BIOENERGÉTICA

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BIOENERGÉTICA
BIOENERGÉTICA E TERMODINÂMICA
· Bioenergética é o estudo quantitativo das transduções de energia que ocorrem em células vivas, isto é, mudança de uma forma de energia a outra e a natureza e a função dos processos químicos envolvidos nessas transduções;
· Leis da Termodinâmica
· Primeira Lei da Termodinâmica
· Princípio da conservação de energia - “para qualquer mudança física ou química, a quantidade total de energia no universo permanece constante; a energia pode mudar de forma ou pode ser transportada de uma região para outra, mas não pode ser criada ou destruída.
· Segunda Lei da Termodinâmica
· O universo sempre tende para o aumento da desordem: em todos os processos naturais, a entropia do universo aumenta.
· Os organismos vivos são formados por um conjunto de moléculas com um grau de organização muito maior do que o dos componentes do meio ambiente a partir dos quais eles são formados, e eles criam e mantêm a organização, aparentemente imunes à segunda lei da termodinâmica. No entanto, os organismos não violam a segunda lei; eles funcionam em rigorosa concordância com ela. Para discutir as aplicações da segunda lei aos sistemas biológicos, deve-se primeiro definir esses sistemas e o meio que os circundam. Um sistema reagente é constituído pelo conjunto de componentes que estão sendo submetidos a um determinado processo químico ou físico; pode ser um organismo, uma célula, ou dois compostos reagentes. Juntos, o sistema reagente e o meio ambiente que o circunda constituem o universo. No laboratório, alguns processos físicos e químicos podem ser realizados isolados ou em sistemas fechados, nos quais não existe troca de material ou energia com o meio. No entanto, células vivas e organismos são sistemas abertos, trocam tanto matéria quanto energia com o meio ambiente. Os sistemas biológicos jamais atingem o equilíbrio com o meio, e a constante interação entre o sistema e o meio explica como os organismos podem se auto-organizar, funcionando em total acordo com a segunda lei da termodinâmica.
· Parâmetros termodinâmicos
· Energia livre de Gibbs (G)
· “Quantidade de energia capaz de realizar trabalho durante uma reação à temperatura e pressão constantes”;
· Delta G negativo: exergônica; positivo: endergônica;
· J/mol ou caloria/mol.
· Entalpia (H)
· “Conteúdo de calor do sistema reagente” - reflete o número e o tipo de ligações químicas.
· Delta H positivo: endotérmica, recebe calor; negativo: exotérmica, perde calor;
· J/mol ou caloria/mol.
· Entropia (S)
· “Expressão quantitativa da aleatoriedade ou desordem de um sistema”;
· J/mol.K.
· As células necessitam de energia livre
· As células são sistemas isotérmicos – elas funcionam essencialmente em temperaturas constantes (e também em pressão constante);
· O fluxo de calor não é uma fonte de energia para as células;
· A energia que as células podem e devem utilizar é a energia livre, que permite predizer o sentido das reações químicas, sua posição de equilíbrio exata e a quantidade de trabalho que elas podem (em teoria) realizar em temperatura e pressão constantes;
· As células heterotróficas adquirem energia livre a partir das moléculas de nutrientes, e as células fotossintetizantes adquirem energia livre da radiação solar absorvida. Os dois tipos de células transformam essa energia livre em ATP e em outros compostos ricos em energia, capazes de fornecer energia para a realização de trabalho biológico em temperatura constante.
· A variação da energia livre padrão está diretamente relacionada à constante de equilíbrio
· Quando o sistema reagente não está em equilíbrio, a tendência em direção ao equilíbrio representa uma força motriz cuja intensidade pode ser expressa como a variação de energia livre para a reação, ΔG;
· Sob condições-padrão (298 K 5 25°C), quando a concentração inicial dos reagentes e produtos é 1 M ou, para os gases, pressões parciais de 101,3 kilo-pascals (kPa), ou 1 atm, a força que impulsiona o sistema para o equilíbrio é definida como a variação de energia livre padrão, ΔG°;
· Segundo essa definição, o estado-padrão para as reações que envolvem íons hidrogênio é [H+] = 1 M, ou pH 0. A maioria das reações bioquímicas, no entanto, ocorre em soluções aquosas devidamente tamponadas em valores de pH próximos a 7; tanto o pH como a concentração da água (55,5 M) são essencialmente constantes;
· Para facilitar os cálculos, os bioquími-cos definem um estado-padrão diferente daquele que é usa-do na química. No estado-padrão bioquímico, [H+] é 10-7 M (pH 7) e [H2O] é 55,5 M. Para as reações que envolvem Mg2+ na solução é geralmente considerada como constante em 1 mM;
· A variação de energia livre padrão de uma reação química é simplesmente uma forma matemática alternativa para expressar a sua constante de equilíbrio;
· ΔG’˚ = −RT ln K’eq;
· ΔG′° é a diferença entre o conteúdo de energia livre dos produtos e o conteúdo de energia livre dos reagentes, em condições-padrão;
· Quando ΔG′° for negativo, os produtos contêm menos energia livre do que os reagentes, e a reação ocorrerá espontaneamente em condições-padrão; todas as reações químicas tendem a seguir no sentido que leva a um decréscimo na energia livre do sistema;
· Um valor positivo de ΔG′° significa que os produtos da reação contêm mais energia livre do que os reagentes e essa reação tende a ocorrer no sentido inverso se for iniciada com todos os componentes em concentrações de 1,0 M (condições-padrão).
