TERMODINÂMICA E BIOENERGÉTICA

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TERMODINÂMICA E BIOENERGÉTICA 
CONCEITOS BÁSICOS 
Bioenergética é o estudo quantitativo das TRANSDUÇÕES (transformações) de energia que 
ocorrem nas células vivas e a natureza e as funções os processos químicos relacionados a essas 
transduções. 
As transformações de energia obedecem às Leis da Termodinâmica 
A 1.a Lei – do princípio da conservação da energia: Para qualquer mudança química ou física, a 
quantidade total de energia do universo permanece constante; a energia pode mudar de forma 
ou pode ser transportada de uma região a outra, mas esta não pode ser criada nem destruída. 
A 2.a Lei – que pode ser estabelecida de várias formas, diz que o universo sempre tende em 
direção a um aumento de desordem: In todos os processo naturais, a ENTROPIA do universo 
aumenta. 
As mudanças de energia envolvidas numa reação química são definidas como: 
Energia livre de Gibbs, G, expressa a quantidade de energia capaz de realizar trabalho a 
temperatura e pressão constantes. Quando a reação ocorre com a liberação de energia livre 
(quando o sistema muda para um nível de menor energia), a variação de energia livre, G, tem 
um valor negativo e a reação é dita exergônica. Em reações endergônicas, o sistema ganha 
energia livre e G é positiva. 
Entalpia, H, é o teor de calor do sistema. Reflete o número e os tipos de ligações químicas dos 
reagentes e produtos. Quando a reação química libera calor, é dito exotérmico; o teor de calor 
dos produtos é menor que o dos reagentes e H tem, por convenção, um valor negativo. 
Sistemas de reação que ganha calor do meio em sua volta são endotérmicos e têm valor de H 
positivo. 
Entropia, S, é a expressão quantitativa da aleatoriedade ou desordem em um sistema. Quando 
os produtos de uma reação são menos complexos e mais desorganizados que os reagentes, a 
reação é dita ocorrer com um ganho de entropia. 
As unidades de G e H são joules/moles ou calorias/moles (onde 1 cal = 4,184 J); as unidades 
de entropia são joules/mol.Kelvin (J/mol.K). 
Sob as condições existentes em sistemas biológicos (incluindo temperatura e pressão 
constantes), as mudanças na energia livre, entalpia e entropia estão relacionadas entre si 
quantitativamente pela equação: 
 
Onde G é a variação da energia livre de Gibbs do sistema de reação, H é a mudança na 
entalpia do sistema, T é a temperatura absoluta e S é a mudança na entropia do sistema. Por 
convenção, S tem um sinal positivo quando a entropia aumenta e H tem um sinal negativo 
quando calor é liberado para o meio ao redor. A condição que é tipicamente favorável é 
aquela que tende a tornar G negativo. De fato, a G de um sistema espontâneo é sempre 
negativo. 
A segunda lei da termodinâmica estabelece que a entropia do universo aumenta durante todo 
processo químico e físico, mas isso não requer que o aumento da entropia aconteça no 
sistema de reação propriamente dito. A organização produzida dentro das células quando elas 
crescem e se dividem é muito maior e é compensada pela desordem que elas causam no meio 
ao seu redor. Resumindo, organismos vivos preservam sua organização interna tomando a 
energia livre do meio ao redor na forma de nutrientes ou de luz solar, retornando ao meio 
externo uma quantidade igual de energia como calor e entropia. 
Necessidade de energia livre para as células 
As células são sistemas isotérmicos – funcionam essencialmente a temperatura constante 
(também funcionam a pressão constante). O fluxo de calor não uma fonte de energia para as 
células, porque o calor pode realizar trabalho só ocorre em uma zona ou objeto a temperatura 
inferior. A energia que as células podem e devem usar é a energia livre, descrita pela função da 
energia livre de Gibbs G, que permite a previsão bda direção das reações químicas, sua posição 
de equilíbrio exata e a quantidade de trabalho que elas podem, teoricamente, realizar sob 
temperatura e pressão constantes. As células heterotróficas adquirem energia livre das 
moléculas dos nutrientes, e células fotossintéticas adquirem a partir da radiação solar 
absorvida. Ambos tipos de células transformam energia em ATP e em outros compostos ricos 
em energia capazes de proporcionar energia para realizar trabalho biológico a temperatura 
constante. 
Variação de energia livre padrão e constante de equilíbrio 
A composição de um sistema de reação (uma mistura de reagentes e produtos) tende a 
continuar mudando até que a concentração de equilíbrio seja atingida. Na concentração de 
equilíbrio entre produtos e reagentes, as taxas de reações para adiante e reversa são 
exatamente iguais e nenhuma mudança líquida posterior ocorre no sistema. As concentrações 
dos reagentes e produtos no equilíbrio definem a constante de equilíbrio, Keq. Na reação geral 
 aA + bB  cC + dD 
onde: a, b, c e d são o número de molécula A, B, C e D participante, a constante de equilíbrio é 
dada por 
 
