producto es los suficientemente grande como para que estos
productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos
iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos
reacciones, directa e inversa. El equilibrio se alcanza cuando los
reactivos se transforman en productos con la misma velocidad
que los productos vuelven a transformarse en reactivos.
A + B
V1
C+ D
V2
En el punto de equilibrio: V1 = V2
Reacciones Reversibles
Si la moléculas C y D pueden reaccionar entre sí, la reacción avanzará hacia
la derecha mientras la concentración de las moléculas A y B sea importante,
a medida que comiencen a formarse moléculas C y D, la velocidad de
reacción disminuirá hasta que la concentración de las moléculas C y D sea
tal que la reacción comenzará a desplazarse hacia la izquierda, hasta que se
establezca un punto de equilibrio, donde ambas velocidades se equilibran, y
en el cual coexistirán moléculas A, B, C y D. Este tipo de reacciones se
denominan reversibles, y se representan con flecha de ida y vuelta:
A+B C+D
CH3-COOH + CH3OH
ácido etanoico + metanol
CH3-CO-O-CH3 + H2O
etanoato de metilo + agua
Equilibrio Químico
Si tenemos un equilibrio de la forma:
aA+bB
cC+dD
Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de
las concentraciones en el equilibrio de los productos
elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos,
dividido por el producto de las concentraciones de los
reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos
coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b
Si K < 1, se favorece la formación de reactivos.
Si K > 1, se favorece la formación de productos.
Equilibrio Químico
• Sólo puede existir equilibrio permenente en un sistema cerrado:
un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan
continuamente.
• Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades
observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar,
temperatura, etc.), no varían con el tiempo.
• Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la
temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la
temperatura original.
Factores Externos que pueden afectar
el Equilibrio Químico
1. Los efectos de la concentración: el aumento de las concentraciones
de A y B, produce más C y D para contrarrestar el aumento de A y B.
Ocurre lo mismo en el caso inverso.
2. Los efectos de la presión: en el caso de que A o B sean gases, el
aumento de presión, el sistema reaccionará disminuyendo su
volumen para contrarrestar el aumento de presión, con lo cual la
reacción se desplazará hacia la derecha.
3. Los efectos de la temperatura: si la reacción entre A y B libera calor
(exotérmica),y retiramos las calorías producidas, el sistema
reaccionará produciendo más calor para contrarrestar la pérdida,
con lo cual la reacción se desplazará hacia la derecha. Si por el
contrario, le suplimos calorías, el sistema contrarrestará la
modificación desplazándose hacia la izquierda.
La influencia de esos tres factores se puede predecir,
de una manera cualitativa por el Principio de Le
Chatelier,que dice lo siguiente:
Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los
factores que influyen en el mismo (i.e. temperatura,
presión o concentración), el sistema evoluciona de
forma que se desplaza en el sentido que tienda a
contrarrestar dicha variación.
Es probable que todas las reacciones químicas
puedan producirse en ambos sentidos, pero en
muchos casos la magnitud de la reacción inversa es
tan insignificante que puede ignorarse.
Cuando las condiciones son tales que, tanto la
reacción directa como la inversa pueden producirse
en magnitud apreciable, el proceso se describe
como una reacción reversible.
Cada célula desarrolla miles de reacciones químicas que
pueden ser exergónicas (con liberación de energía) o
endergónicas (con consumo de energía), que en su conjunto
constituyen el METABOLISMO CELULAR. Si las reacciones
químicas dentro de una célula están regidas por las mismas
leyes termodinámicas ... entonces cómo se desarrollan las
vías metabólicas?
1. Las células asocian las reacciones: las reacciones
endergónicas se llevan a cabo con la energía liberada por las
reacciones exergónicas.
2.
Las células sintetizan moléculas portadoras de energía que
son capaces de capturar la energía de las reacciones
exergónicas y las llevan a las reacciones endergónicas.
3. Las células regulan las reacciones químicas por medio de
catalizadores biológicos: ENZIMAS.
La diferencia entre los potenciales termodinámicos de los estados
inicial y final en una reaccin quimica se conoce como cambio en la
energía libre (o de Gibss) del sistema y se simboliza como ΔG.
Las reacciones exergónicas (que liberan energía) tienen un ΔG
negativo y las reacciones endergónicas (que requieren de energía)
tienen un ΔG positivo. Los factores que determinan el ΔG incluyen Δ
H, el cambio en el contenido de calor, y ΔS, el cambio en la entropía,
que es una medida del comportamiento aleatorio o desorden del
sistema.
Estos factores se relacionan según la siguiente fórmula:
ΔG=ΔH - TΔS
La entropía de un sistema es una medida del "grado de desorden" o
"grado de aleatoriedad" de ese sistema.
