Aula Bioenergética

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BQI 211 – BIOQUÍMICA 
METABÓLICA E 
BIOENERGÉTICA
Prof. Gustavo Costa Bressan
Prof. Maxmiller Dal Bianco Lamas Costa
PARTE 1 
BIOENERGÉTICA
“ ...em geral, a respiração nada mais é do 
que uma combustão lenta do carbono e 
hidrogêno, semelhante à que ocorre em 
uma lâmpada ou vela acesa, e assim, sob 
este ponto de vista, os animais que 
respiram são verdadeiros corpos 
combustíveis que queimam e consomem 
a si prórpios...pode-se dizer que a tocha 
da vida humana inflama-se a si mesma 
no momento em que a criança respira 
pela primeira vez, não se extinguindo a 
não ser na morte. ”
Bioenergética
“ É o estudo quantitativo das transduções 
de energia que ocorrem nas células vivas e 
da natureza e função dos processo químicos 
subjacentes a essas transduções”
“ As células e os organismos, dependem de um 
suprimento constante de energia para poderem se 
opor à tendência inexorável da natureza, de queda 
para níveis menores de energia”.
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
FLUXO DE MATÉRIA NOS SERES VIVOS
CARBONO NITROGÊNIO
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?
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
As células são transdutores de 
energia, capazes de converter 
energia química em 
eletromagnética, mecânica e 
osmótica.
As células possuem 
temperatura e pressão 
constantes e o fluxo de calor 
não é uma fonte utilizável de 
energia.
Metabolismo
• atividade altamente coordenada
• sistemas multienzimáticos
1. Obtenção de energia química
2. Conversão dos nutrientes em 
biomoléculas de interesse celular
3. Formação de macromoléculas
4. Sintetizar e degradar moléculas 
diversas especializadas
Lógica do Metabolismo
• Catabolismo convergente
• Anabolismo divergente
ENERGIA ingerida x utilizada em animais
Ingestão de 
Alimentos
(energia)
Metabolismo
Reservas
Carboidratos
Lipídeos
Proteínas
Ganho de 
peso
Perda de 
peso
Trabalho
Mecânico
Elétrico
Químico
Calor
A capacidade de controlar a energia e dirigi-la para a realização de trabalho 
biológico é uma propriedade fundamental de todas as células vivas 
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
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
mesmas leis físicas que determinam os demais
processos naturais (leis da termodinâmica)
• As transformações de energia 
biológica obedecem às
Aparentemente os sistemas biológicos ignoram a 
Segunda Lei da Termodinâmica
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)
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.
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 negativo), será espontâneo – exergônico
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
• A síntese contínua de 
componentes celulares
• Transporte de compostos 
contra um gradiente de 
concentração
• A contração muscular e 
movimento flagelar
Realização de Trabalho 
na célula
Adenina
Adenina
Fosfoenolpiruvato Piruvato 
Piruvato 
quinase
Reação catalisada pela piruvato cinase
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
Energia livre x Constante de equilíbrio
A + B  C + D
Keq =
[C]eq.[D]eq
[A]eq.[B]eq
“Quando um sistema reagente não se encontra em equilíbrio, a
tendência para um deslocamento em direção a ele corresponde
a uma força propulsora cuja intensidade pode ser expressa
como a variação de energia livre para a reação”
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.K (0,0082 kj/mol)
• 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 deenergia 
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
< 1,0 Positivo Procede no reverso
Relação entre Keq e ΔG0
Keq =
[C]eq.[D]eq
[A]eq.[B]eq Eq. 3
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
• ΔG’° positivo = reação não favorável
• ΔG’° igual a zero = reação no
equilíbrio;
• ΔG’° negativo = reação favorável, mas
não significa que ocorrerá com
velocidade rápida
Relação entre Keq e ΔG0
Adenina
Adenina
Fosfoenolpiruvato Piruvato 
Piruvato 
quinase
Reação catalisada pela piruvato cinase
Condições padrão utilizadas em bioquímica 
(ΔG’°)
 As condições padrão ([Reagentes] = 1M) não são adequadas para
descrever as reações celulares, principalmente, aquelas envolvendo H+
(pH 1);
 ΔG’° (delta G linha zero): condições próximas àquelas da célula
• pH = 7 e meio aquoso diluído
• [H+] e [H2O] são constantes e são desprezados
ΔG = ΔG’° + R.T.ln [C].[D]
[A].[B]
Eq. 5
Portanto, 
Exemplo para diferenciar ΔG e ΔG’°
Hidrólise do ATP:
ATP + H2O ADP + Pi
Nas condições padrões (bioquímica):
pH = 7,0; T = 25°C; [ATP] = [ADP] = [Pi] = 1mM (iniciais)
ΔG’º = - 30,5 kj/mol
(ΔG’º = variação padrão de energia livre é uma constante física 
de cada reação)
Nas condições celulares (neurônios de rato):
pH = 7,0; T = 25°C; [ATP] = 2,59 mM; [ADP]
= 0,73 mM; [Pi] = 2,72 mM
ΔG = - 48,3 kj/mol
(ΔG = variação real de energia livre → aplicação da Eq. 5)
Acoplamento de reações e aditividade de 
variação de energia livre
• As variações de energia livre padrão são aditivas;
• Uma reação com ΔG positivo é possível acoplando-se outra reação
com ΔG negativo.