 
 
 
Onde [A], {B], [C] e [D] são as concentrações molares dos componentes da reação no ponto de 
equilíbrio. 
Quando a reação não está no equilíbrio, a tendência em se mover para o equilíbrio representa 
uma força de deslocamento, e a magnitude desta pode ser expressa como a variação de 
energia livre para a reação, G. Sob condições padrões (298 K = 25 °C), quando reagentes e 
produtos estão inicialmente presentes à concentração 1 M ou, no caso de gases, sob pressão 
parcial de 101,3 kilopascals (kPa), ou 1 atm, a força que desloca o sistema para o equilíbrio é 
definida como variação de energia livre padrão, G°. A partir dessa definição, o estado padrão 
para reações que envolvem íons é [H+] = 1 M, ou pH 0. A maioria das reações biológicas, no 
entanto, ocorrem soluções aquosas bem tamponadas próximas ao pH 7; tanto o pH e a 
concentração da água (55,5 M) são essencialmente constantes. Para conveniência de cálculos, 
os bioquímicos então definem um estado padrão diferente, no qual a concentração de H+ é 
107 (pH 7) e a concentração da água é 55,5 M; para reações envolvendo Mg2+ (incluindo a 
aquelas na qual o ATP é um reagente), sua concentração em solução é comumente 
considerada como 1 mM. As constantes baseadas nestes estados padrões bioquímicos são 
chamadas de constantes padrões transformadas e são escritas com um apóstrofo (G’° e K’eq) 
para distingui-las das constantes não transformadas usadas pelos químicos e pelos físicos. 
Tal como K’eq é uma constante física característica para cada reação, G’° também é uma 
constante. A relação entre K’eq e G’° é estabelecida pela equação 
  
A variação da energia livre padrão de uma reação química é simplesmente um meio 
matemático alternativo de expressar sua constante de equilíbrio. Na tabela-1 abaixo, é 
representada a relação entre G’° e K’eq. E na tabela-2, a relação entre K’eq, G’° e direção da 
reação química. Se a constante de equilíbrio pe 1,0, a variação da energia livre padrão é 0,0 (o 
logaritmo natural de 1,0 é zero). Se K’eq é maior que 1,0, seu G’° é negativo. Se K’eq é menor 
que 1,0, G’° é negativo. Isso porque a relação entre G’° e K’eq é exponencial, de modo que 
pequenas mudanças relativas no G’° correspondem a grandes mudanças na K’eq. 
Tabela-1 – Relação entre a Constante de Equilíbrio e Variação da Energia Livre Padrão 
de Reações Químicas 
K’eq 
G’° 
(kJ/mol) (kcal/mol) 
103 
10² 
101 
1 
101 
102 
103 
104 
105 
106 
17,1 
11,4 
5,7 
0,0 
5,7 
11,4 
17,1 
22,8 
28,5 
34,2 
4,1 
2,7 
1,4 
0,0 
1,4 
2,7 
4,1 
5,5 
6,8 
8,2 
 