· Energia padrão vs Energia real
· A variação de energia livre padrão nos diz em que sentido e até onde uma dada reação deve seguir para atingir o equilíbrio quando a concentração inicial de cada componente for 1,0 m, em pH 7,0, temperatura de 25°C e pressão de 101,3 kPa (1 atm). Portanto, ΔG′° é uma constante: ela tem uma característica, o valor fixo e invariável de cada reação;
· No entanto, a variação da energia livre real, ΔG, é uma função das concentrações dos reagentes e produtos e da temperatura que prevalece durante a reação, e nenhum desses parâmetros será necessariamente igual às condições-padrão, definidas anteriormente;
· Além disso, o valor de ΔG de qualquer reação que ocorra espontaneamente em direção ao equilíbrio é sempre negativo, torna-se menos negativo ao longo da reação e é zero no ponto de equilíbrio, indicando que a reação já não pode mais realizar trabalho. ΔG e ΔG′° para qualquer reação estão relacionadas, conforme a equação (13-4) na qual os termos em vermelho são aqueles que realmente prevalecem no sistema em observação. A concentração dos termos nessa equação expressa o efeito comumente chamado de ação das massas, e o termo [C]c [D]d /[A]a[B]b é chamado de razão da ação das massas, Q. Então, a Equação 13-4 pode ser expressa como ΔG 5 ΔG′° 1 RT ln Q;
· 
· O critério de espontaneidade de uma reação é o valor de ΔG, e não de ΔG′°. Reações com valores de ΔG′° positivos podem ocorrer na direção inversa se ΔG for negativo. Isso é possível caso o termo RT ln ([produtos]/[reagentes]) for negativo e tiver um valor absoluto maior do que ΔG′°. ΔG′° e ΔG são expressões da quantidade máxima em que, em teoria, pode ser liberada uma quantidade de energia que só pode ser conseguida caso se tenha um mecanismo absolutamen-te eficiente para coletar e capturar essa energia;
· Outro ponto importante é que algumas reações termodinamicamente favoráveis (i.e., reações nas quais ΔG′° é grande e negativo) não ocorrem em velocidades que possam ser medidas;
· Nas células vivas, as reações que seriam extremamente lentas caso não fossem catalisadas ocorrem não pelo fornecimento de calor adicional, mas sim pela redução da energia de ativação devida ao uso de enzimas. Uma enzima fornece uma via de reação alternativa com energia de ativação menor do que a reação não catalisada, de forma que, à temperatura ambiente, uma grande fração das moléculas de substrato possui energia térmica suficiente para superar a barreira de ativação, aumentando drasti-camente a velocidade da reação. A variação de energia livre para uma reação é independente da via pela qual a reação ocorre; eladepende apenas da natureza e das concentrações dos reagentes iniciais e dos produtos finais. Portanto, as enzimas não podem alterar as constantes de equilíbrio; o que elas fazem é aumentar a velocidade pela qual a reação ocorre no sentido determinado pela termodinâmica.
· As variações de energia livre padrão são aditivas
· ΔG’˚total é a soma;
· Reações sequenciais.
· Resumo 
· As células vivas realizam trabalho constantemente. As células necessitam de energia para manterem as suas estruturas altamente organizadas, sintetizarem componentes celulares, transportarem moléculas pequenas e íons através de membranas e gerarem correntes elétricas;
· A bioenergética é o estudo quantitativo das relações de energia e conversões energéticas em sistemas biológicos. As transformações biológicas de energia obedecem às leis da termodinâmica;
· Todas as reações químicas são influenciadas por duas forças: a tendência de atingirem o estado de ligação mais estável (e para isso a entalpia, H, é uma expressão útil) e a tendência de atingem o maior grau possível de desordem (aleatoriedade), expressa como entropia, S. A força líquida que impulsiona uma reação é ΔG, a variação de energia livre que representa o efeito líquido desses dois fatores: ΔG = ΔH + TΔS;
· A variação de energia livre transformada, ΔG′°, é uma constante física que é característica de determinada reação e pode ser calculada a partir da constante de equilíbrio da reação: ΔG′° 5 2RT ln K′eq;
· A variação de energia livre real, ΔG, é uma variável que depende de ΔG′° e das concentrações dos reagentes e dos produtos: ΔG 5 ΔG′° 1 RT ln ([produtos]/[reagentes]);
· Quando ΔG for grande e negativa, a reação tende a seguir na direção direta; quando ΔG for grande e positiva, a reação tende a seguir no sentido inverso; e quando ΔG = 0, o sistema está no equilíbrio;
· A variação de energia livre de uma reação não depende da via pela qual a reação ocorre. As variações de energia livre são aditivas; a reação química final resultante de sucessivas reações que compartilham intermediários comuns possui uma variação de energia livre global que é a soma dos valores de ΔG das reações individuais.
