Intralmetabolismo1 2010

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Intralmetabolismo1 2010

  1. 1. Introducción al Metabolismo y Bioenergética Introducción a las oxidaciones biológicas y al ciclo de KrebsProf. Vanessa Miguel@bioquitips
  2. 2. Metabolismo Conjunto de todas las reacciones enzimáticas de la célula mediante las cuales adquieren y utilizan la energía que necesitan para realizar sus funciones Representa la suma de todos los cambios químicos que convierten los nutrientes en energía y productos celulares químicamente complejos
  3. 3. Catabolismo y Anabolismo CATABOLISMOANABOLISMO
  4. 4. Mecanismos de regulación delmetabolismo (enzimas) Control de la actividad de las enzimas en respuesta a la concentración de metabolitos a. Control por la concentración del producto de una reacción b. Regulación alostérica Control por modificación de la enzima (modificación covalente) Isoenzimas Compartamentalización Complejos multienzimáticos Especialización metabólica Control de la cantidad de enzima
  5. 5. Termodinámica Ley Cero (principio del equilibrio termodinámico). Si dos sistemas A y B están en equilibrio termodinámico, y B está en equilibrio termodinámico con un tercer sistema C, entonces A y C están a su vez en equilibrio termodinámico. Primera Ley (principio de conservación de la energía): si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará. Segunda Ley: el calor no puede pasar de forma espontánea de una fuente fría a otra más caliente. Tercera Ley: que es imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto
  6. 6. SISTEMA + ENTORNO (O MEDIO AMBIENTE) = UNIVERSO
  7. 7. En el intercambio de Energía entre Sistema-Medio Ambiente siempre secumple la ley de conservación de la energíaEsf - Esi = ∆Es = ∑Eintercambiadas En ambos casos la energía del universo se mantiene constante.
  8. 8. Tipos de Energía (ej.)1 mol de sustancia pura en ciertas condiciones de P y T.Energías intramoleculares Nuclear Electrónica Traslacional Vibracional Rotacional(3, 4, y 5 son las Energías Térmicas)Energías intermoleculares Fuerzas de atracción interiónicas (sales) Fuerzas de atracción Ión-dipolo Unión por puente de hidrógeno Fuerzas de atracción dipolo-dipolo Fuerzas de atracción entre iones o dipolos-moléculas polarizables Fuerzas entre dipolos instantáneos-dipolos inducidos Fuerzas hidrofóbicas Fuerzas de repulsión
  9. 9. Antes que seguir ... ¿qué es entropía?
  10. 10. Si fueramos ingenieros..
  11. 11. Entropía fácil…
  12. 12.  El flujo de energía es la esencia de la vida, se comprende mejor a una célula como un complejo sistema de transformación de energía
  13. 13. Espontaneidad de las reacciones Las reacciones químicas que tienen lugar espontáneamente suelen ser exotérmicas, es decir, con desprendimiento de calor. El calor que se desprende o absorbe en una reacción a presión constante recibe el nombre de Entalpía (∆ H). Las reacciones en las que se desprende calor son exotérmicas: ∆ H < 0 Sin embargo, hay reacciones endotérmicas que cursan espontáneamente, ∆ H > 0; por ejemplo, la disolución de sulfato amónico en agua.
  14. 14. Espontaneidad de las reacciones La disolución de sulfato amónico en agua es un proceso por el cual se pasa de un estado cristalino altamente ordenado, a otro de mucho mayor desorden molecular. La función termodinámica que mide el desorden de un sistema recibe el nombre de Entropía (∆ S). Puede observarse que muchas reacciones que cursan espontáneamente lo hacen con incremento positivo de entropía: ∆ S > 0. Sin embargo, hay procesos espontáneos que cursan con disminución de entropía. Ej: la solidificación del agua a 0 ºC.
  15. 15. Energía Libre de Gibbs Gibbs fue el primero en proponer que un sistema químico busca, no solamente el estado de mínima energía o entalpía (H), sino también el estado de máximo desorden o entropía (S). Definió una nueva función de estado, la energía libre, G, que relaciona la entalpía y la entropía: G = H - TS Pueden cursar espontáneamente aquellos procesos en los que se desprende energía libre (∆ G < 0); pero no aquellos procesos en los que se absorbe energía libre (∆ G > 0)
  16. 16. Energía Libre de GibbsSituaciones: Si ∆ H < 0 (exotérmico) y ∆ S > 0 (aumenta el "desorden") para cualquier temperatura, el G < 0 siempre. Cuando ∆ H < 0 (exotérmico) y ∆ S < 0 (disminuye el desorden) el proceso ocurrirá espontáneamente si es suficientemente exotérmico para sobrepasar la disminución en entropía Si ∆ H > 0 (endotérmico) y ∆ S > 0; ∆ G < 0 solamente a T bien altas.
  17. 17. Energía Libre de Gibbs En procesos irreversibles (espontáneos) ∆G < 0; esto representa una tendencia hacia el estado final. En una reacción química indica que la formación de productos está favorecida. Por el contrario, un valor de ∆G > 0 representa una tendencia de espontaneidad hacia los reactivos a partir de los productos. En procesos reversibles (de equilibrio) ∆G = 0; esto representa la condición de un sistema estable en que la velocidad de formación de productos y sustratos es igual.