Tabela-2 – Relação entre a K’eq, G’° e a Direção das Reações Químicas sob Condições 
Padrões 
Quando K’eq é... G’° é... 
Começando com todos os 
componentes a 1 M, a 
reação... 
> 1,0 
 1,0 
< 1,0 
Negativa 
Zero 
Positiva 
Ocorre para frente 
Está em equilíbrio 
Ocorre para trás 
 
Como exemplo, usa-se uma reação para um cálculo simples da variação da energia livre padrão 
da reação catalisadapela enzima fosfoglucomutase: 
O
O
H
H
H
OH
OH
H OH
H
OH
P O
O
-
O
-
O
OH
H
H
H
OH
OH
H OH
H
O P O
O
-
O
-
 Glucose-1-fosfato Glicose-6-fosfato 
As análise químicas mostram que quando se começa a reação com, por exemplo, 20 mM de 
glucose-1-fosfato (mas sem glicose-6-fosfato) ou com 20 mM de glucose-6-fosfato (mas sem 
glucose-1-fosfato), o equilíbrio final da mistura a 25 °C e pH 7,0 será o mesmo: 1 mM de 
glucose-1-fosfato e 19 mM de glucose-6-fosfato (lembrando-se que as enzimas não interferem 
no ponto de equilíbrio). A partir destes dados pode-se calcular a constante de equilíbrio: 
 
 
 
 
 
 
 
A partir do valor de K’eq pode-se calcular a variação da energia livre padrão: 
 
 = (8,3215 J/mol  K)(298 K)(ln19) 
 = 7,3 kJ/mol 
Porque a variação da energia livre padrão é negativa, quando a reação começa com 1,0 M de 
glucos-1-fosfato e 1,0 M de glucose-6-fosfato, a conversão de glucose-1-fosfato a glucose-6-
fosfato ocorre com perda (liberação) de energia livre. Para a reação reversa (a conversão de 
glucose-6-fosfato a glucose-1-fosfato), G’° tem a mesma magnitude mas com o sinal oposto. 
Tabela-4 Variação da Energia Livre Padrão de algumas Reações Químicas em pH 7,0 e 25 °C 
(298 K) 
Tipo de reação 
G’° 
(kJ/mol) (kcal/mol) 
Reações de hidrólise 
 Anidridos ácidos 
 Anidrido acético + H2O → 2 acetatos 
 ATP + H2O → ADP + Pi 
 ATP + H2O → AMP + `Pi 
 PPi + H2O → 2Pi 
 UDP-glucose + H2O → UMP + glucose-1-fosfato 
 Ésteres 
 Acetato de etila + H2O → etanol + acetato 
 Glucose-6-fosfato + H2O → glucose + Pi 
 Amidas e peptídeos 
 Glutamina + H2O → glutamato + NH4
+ 
 Glicilglicina + H2O → 2 glicina 
 
 
91,1 
30,5 
45,6 
19,2 
43,0 
 
19,6 
13,8 
 
14,2 
9,2 
 
 
21,8 
7,3 
10,9 
4,6 
10,3 
 
4,7 
3,3 
 
3,4 
2,2 
 Glicosídeos 
 Maltose + H2O → 2glucose 
 Lactose + H2O → glucose + galactose 
 
Rearranjos 
 Glucose 1-fosfato → glucose 6-fosfato 
 Frutose 6-fosfato → glucose 6-fosfato 
 
Eliminação de água 
 Malato → fumarato + H2O 
 
Oxidação com oxigênio molecular 
 Glucose + 6O2 → 6CO2 + 6H2O 
 Palmitato + 23O2 → 16CO2 + 16H2O 
 