LÓGICA QUÍMICA E REAÇÕES BIOQUÍMICAS COMUNS
· Células realizam reações plausíveis -> lógica para superar reações “impossíveis”;
· Cinco categorias:
· Criam ou quebram ligações C-C;
· Rearranjos, isomerizações e eliminações;
· Reações com radicais livres;
· Transferência de grupos;
· Oxidação-redução.
· Clivagem homolítica e heterolítica
· Homolítica
· Cada átomo deixa a ligação na forma de um radical, carregando um elétron desemparelhado.
· Heterolítica
· Na clivagem heterolítica, que é a mais comum, um átomo retém os dois elétrons da ligação.
· Nucleófilos e eletrófilos
· Nucleófilos são grupos funcionais ricos em elétrons e capazes de doá-los;
· Eletrófilos são grupos funcionais deficientes em elétrons e que os procuram;
· Os nucleófilos doam elétrons e se combinam com os eletrófilos.
· Reações que formam ou quebram ligações carbono-carbono
· A clivagem heterolítica de uma ligação C¬C produz um carbânion e um carbocátion;
· Ao contrário, a formação de uma ligação C¬C envolve a combinação de um carbânion nucleofílico e um carbocátion eletrofílico;
· Carbânions e carbocátions geralmente são tão instáveis que a sua formação como intermediários de reação pode ser energeticamente impossível, mesmo com catálise enzimática. Para a finalidade da bioquímica celular, essas reações são impossíveis, a não ser que seja fornecido um auxílio químico na forma de grupos funcionais contendo átomos eletronegativos (O e N), que podem alterar a estrutura eletrônica dos átomos de carbonos adjacentes, de modo a estabilizar e facilitar a formação dos intermediários carbânion e carbocátion;
· A importância do grupo carbonila é evidente nas três principais classes de reações em que são formadas ou que-bradas ligações C¬C: condensações aldóli-cas, condensação de Claisen e descarboxilações. 
· Em cada tipo de reação, um intermediário carbânion é estabilizado por um grupo carbonila, e, em muitos casos, outro grupo carbonila fornece o eletrófilo com o qual o carbânion nucleofílico reage. A condensação aldólica é uma rota comum para a formação de ligações C¬C; a reação da aldolase na glicóli-se, que converte um composto de seis átomos de carbono em dois compostos de três átomos de carbono, é o inverso de uma condensação aldólica. Em uma condensação de Claisen, o carbânion é estabilizado pelo carbonila de um tioéster adjacente; um exemplo é a síntese de citrato no ciclo do ácido cítrico. A descarboxilação também envolve, geralmente, a geração de um carbânion estabilizado por um grupo carbonila.
· Rearranjos internos, isomerizações e eliminações
· Outro tipo comum de reação celular é o rearranjo intramolecular, no qual a redistribuição de elétrons leva a alterações de muitos tipos diferentes sem haver mudança no estado global de oxidação da molécula.;
· Um exemplo de uma reação de eliminação que não afeta o estado de oxidação global é a perda de água por um álcool, resultando na introdução de uma ligação C“C.
· Reações de radicais livres
· Clivagem homolítica de uma ligação covalente para gerar radicais livres.
· Reações de transferência de grupos
· A transferência de grupos acila, glicosila e fosforila de um nucleófilo para outro é muito comum nas células. A transferência de grupo acila geralmente envolve a adição de um nucleófilo ao carbono de um grupo acila para formar um intermediário tetraédrico
· Fosforil
· Vias metabólicas;
· Ativação de intermediários (grupo de saída);
· Fosfato inorgânico (H3PO4) → Pi (formas ionizadas);
· Pirofosfato inorgânico (P2O7 4-) → PPi.
· Reações de oxidação-redução
· Os átomos de carbono podem existir em cinco estados de oxidação, dependendo dos elementos com que eles compartilham os elétrons;
· Em muitas oxidações biológicas, um composto perde dois elétrons e dois íons hidrogênio. Essas reações são comumente chamadas de desidrogenações, e as enzimas que as catalisam são chamadas de desidrogenases. Em algumas oxidações biológicas, mas não em todas, um átomo de carbono é covalentemente ligado a um átomo de oxigênio. As enzimas que catalisam essas oxidações geralmente são chamadas de oxidases ou, se o átomo de oxigênio é derivado diretamente de um oxigênio molecular (O2 ), oxigenases.
· Reações com ATP
· Formas de oxidação
· ATP4-; HATP3-; H2ATP2-; MgHATP- e Mg2ATP;
· Forma bioquímica → simplificada 
· 𝐴𝑇𝑃 + 𝐻2𝑂 ⟶ 𝐴𝐷𝑃 + 𝑃i;
· Somatório das espécies;
· Depende de [H+] (pH) e [Mg2+];
· Não aparecem na reação, mas demonstra os elementos envolvidos
· Reações químicas vs bioquímicas
· Químicas: todos os elementos;
· Bioquímicas: elementos envolvidos, pH 7,0 e [Mg2+] de 1 mM.