  18. 18. Energía Libre de GibbsDada una reacción A B, ésta cursará de izquierda aderecha cuando las concentraciones de A y B sean talesque la ∆G <0.La energía libre del sistema viene dada por: [B] ∆ G = ∆ G + RT ln 0 [A]Donde ∆G0 es la Energía Libre Standard de la reacción(reactivos a concentración 1M, en condiciones STP) .Conociendo ∆ G0 podemos calcular si un proceso puedetener lugar espontáneamente o no en unasdeterminadas condiciones.
  19. 19. Energía Libre de GibbsEn el equilibrio, ∆G = 0; por tanto, [Beq] 0 = ∆G + RT ln [A ] 0 eq [Beq]Pero = Keq Por tanto, ∆G0 = -RT ln Keq [Aeq]
  20. 20. Glucosa 6P + H2O Glucosa + PiCondiciones intracelulares:Temperatura: 37 ºC, equivalentes a 310 ºK[Glucosa-6-fosfato], 1 mM[Glucosa], 0.01 mM[fosfato], 10 mM ∆G0 = -3250 cal/mol [Glucosa] [Fosfato] ∆G = ∆G + RT ln 0 [Glucosa-6-fosfato]Sustituyendo, obtenemos: ∆G = -3250 + 1.98*310*2.303* log 10-5*10-3 = -8900 cal/mol 10-2
  21. 21. Acoplamiento catabolismo-anabolismo Estructuras complejasCatabolismo ∆G Anabolismo Estructuras simples
  22. 22. En general, podemos decir: Reacciones catabólicas: ∆G < 0 Reacciones anabólicas: ∆G > 0Supongamos una reacción anabólica mediante la cual se formaun enlace químico entre A y B; esquemáticamente, A+B A-B (∆G > 0) La reacción no puede tener lugar espontáneamente. ¿Cómo puede entonces tener lugar en el metabolismo?
  23. 23. Acoplamiento catabolismo-anabolismoLo que ocurre en el metabolismo es que las reaccionesendergónicas (∆G > 0) se acoplan a reaccionesexergónicas (∆G < 0) de manera que :1. La energía liberada en una de las reacciones esutilizada por la otra.2. La suma total de energías libres de una y otra reacciónda un ∆G < 0, por lo que el proceso en conjunto tienelugar espontáneamente.
  24. 24. Así, la reacción A+B A-B (∆G1 > 0) Se acopla a X-Y + H2O X +Y (∆G2 < 0) Siendo |∆G2 | > |∆G1| Dando lugar a una reacción globalA + B + X-Y + H2O A-B + X + Y (∆G < 0)
  25. 25. Acoplamiento catabolismo-anabolismo NH2 La reacción que se O O O N N acopla en los seres O - P O P O P O CH2 O N N vivos a procesos O- O- O- endergónicos es, en la OH OH mayoría de los casos, la hidrólisis de ATP polifosfatos, O O O O principalmente la R O P O - - P O + H2O R O P OH + HO P O- O O- O- O- hidrólisis de ATP Hidrólisis de polifosfatos
  26. 26. Existen otras configuraciones de alta energía,por ejemplo: O O O H2N C O P O- - R C S CoA O Carbamilfosfato Tioésteres de Coenzima A COO- O O CH3 O C O P O- C CH2 N C NH P O- - CH2 O - O NH O- Fosfoenolpiruvato Fosfocreatina
  27. 27. Acoplamiento catabolismo-anabolismo
  28. 28. Acoplamiento catabolismo-anabolismo
  29. 29. Acoplamiento catabolismo-anabolismo Los procesos catabólicos productores de energía generan ATP, que se empleará en todas aquellas reacciones endergónicas en las que sea requerido. El ATP puede ser sintetizado mediante:  Fosforilación a nivel de sustrato  Fosforilación oxidativa
  30. 30. Óxido-Reducción Las reacciones de óxido reducción son reacciones de transferencia de electrones. En estas reacciones un elemento se oxida, es decir pierde electrones, y otro elemento gana electrones, es decir, se reduce. El elemento que se oxida es el agente reductor porque dona los electrones, mientras que el elemento que se reduce es el agente oxidante.
  31. 31. Catabolismo y Anabolismo CATABOLISMOANABOLISMO
  32. 32. Coenzimas óxido-reducción Adenina Adenina Ribosa Ribosa NAD+ NADH + H+
  33. 33. Niacina (B3) precursor delNAD
  34. 34. Coenzimas óxido-reducción FAD FADH2
  35. 35. Rivoflavina (B2) precursor FAD
  36. 36. MITOCONDRIA
  37. 37. Nutrientes Proteínas Polisacáridos LípidosAminoácidos Monosac. Ac. Grasos G l u c ó l Poder Poder i reductor reductor s i s Piruvato Acetil CoA Ciclo de Krebs Poder reductor CO2 + H20
  38. 38. Ciclo de Krebs
  39. 39. Metabolismo Mitocondrial El ciclo de Krebs o Ciclo de los Ácidos Tricarboxílicos
  40. 40. Complejos multienzimáticosEjemplo:El complejo multienzimáticoPiruvato deshidrogenasa (PDH) está formadopor múltiples copias de tres enzimas: Piruvato Dihidrolipoil Dihidrolipoildeshidrogenasa transacetilasa deshidrogenasa (E1) (E2) (E3)
  41. 41. Complejos multienzimáticos Piruvato deshidrogenasa
  42. 42. Complejo multienzimático de laPiruvato Deshidrogenasa
  43. 43. Complejo multienzimático de laPiruvato Deshidrogenasa
  44. 44. Complejo multienzimático de laPiruvato Deshidrogenasa
  45. 45. Regulación de laPiruvado Deshidrogensa h
  46. 46. Regulación PiruvatoDeshidrogenasa

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