15,5 
15,9 
 
 
7,3 
1,7 
 
 
3,1 
 
 
2.840,0 
9.770,0 
 
3,7 
3,8 
 
 
1,7 
0,4 
 
 
0,8 
 
 
686,0 
2.388,0 
 
A Variação da Energia Livre: Dependência das Concentrações dos Reagentes e Produtos 
Há diferença na quantificação da variação da energia livre, G, e a variação da energia livre 
padrão, G’°. Cada reação química tem uma energia livre padrão característica, que pode ser 
positiva, negativa ou zero, dependendo da constante de equilíbrio da reação. A variação da 
energia livre padrão nos diz para qual direção uma dada reação deve ir para atingir o equilíbrio 
quando a concentração inicial de cada componente é 1,0 M, o pH é 7,0, a temperatura é 25 °C 
e a pressão é 101,3 kPa. Então G’° é uma constante: tem uma característica, um valor 
invariável para uma dada reação. Mas a variação da energia livre real, G, é uma função das 
concentrações dos reagentes e produtos e da temperatura prevalecente durante a reação, que 
não necessariamente coincidirão com as condições padrões definidas acima. Concluindo, a G 
de uma reação que ocorre espontaneamente em direção ao é equilíbrio é sempre negativa, 
tornando-se menos negativa à medida que a reação ocorre, e é zero no ponto de equilíbrio, 
indicando que a mesma não pode mais realizar trabalho. 
A G e G’° para qualquer reação do tipo A + B  C + D estão relacionadas pela equação 
 
 
 
 
Na condição de equilíbrio, G é zero, então a equação acima se reduz a 
 
 
 
