Energ

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Energética Bioquímica

• Profa. Ana Maria Ponzio de Azevedo
• FFFCMPA - Disciplina de Bioquímica

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Tópicos para revisão
1. Bioenergética - Princípios da Termodinâmica
2. Energia Livre - sentido das reações
3. Reações endoergônicas e exoergônicas
4. Energia Livre e o Equilíbrio Químico
5. Energia Livre - Reações Redox
6. ATP - moeda energética
7. Compostos portadores de ligações ricas em
energia
8. Metabolismo e acoplamento de reações
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(No Transcript)
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Bioenergética

• Estudo das transformações energéticas
• que ocorrem nas células.
• Semelhante a energética fisicoquímica.
• Diferenças estão na natureza química das
• moléculas implicadas e na complexidade do
• sistema que operam.

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Princípios da Termodinâmica
1a. Lei Conservação de energia Energia total do
sistema mais a do meio ambiente permanece
constante.
2a. Lei Aumento de Entropia Os processos
espontâneos tendem a um equilíbrio. A entropia
do sistema mais a do meio ambiente aumenta sempre
até que seja alcançado um equilíbrio final. Neste
ponto não está ocorrendo nenhuma troca química ou
física.
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(No Transcript)
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Energia Livre de Gibbs (G)

• É a quantidade de energia de uma sistema capaz de
  produzir trabalho, medida em condições constantes
  de temperatura e pressão.
• Energia útil que pode ser obtida de uma reação
  química.

?G ?H - T ?S
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Energia Livre de Gibbs (G)

• Indica a possibilidade de uma reação ocorrer

?G gt 0 a RQ não ocorre sem ajuda externa.
Reação Endoergônica
?G 0 não há possibilidade de ocorrer qualquer
RQ. Sistema em Equilíbrio
?G lt 0 a RQ tende ocorrer expontanea- mente,
com liberaçào de energia. Reação
Exoergônica
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Metabolismo

• Reação Exoergônica

• Reação Endoergônica

C
A
D
B
Nível Energético
Nível Energético
D
B
?G lt 0
?G gt 0
A
C
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Reações Exoergônicas

• Catabolismo quebra e oxidação de macromoléculas

• Hidrólise de compostos ricos em energia

Reações Endoergônicas

• Anabolismo síntese de macromoléculas

• Transporte Ativo

• Motilidade celular

• Bioluminescência

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Energia Livre de Gibbs (G) e a Constante de
Equilíbrio (Keq)
aA bB
cC dD
RQ
Cc Dd
?G ?Go RT ln
Aa Bb
?G ?Go RT ln Keq
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?Go variação da energia livre padrão,
constante fixa valor característico de cada RQ
?Go
Quimíca H 1 M e pH 0
?Go
Bioquimíca H 10-7 M e pH 7,0
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R
Constante dos gases 1,98 cal/mol.K ou 8,134
J/mol.K
T
Temperatura absoluta ( Kelvin)
ln
Logarítimo neperiano (natural) 2,303 log
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?G 0
No equilíbrio
?Go -RT ln Keq
?Go - 2,303 RT log Keq
?Go e Keq
Relação entre
sob condições padrões
?Go
Keq
gt 0 negativo ocorre no
sentido direto
1,0 zero está no
equilíbrio
lt 0 positivo ocorre no
sentido inverso
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Liberação de Energia Livre e Reações de
Óxido-Redução
AH2 B
A BH2

Afinidade por elétrons B
Afinidade por elétrons A
Reação reversível - Não libera energia
energia
AH2 C
A CH2

Afinidade por elétrons A
Afinidade por elétrons C
Reação irreversível - libera energia
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Células Eletroquímicas

• Formada por um doador de elétrons e seu conjugado
  aceptor

• Cu ? Cu2 e- ( oxidação)

• Fe3 e- ? Fe2 ( redução)

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Determinação do Potencial de Redução

• Definidos em relação a padrões arbitrários

• 2H 2e- ? H2

• Eletrodo de Pt

• Potencial padrão de redução Eo de 0V (1V
  1J.C-1) em pH 0, 25oC e 1 atm
• Estado padrão em Bioquímica pH 7
• Eo -0,421V

?Eo diferença entre o potencial de redução
padrão do aceptor de elétrons e o doador de
elétrons
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Cálculo da Liberação de Energia Livre de uma
Reação de Óxido-Redução
?Go -nF ?Eo
Equação de Nerst
?Go variação de energia livre numa reação
disponível para produzir trabalho
n número de elétrons transferidos na reação
F constante de Faraday 23,082 Kcal/mol.Volt
ou 96,5 KJ/mol.Volt
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E o potencial de redução é a medida da
capacidade que um elemento tem de receber elétrons
Os elétrons fluem de um sistema de menor E para
o de maior E.
Quanto menor o potencial de redução maior a
tendência que um elemento tem de ceder elétrons
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(No Transcript)
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Compostos portadores de ligações ricas em energia
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1. Ligação anidrido fosfórica 7,5Kcal/mol
31,35 Kjoule/mol
Pin
Pin
ATP
AMP
ADP

• ATP possui ligações anidrido fosfórica que
  apresenta grande estabilidade na água.

• Em todos os organismos vivos o ATP funciona
  como reagente comum ligando processos
  endoergônicos a os exoergônicos

• ATP considerado moeda energética da célula

• Papel central do ATP nas trocas de energia em
  sistemas biológicos foi percebido por Fritz
  Lipmann e Herman Kalckar em 1941

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(No Transcript)
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(No Transcript)
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1. Ligação anidrido mista 12 Kcal/mol
50,16 Kjoule/mol
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3. Ligação fosfato-enol 12,8 Kcal/mol
53,5 Kjoule/mol
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4. Ligação acila - tiol 8,2 Kcal/mol
34,3 Kjoule/mol
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5. Ligação amida fosfórica 10,5Kcal/mol
43,9 Kjoule/mol
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Fosfoenolpiruvato
1,3 difosfoglicerato
Compostos Fosfatos de Alta Energia
Fosfocreatina
ATP
Compostos Fosfatos de Baixa Energia
Glicose-6-fosfato
Glicerol-3-fosfato
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Metabolismo e Acoplamento de Reações
Reações Exoergônicas
Energia
Reações Exoergônicas
ATP
ADP
GDPPin
GTP
-HS-CoA