Bioenergética_ProfGustavo

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22/09/2010
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE VIÇOSA
DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMCA E BIOLOGIA MOLECULAR
BQI 100 – BIOQUÍMICA FUNDAMENTAL
Princípios de 
Bioenergética
Introdução
Bioenergética é o estudo quantitativo das transformações
de energia que ocorrem nos organismos vivos, bem como
da natureza e função dos processos químicos nelas
envolvidos.
Introdução
Propriedade fundamental dos seres vivos: controlar e
aproveitar a energia de diversas fontes canalizando-as
para o trabalho biológico.
Como os organismos vivos fazem estas transformações?
De onde vem a energia para os processos biológicos?
Por que algumas reações são espontâneas e outras
não?
Ciclo de matéria: envolve enorme fluxo de energia
Nutrientes orgânicos ricos 
em energia
Autotróficos
Fonte de energia
Heterotróficos
Captação da radiação solar
FLUXO DE ENERGIA NOS SERES VIVOS
Nutrientes que fornecem
de energia
Carboidratos
Lipídeos
Proteínas
Macromoléculas 
Celulares
Proteínas 
Polissacarídeos
Lipídios
Ácidos nucléicos
Produtos finais
menos energéticos
CO2
H2O
NH3
Precursores moleculares
Aminoácidos
Açúcares
Ácidos graxos
Bases nitrogenadas
Catabolismo
Anabolismo
Energia
Química
ATP, NADH, 
NADPH, FADH2
ADP, NAD, 
NADP, FAD
FLUXO DE ENERGIA NOS SERES VIVOS Leis da termodinâmica
1ª Lei (conservação de energia): em todas as transformações a
energia do universo permanece constante, embora possa mudar de
forma.
2ª Lei (Entropia): a entropia do universo sempre aumenta em todos os
processos naturais.
“ Em um sistema isolado a energia disponível para o trabalho decresce 
em todo processo real”
As transformações biológicas de energia seguem as
leis da termodinâmica
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O Sistema Reagente
Sistemas 
-Fechado  não há troca 
com o meio
- Aberto  troca energia e 
matéria
Sistema
+
meio 
ambiente

Universo
O SISTEMA REAGENTE: é a coleção de matéria que está sofrendo um
determinado processo físico ou químico. Pode ser uma célula, um organismo,
dois compostos reagindo. É UMA DELIMITAÇÃO DO UNIVERSO
Sistema Reagente
Um organismoUma célula
Dois 
compostos 
reagindo
Parâmetros termodinâmicos 
quantitativos
Entalpia (H): energia na forma de calor – em uma reação química
reflete os tipos e números de ligações
 Reação endotérmica → ( + ) o sistema ganha calor
 Reação exotérmica → ( - ) o sistema perde calor
Entropia (S): expressão quantitativa para a casualidade em um
sistema ou energia que não realiza trabalho.
Energia livre de Gibbs (G): expressão da quantidade de energia
capaz de realizar trabalho durante uma reação.
Ganho de entropia: produtos menos complexos e mais desordenados 
que os reagentes
A oxidação da glicose
C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O
7 moléculas 12 moléculas
O2
(um gás)
GLicose
(um sólido)
CO2
(um gás)
H2O
(um líquido)
Energia livre de Gibbs (G)
Sistemas Biológicos: T e P constantes
ΔG = ΔH – TΔS
ΔH: sinal negativo quando 
calor é liberado do sistema
ΔS: sinal positivo quando 
a entropia aumenta
Convenção
Em um processo natural, se:
ΔG 0 (sinal positivo), não será espontâneo – endergônico
ΔG = 0, estará em equilíbrio
T, temperatura absoluta
A formação de produtos de menor energia dita a ocorrência de 
processos espontâneos
Todas as reações químicas tendem a ocorrer para que resultem 
na diminuição da energia livre do sistema
Exemplo mecânico:
Trabalho 
realizado 
para 
elevação
Perda de
energia 
potencial
Endergônico Exergônico
Exemplo químico:
Reação 1:
Reação 3:
Reação 2:
Coordenada da reação
E
n
e
rg
ia
 l
iv
re
, 
G
Glucose + Pi 
Glucose 6-fosfato
Glucose + ATP 
Glucose 6-fosfato + ADP
Paralelo entre energia potencial e energia livre
Acoplamento entre reações: 
permite que outras reações 
desfavoráveis se procedam 
acopladas às favoráveis
Fontes de energia livre para as células
Células 
Heterotróficas

Adquirem 
energia livre 
das moléculas 
nutrientes
ATP e outros 
compostos 
ricos em 
energia
Células 
Autotróficas