 
ou 
 
que é a equação relacionando a variação de energia li9vre padrão e a constante de equilíbrio. 
O critério para a espontaneidade de uma reação é o valor da G, não G’°. A reação com G’° 
positiva pode para frente se a G for negativa. Isso é possível se o termo 
RT.ln([produtos]/[reagentes]) for negativo. Por exemplo, a remoção imediata dos produtos de 
uma reação pode manter a razão [produtos]/[ragentes] bem abaixo de 1, de modo que o 
termo RTln([produtos]/[reagentes]) tenha um grande valor negativo. 
G’° e G são expressões da quantidade máxima de energia livre que uma dada reação pode 
ceder, teoricamente – uma quantidade de energia que pode ser realizada se um dispositivo 
perfeitamente eficiente for capaz de aprisioná-la ou retê-la. Visto que tal dispositivo não é 
possível (alguma energia livre é sempre perdida para a entropia durante o processo), a 
quantidade de trabalho realizado pela reação à temperatura constante é sempre menor que o 
valor teórico estimado. 
Outro ponto importante é que algumas reações termodinamicamente favoráveis (aquelas cujo 
G’° é grande e negativo) não ocorrem em proporções mensuráveis. Por exemplo, a 
combustão de lenha a CO2 e H2O é muito favorável termodinamicamente, mas a lenha 
permanece estável durante anos porque a energia de ativação para a reação de combustão é 
maior que energia disponível à temperatura ambiente. Se a energia de ativação necessária é 
fornecida (como a de um fósforo aceso, p. ex.), a combustão terá início, convertendo a 
madeira aos produtos mais estáveis CO2 e H2O e liberando energia na forma de luz e calor. O 
calor liberado por essa reação exotérmica fornecerá energia de ativação para a combustão de 
regiões vizinhas à madeira; o processo é auto perpetuante. 
Em células vivas, reações que seriam extremamente lentas se não catalisadas são levadas a 
acontecer, não pelo suprimento de energia adicional, mas diminuição da energia de ativação 
por uma enzima. A enzima proporciona um avia de reação alternativa com menor energia de 
ativação que a reação não catalisada, tal que à temperatura ambiente uma grande fração das 
moléculas substrato tenham energia térmica bastante para vencer a barreira de ativação, e 
taxa de reação aumente dramaticamente. A variação de energia livre para uma reação é 
independente da via pela qual a reação ocorre; depende apenas da natureza e da 
concentração dos reagentes iniciais e dos produtos finais. As enzimas não podem mudar as 
constantes de equilíbrio; mas elas podem e fazem aumentar a taxa na qual a reação ocorre e a 
direção ditada pela termodinâmica. 
As Variações de Energia Livre Podem Ser Somadas 
No caso de duas reações sequenciais, A  B e B  C, cada reação tendo sua própria constante 
de equilíbrio e cada uma tendo sua variação de energia livre padrão característica, G’°1 e 
G’°2. Como as duas reações são sequenciais, B é cancelado quando se escreve a reação global 
A  C, que tem sua própria constante de equilíbrio e também sua própria variação de energia 
livre padrão , G’°TOTAL. Os valores da G’° das reações químicas sequenciais são aditivas. Para 
reação global A  C, G’°TOTAL é a soma das variações de energia livre padrões individuais, 
G’°1 e G’°2, das duas reações: G’°TOTAL = G’°1 + G’°2. 
(1) A  B G’°1 
(2) B  C G’°2 
 Soma: A  C G’°1 + G’°2 
Este princípio da bioenergética explica como uma reação termodinamicamente desfavorável 
(endergônica) pode ser conduzida para frente pelo acoplamento a uma reação altamente 
exergônica através de um intermediário em comum. Por exemplo, a síntese da glucose 6-
fosfato é a primeira etapa na utilização da glucose por muitos organismos: 
 Glucose + Pi  glucose 6-fosfato + H2O G’° = 13,8 kJ/mol 
O valor positivo de G’° prediz que, sob condições padrões, a reação não tenderá a acontecer 
espontaneamente na direção descrita. Uma outra reação celular, a hidrólise do ATP a ADP e Pi, 
é muito exergônica: 
 ATP + H2O  ADP + Pi G’° = 30,5 kJ/mol 
Estas duas reaçõespartilham de intermediários comuns Pi e H2O e podem ser expressas como 
reações sequenciais: 
(1) Glucose + Pi  glucose 6-fosfato + H2O G’° = 13,8 kJ/mol 
(2) ATP + H2O  ADP + Pi G’° = 30,5 kJ/mol 
Soma: ATP + glucose  ADP + glucose 6-fosfato G’° = 16,7 kJ/mol 
A reação global é exergônica. Neste caso, a energia armazenada no ATP é usada para fazer 
síntese da glucose 6-fosfato, apesar de sua formação a partir da glucose e do fosfato 
inorgânico seja endergônica. A via de formação da glucose 6-fosfato pela transferência de um 
grupo fosforila do ATP é diferente das reações (1) e (2) acima, mas o resultado final é o mesmo 
da soma das duas reações. Em cálculos termodinâmicos, toda essa matéria é o estado do 
sistema no começo do processo e seu estado no final; a rota entre os estados inicial e final é 
imaterial. 
Como foi dito, G’° é o meio de expressar a constante de equilíbrio para a reação. Para a 
reação (1) 
 
 
 
 
Nota-se que H2O não está incluído nesta expressão, porque sua concentração (55,5 M) é 
considerada inalterada pela reação. A constante de equilíbrio para a hidrólise do ATP é 
 
 
 
 
A constante de equilíbrio para as duas reações acopladas é 
 
 
 
 
 ( )( 
 
 ) ( 
 )( ) 
 