Acoplamento de reações e aditividade de 
variação de energia livre
Piruvato + Pi(2) PEP + H2O
ΔG’º = - 62,0 kj/molReação espontânea
(3) Reação acoplada – formação de ATP na glicólise:
ATP + PiruvatoADP + PEP
ΔG’º = - 31,5 kj/mol  - 62,0 + 30,5
ATP + H2O(1) ADP + Pi
ΔG’º = + 30,5 kj/mol
Reação não acontece espontaneamente na formação de ATP.
• Exemplos: fosforilação do ADP na glicólise:
Acoplamento de reações e aditividade de 
variação de energia livre
As variações de energia livre padrão são aditivas:
B(1) A ΔG’º1
D(2) C ΔG’º2
D(2) C ΔG’º1 + ΔG’º2
Glicose-6-P + H2OGlicose + Pi
ADP + 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
+
Suponha o seguinte sistema acoplado a 298K:
ATP + Glicose + Frutose → Sacarose + ADP + Pi 
ΔG°’ = - 1,67 KJ mol-1
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio e calcule seu 
valor. 
b) Se ΔG°’ de hidrólise do ATP é -30,5 KJ mol-1, qual será o valor 
de ΔG°’ para a reação de síntese de Sac a partir de Gli e Fru? 
ΔG° = - R.T.ln Keq
REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO
O fluxo de elétrons é responsável direta ou 
indiretamente por todos os trabalhos realizados 
pelos organismos vivos.
Cotidiano: luz elétrica, motor do carro, aparelhos 
eletrícos etc...
Circuito eletrônico: e- fluem espontâneamente 
dirigidos pela força eletromotiva (fem)
Células: circuito biológico análogo
Fluxo de elétrons x Trabalho
Reações de oxidação - redução
 Oxidação = perda de e-
 Redução = ganho de e-
 Redutor é aquele que doa e-
 Oxidante é aquele que recebe e-
Fe 2+ + Cu 2+ ↔ Fe 3+ + Cu+
Doador é agente redutor
Receptor é agente oxidante
Fe 2+ + Cu 2+ ↔ Fe 3+ + Cu+
1) Fe 2+ ↔ Fe 3+ (par redox)
2) Cu 2+ ↔ Cu+ 
Os compostos orgânicos também sofrem reações 
de oxidação -redução
Tipos de transferência de elétrons nas 
reações biológicas
 Diretamente como elétrons
exemplo do ferro e cobre
 Como átomos de H (1e- + 1 proton H+), onde AH2 é o 
doador de hidrogênio
AH2 ↔ A + 2 e
- + 2 H+
 Como íons hidreto ( :H-)
Desidrogenases ligadas ao NADH
 Por combinação direta com o oxigênio
R-CH3 + 1/2 O2 ↔ R-CH2-OH
OS POTENCIAIS DE REDUÇÃO (E) MEDEM A AFINIDADE POR ELÉTRONS
• E0 –potencial de redução padrão
1 M; 1 atm
• E – potencial de redução
depende da concentração do doador e 
receptor de elétrons
• E 0` - potencial de redução padrão em 
pH7
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]
n= Nº de elétrons transferidos
F= constante de Faraday
Para T= 25ºC :
E= E0 + 0,026 V/n ln [receptor]/[doador]
Potenciais de redução padrão de algumas meia-reações
importantes biologicamente
Espaço 
Intermembranas
Succinato
Fumarato
Matriz
Potencial 
Químico
ΔpH
(interior 
alcalino)
Potencial 
Elétrico
ΔΨ
(interior 
negativo)
Sintese de ATP 
inpulsionada pela 
força motriz dos 
prótonsalino)
Relação entre ΔG e potencial de redução
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 E= Ereceptor - Edoador
Relação do ΔG e potencial de redução
Acetaldeído + NADH + H+ ↔ etanol + NAD+
 Acetaldeído + 2H+ + 2e- ↔ etanol E´0 = -0,197 V
 NAD+ +2H+ + 2e- ↔ NADH + H+ E´0 = -0,320 V
E´0 = E´0 receptor –E´0 doador= -0,197 – (-0,320)= 0,123 V
n = 2
G°’ = -2 (96,5 kJ/V.mol) (0,123V) = -23,7 kJ/mol
G°’ = ???
