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Introdução a Bioenergética Estudo quantitativo das transformações de energia que ocorrem nas células vivas, bem como a natureza e função dos processos químicos nelas envolvidos. Um organismo Dois compostos reagentes Uma célula Sistema reagente Sistemas - Fechado não há troca com o meio - Isolado troca apenas energia - Aberto troca energia e matéria SERES VIVOS trocam energia e matéria utilizando duas estratégias: 1- Captam combustíveis químicos do ambiente e extraem energia através da oxidação 2- Absorvem energia da luz solar Primeira Lei da Termodinâmica Princípio da conservação de energia Segunda Lei da Termodinâmica tendência que o universo apresenta para uma desordem crescente; em todos os processos naturais a entropia do universo aumenta. Quantidades termodinâmicas que descrevem as trocas de energia em uma reação: 1- Energia livre de Gibbs (G) Expressa a quantidade de energia capaz de realizar trabalho durante uma reação em temperatura e pressão constantes. G Exergônica; libera G; G negativo G Endergônica; ganha G; G positivo 2- Entalpia (H) Conteúdo de calor do sistema reagente; Libera calor exotérmica; H negativo Absorve calor endotérmicos; H positivo 3- Entropia (S) expressão quantitativa para a desordem em um sistema. Ganho de entropia produtos menos complexos e mais desordenados que os reagentes J/mol cal/mol J/mol . K Sistemas biológicos; temperatura e pressão constantes. G = H - TS Fontes de energia livre para as células: Células heterotróficas Adquirem energia livre das moléculas de nutrientes Células Autotróficas Adquirem energia livre da radiação solar absorvida ATP e outros compostos ricos em energia Trabalho biológico a temperatura constante Variação de energia livre padrão – Constante de equilíbrio - A concentração de reagentes e produtos no equilíbrio define a constante de equilíbrio, Keq. aA + bB cC + dD Keq = [C]c [D]d [A]a [B]b Condições padrão: 298K = 25oC; reagentes e produtos estão inicialmente em [1M] ou para gases, pressão parcial de 101.3 quilopascals (kPa) ou 1 atmosfera – força dirigente para o sistema tender ao equilíbrio é definida como variação de energia livre padrão, Go. • estado padrão para reações químicas: [H+] = 1mol/L ou pH=0, 25ºC, 1 atm. Reações bioquímicas – soluções aquosas tamponadas [H+] = 10-7mol/L ou pH=7 e [H2O] = 55,5M e constante padrão transformada, G’ e K’eq G’ e K’eq: qualquer concentração de reagentes Go’ e K’eq : pH 7,0 e concentração 1M dos reagentes. As variações de energia livre padrão são aditivas Uso da energia do ATP: a- síntese de intermediários metabólicos e macromoléculas a partir de precursores mais simples b- transporte de substâncias através das membranas contra um gradiente de concentração c- ação mecânica Hidrólise do ATP Grande variação de energia livre Hidrólise do ATP – 2 etapas Outros compostos ricos em energia livre Energia livre de hidrólise para ligações tioesteres e esters de oxigênio Ranking dos compostos de fosfato de acordo com sua energia livre de hidrólise O ATP doa grupos fosforil, pirofosforil e adenilil Reações de oxidação-redução biológicas Fluxo de elétrons realiza trabalho biológico • Força elétron motriz (emf) dirige o fluxo de elétrons Reações de oxidação-redução; meias reações Oxidações biológicas envolvem desidrogenação Transferência de elétrons: 1- Diretamente como elétrons 2- Como átomos de hidrogênio 3- Como íon hidreto 4- Combinação direta com o oxigênio Equivalente redutor Um único elétron equivalente participando de uma reação de oxi-redução. Potencial de redução padrão (E’o) em volts tendência relativa do agente redutor de perde elétrons. E’o mede a afinidade por elétrons Padrão de referência: H+ + e- ½ H2 Equação de Nernst: E = E’o + RT ln [aceptor de e-] nF [doador de e-] R= 0,026V T= 298 K n = número de e- F= constante de Farady E’o pode ser usado para calcular a variação de energia livre; G = - nFE ou G’o = - nFE’o
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