Este cálculo ilustra um ponto importante sobre as constantes de equilíbrio: embora os valores 
da G’° para as duas reações que se somam para formar a terceira reação sejam aditivos, a K’eq 
para a reação resultante da soma das duas é o produto de seus valores de K’eq individuais. As 
constantes de equilíbrio são multiplicativas. 
Acoplando-se a hidrolise do ATP à síntese da glucose 6-fosfato, a K’eq para a formação da 
glucose 6-fosfato sofre um aumento de um fator de cerca 2 x 105. 
Esta estratégia do intermediário comum é utilizada por todas as células vivas na síntese de 
intermediários e componentes celulares. Mas esta estratégia funciona apenas se compostos 
como o ATP estão continuamente disponíveis. 
TRANSFERÊNCIA DE GRUPOS FOSFORIL E ATP 
As células heterotróficas obtêm energia livre de forma química pelo catabolismo de moléculas 
de nutrientes, e usam essa energia para fazer ATP a partir de ADP e Pi. O ATP, então, doa parte 
de sua energia química para processos endergônicos tais como a síntese de intermediários 
metabólicos e macromoléculas a partir de precursores menores, o transporte de substâncias 
através de membranas contra gradientes de concentração e para o movimento mecânico. Esta 
doação de energia do ATP geralmente envolve a participação covalente do ATP na reação, com 
sua eventual conversão a ADP e Pi ou, em algumas reações, sua conversão a AMP e 2Pi. 
A variação da energia livre para a hidrólise do ATP 
A variação da energia livre padrão para a hidrólise do ATP é relativamente grande e negativa. A 
quebra hidrolítica da ligação terminal anidrido fosfórico no ATP separa um dos três fosfatos 
carregados negativamente e então alivia parte da repulsão eletrostática do ATP; o Pi (HPO4
2) 
liberado é estabilizado pela formação de algumas formas de ressonância não possíveis no ATP; 
e o ADP2, o outro produto direto da hidrólise, imediatamente se ioniza, liberando H+ num 
meio de muito baixa concentração de H+ ([H+] 107 M). 
Embora a hidrólise do ATP seja altamente exergônica (G’° = 30,5 kJ/mol), a molécula é 
cineticamente estável em pH 7 porque a energia de ativação para a hidrólise do ATP é 
relativamente alta. A clivagem rápida das ligações fosfoanidrido ocorre só quando catalisada 
por uma enzima. 
A variação de energia livre para a hidrólise do ATP é 30,5 kJ/mol sob condições padrões, mas 
a variação da energia livre real de hidrólise (G) do ATP em células vivas é muito diferente: as 
concentrações intracelulares de ATP, ADP e Pi não são idênticas e muito inferiores a 1,0 M das 
condições padrão. Além disso, Mg2+ do citossol liga-se ao ATP e ao ADP, e para muitas reações 
enzimáticas que envolvem ATP como doador de grupos fosforilas, o verdadeiro substrato é 
MgATP2. 
P
O
O
-
O P
O
O P
O
Ribose
O
- O
-
O
-
Adenina
ATP4
P
O
O
-
OH
O
-
O
-
O
-
O
-
O
-
OH P
O
O P
O
Ribose
O
-
O
-
Adenina
O
-
P
O
O P
O
Ribose
O
-
O
-
AdeninaH+ +
1
2
3
Hidrólise com 
alívio da repulsão 
entre as cargas
Estabilização 
por ressonância
Ionização
ATP4- + H2O ADP
3- + Pi
3- + H+
G'° = -30,5 kJ/mol
 
Exemplo prático: calcular a energia livre real para a hidrólise de ATP em eritrócitos humanos. A energia 
livre padrão para a hidrólise de ATP é 30,5 kJ/mol, e as concentrações de ATP, ADP e Pi são, 
respectivamente, 2,25, 0,25 e 1,65 mM. Assumir que o pH é 7,0 e a temperatura corporal é 37°C. 
 
 
 
 
 
Substituindo os valores na equação acima: 
 ( )( ) 
( )( )
( )
 
  30,5 kJ/mol + (2,58 kJ/mol) ln 1,8  10
4 
  30,5 kJ/mol + (2,58 kJ/mol)(8,6) 
 = 30,5 kJ/mol  22 kJ/mol 
 = 52 kJ/mol