∆G = -nF ∆E ou ∆G °’ = -nF ∆E°’
∆E = ∆E °’ – RT ln [C] [D]
nF [A] [B]
E´0 = E´0 receptor –E´0 doador
Ex: acetaldeído e NADH 1M, etanol e NAD+ 0,1M
Acetaldeído + NADH + H+ ↔ etanol + NAD+
• Acetaldeído + 2H+ + 2e- ↔ etanol E´0 = -0,197 V
• NAD+ +2H+ + 2e- ↔ NADH + H+ E´0 = -0,320 V
E= E0 + 0,026 V/n ln [receptor]/[doador]
Eacet = - 0,197V + 0,026/2 ln 1/0,1 = -0,167V
ENADH = - 0,320V + 0,026/2 ln 0,1/1 = -0,350V
É preciso ter E para calcular ΔG
Δ E= -0,167 – (-0,350) = 0,183V
Δ G = -nF Δ E = -2 (96,5 kJ/mol.V) (0,183V) = -35,3 kJ/mol
ALGUNS TRANSPORTADORES DE ÉLETRONS IMPORTANTES
Oxidações biológicas freqüentemente envolvem desidrogenações 
∆G = -nF ∆E ou ∆G °’ = -nF ∆E°’
∆E = ∆E °’ – RT ln [C] [D]
nF [A] [B]
E´0 = E´0 receptor –E´0 doador
 Grande parte do catabolismo é direcionada para a síntese de 
compostos fosforilados de alta energia pois esta é uma forma 
de ativar compostos pouco reativos
 Devido à sua posição intermediária entre os compostos 
fosforilados de alta energia o ATP é capaz de transportar 
energia de compostos de maior energia para compostos de 
menor energia, tornando-os mais reativos
 Cineticamente estável: alta energia de ativação não permite 
doação espontânea de grupos fosforilsem participação de 
enzimas
“ATP = moeda universal”
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
 ATP fornece energia por 
transferência de grupos e 
não por simples hidrólise
1. Grupo fosforil é transferido 
para o substrato ou para um 
resíduo de aa da enzima, 
aumentando o nível de 
energia livre do complexo.
2. Grupo fosforil transferido é 
deslocado. Liberando Pi, PPi 
ou AMP.
3. A hidrólise simples libera 
somente calor!
“A energia liberada pela hidrólise de compostos 
de fosfato não provém da ligação específica que 
é rompida, mas, antes, ela resulta dos produtos 
da reação, que apresentam um conteúdo de 
energia livre menor que dos reagentes” 
“Qualquer composto fosforilado pode ser 
sintetizado mediante acoplamento com o 
rompimento de um outro composto fosforilado 
com energia de hidrólise mais negativa” 
ATP e outras moléculas ricas em energia
PEP + H2O  PIRUVATO + Pi ΔG
´0= -61,9 kJ/mol
ADP + Pi ATP + H2O ΔG
´0= + 30,5 kJ/mol
PEP + ADP + PI ATP + H2O ΔG
´0= -31,4 kJ/mol
A alta energia livre de hidrólise de compostos 
fosforilados
Fosfoenolpiruvato
Reagente apresenta uma única forma e produto apresenta duas formas = maior 
estabilidade do produto. A ressonância do Pi também é contribuidora
Fosfocreatina
Favorecimento por ressonância dos produtos, incluindo o Pi.
Hidrólise do 1,3-Bifosfoglicerato
Ionização e estrutura de ressonância tornam o produto mais estável
Tioésters
Tioésters x Ésters de oxigênio
Resumo – as reações de hidrólise com variações 
de energia livre padrão muito negativas têm os 
produtos mais estáveis que os reagentes pois:
1. Existe maior tensão de ligação nos reagentes devido à 
repulsão eletrostática
2. Os produtos são estabilizados por ionização
3. Os produtos são estabilizados por isomerização
4. Os produtos são estabilizados por ressonância