• Entalpía es la energía potencial total de un
sistema
• Según aumenta la entropía,disminuye la
cantidad de energía libre
• H = G + TS
•
•
•
•
H es entalpía
G es la energía libre
S es entropía
T es la temperatura absoluta en grados Kelvin
Entropía
La entropía es una función de estado (no puede
conocerse su valor absoluto, sino sólo la diferencia
entre los estados inicial y final). La entropía mide el
grado de desorden de un sistema. Los sistemas
desordenados tienen una entropía elevada, mientras
que los sistemas ordenados tienen una entropía muy
baja.
En las reacciones exotérmicas (se produce
desprendimiento de calor) aumenta la entropía del
entorno.
En las reacciones endotérmicas (se absorbe calor)
disminuye la entropía del entorno.
Reacción Exergónica versus Reacciôn Endergónica
• Reacciôn Exergónica
– Libera energía con la que se puede realizar trabajo
– En reacciones acopladas, suple energía libre para
promover una reacción endergônica
• Reacción Endergónica conlleva un aumento
en la energía libre de los productos
Espontaneidad de las reacciones químicas
Se denominan procesos químicos espontáneos los que tienen lugar de forma natural
en unas condiciones determinadas. Sobre esto pueden hacerse algunas consideraciones:
•Algunos procesos espontáneos requieren un estímulo inicial. Es el caso de la
reacción de formación del agua.
•La espontaneidad no implica nada acerca de la velocidad de los procesos. Por
ejemplo, la oxidación del hierro es un proceso espontáneo extraordinariamente lento.
•Si una reacción es espontánea en determinadas condiciones, la reacción inversa no
lo es en esas mismas condiciones. Así, la descomposición del agua mediante
electrólisis no es espontánea, sino que necesita suministro de energía eléctrica y la
reacción se detiene cuando se interrumpe el paso de la corriente eléctrica.
•La mayor parte de los procesos espontáneos son exotérmicos. Sin embargo, existen
excepciones, como la fusión del hielo, que es un proceso endotérmico y espontáneo.
•
•Existen reacciones no espontáneas a bajas temperaturas, pero que sí lo son a
temperaturas elevadas. Es el caso de la descomposición del carbonato de calcio.
Ejemplos de reacciones químicas espontáneas
Oxidación del hierro expuesto a la intemperie:
2Fe (s) + 3/2 O2 + 3 H2O (l) ® 2 Fe (OH)3 (s) ;
DH = -791 kJ
Combustión de una cerilla al frotarla:
P4S3 (s) + 8 O2 (g) ® P4O10 (s) + 3 SO2 (g) ;
DH = -620 kJ
Incineración de una mezcla de oxigeno e
hidrogeno en presencia de una chispa:
2 H2 (g) + O2 (g) ® 2 H2O (l)
DH = -572 kJ
Energía de Activación
Energía de Activación Y las Enzimas
Enzimas
– Son agentes catalíticos
– Las células regulan la razón de las reacciones
quimicas con enzimas.
– Disminuyen la energía de activación (energía
requerida para romper los enalces quimicos
existentes).
– Aunque la mayoría de las enzimas son proteínas .
Existen tambi´n ciertos tibos de RNA con actividad
catalítica (ribozimas).
Enzimas
– Trabajan mejor dentro de rangos limitados de
tempertura y pH.
– Virtualmente catalizan la mayoría de las reacciones
químicas que ocurren en la célula.
– Algunas enzimas consisten solo de poteínas
(holoenzimas)
– Algunas enzimas tienen dos componentes:
• Proteína llammada apoenzima
• Cofactor
Enzimas
Control del Metabolismo por Enzimas
• Inhibición por retroalimentación
– Formación de un producto final inhibe una reacción anterior
en el trayecto metabólico
Rate of reaction
Rate of reaction
Factores que afectan la velocidad de
reacciones catalizadas por enzimas
Enzyme concentration
Substrate concentration
Factores que afectan la velocidad de
reacciones catalizadas por enzimas
Temperatura
pH
Factores que afectan la velocidad de
reacciones catalizadas por enzimas
INHIBIDORES
• Reversible inhibition
– Competitive inhibition
• Inhibitor competes for the substrate for the active site
– Noncompetitive inhibition
• Inhibitor binds with enzyme at a site other than active site
– Irreversible inhibition
• Inhibitor combines with an enzyme and permanently
inactivates it
Para-aminobenzoic acid
(PABA)
Generic sulfonamide
(Sulfa drug)
INHIBIDOR
COMPETITIVO
Inactive form
of the enzyme
Active form
of the enzyme
Enzyme-substrate
complex
Cyclic AMP
Active
Site
Substrates
Regulator
(inhibitor)
(a)
(b)
(c)