Adquirem 
energia livre da 
radiação solar 
absorvida
Trabalho biológico a 
temperatura constante
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Variação de energia livre da reação
ΔG = Gprodutos – G reagentes
Seja a reação reversível:
A + B  C + D
A variação de energia livre é uma expressão da força que impulsiona o
sistema para o equilíbrio e é dada pela equação:
• ΔG = a variação de energia livre em quaisquer condições;
• ΔG° = a variação de energia em condições padrões (pré-fixadas [R] e [P] = 1M,
P = 1atm e T = 298K - T(K) = 273 + temperatura ºC
• R = constante dos gases - 8,315 j/mol (0,0082 kj/mol)
• 1cal = 4,184 J
• T = temperatura absoluta (K);
• [ ] = concentração molar.
ΔG = ΔG° + R.T.ln [C].[D]
[A].[B]
Variação de energia 
livre da reação
ΔG depende das concentrações de reagentes e
produtos e de ΔG°
Enquanto o sistema atinge o equilíbrio, ΔG = 0 e a
Eq. 1, se torna:
0 = ΔG° + R.T.ln
[C]eq.[D]eq
[A]eq.[B]eq
ΔG° = - R.T.ln
[C]eq.[D]eq
[A]eq.[B]eq
Eq. 2
Variação de energia 
livre da reação
A variação de energia livre padrão está diretamente relacionada com a
constante de equilíbrio;
A relação entre as concentrações de reagentes e produtos no
equilíbrio definem a constante de equilíbrio Keq;
ΔG° = - R.T.ln Keq Eq. 4
Keq =
[C]eq.[D]eq
[A]eq.[B]eq
Eq. 3
Substituindo na Eq. 2:
ΔG° é uma expressão matemática alternativa 
da constante de equilíbrio.
Relação entre Keq e ΔG0
Quanto maior Keq mais 
negativo ΔG0 e mais 
espontâneo é a reação
Reação iniciada com 20 mM de 
glicose-1P
[Glic-1P] eq: 1 mM
[Glic-6P] eq: 19 mM
K´eq ΔG´° (kJ/mol)
10-6 34,2
10-5 28,5
10-4 22,8
10-3 17,1
10-2 11,4
10-1 5,7
1 0,0
101 -5,7
102 -11,4
103 -17,1
Quando a K’eq
é:
ΔG’º é:
Iniciando os componentes 1 
mol/L, a reação:
> 1,0 Negativo Procede para a direita
= 1,0 Zero Está no equilíbrio
+ PiATP + H2O
ΔG’º = 13,8 kj/mol
ΔG’º = -30,5 kj/mol
ATP + glicose ADP + Glicose-6-P ΔG’º = -16,7 kj/mol
+
Relações entre K’eq, ΔG’º e a direção das 
reações químicas sob condições padrão
Exemplo de cálculo:
Reação catalisada pela fosfoglicomutase a 25 °C e pH 7,0:
Glicose-6-fosfatoGlicose-1-fosfato
 Inicial: [S] = [P] = 20mM
 No equilíbrio: [Gli-1-P] = 1mM e [Gli-6-P] = 19mM
Calcular K’eq e ΔG’º 
ΔG’° = - R.T.ln K’eq
Dados: R = 8,315j/mol e T = 298K
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As bases químicas da grande variação de 
energia livre associada com a Hidrólise do ATP
Adenina
Adenina
Adenina
Hidrólise 
provoca 
diminuição de 
repulsão entre 
as cargas
Estabilização por 
ressonância
Ionização
A participação do ATP em uma reação
(a) Reação escrita em um passo
(b) Reação real em dois passos
Glutamil-fosfato ligado à enzima
Glutamato Glutamina
Energia por transferência 
de grupos, não por simples 
hidrólise
O fluxo dos grupos fosfatos através do ATP
Composto
s de alta 
energia
Composto
s de baixa 
energia
Fosfoenolpiruvato
Fosfocreatina
1,3 Bifosfoglicerato
Glicose-6- Glicerol
Adenina
Creatina
Δ
G
’°
d
e
 h
id
ró
li
s
e
 (
k
J
/m
o
l)
Reações biológicas de oxidoredução
A variação de energia livre é diretamente
proporcional à diferença de potencial de redução
das espécies reagentes e ao número de elétrons
transferidos;
ΔG = - n.F.ΔE
ΔG’º = - n.F.ΔE’0
para quaisquer condições
para condições padrões
• n = n° de elétrons transferidos
• F = constante de Faraday (96,44kj/mol.V)
• E = potencial de redução
• Δ = Ereceptor - Edoador
Relação entre E (potencial de redução) e E0
(potencial de redução padrão)
(equação de Nernst)
E = E’0 + R.T.ln [receptor de elétrons]
nF [doador de elétrons]
Reações biológicas de oxi-redução Os potenciais de redução padrão podem ser utilizados
para calcular a variação de energia livre
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Principais transportadores de elétrons
(reduzido)
Adenina
(oxidado)
No NADP este grupo hidroxila 
esta esterificado com fosfato
Oxidações biológicas freqüentemente envolvem desidrogenações 
Principais transportadores de 
elétrons
Semiquinona Totalmente reduzida
Flavina Adenina Dinucleotídio (FAD) e Flavina 
Mononucleotídio (FMN)
Principais transportadores de 
elétrons
Algumas Enzimas (flavoproteínas) que empregam coenzimas 
da flavina
Enzima Flavina nucleotídio
Acil-CoA graxo desidrogenase FAD
Diidrolipoil desidrogenase FAD
Succinato desidrogenase FAD
Glicerol 3-fosfato desidrogenase FAD
NADH desidrogenase FMN
Glicolato desidrogenase FMN