Biochimica del Metabolismo Prof.ssa Natalia Battista

Bioenergetica
Termodinamica dei sistemi biologici
La bioenergetica è lo studio quantitativo delle trasduzioni energetiche, cioè dei
cambiamenti di energia da una forma ad un’altra
Le trasformazioni biologiche dell’energia seguono le due leggi fondamentali
della termodinamica
Primo principio (legge di conservazione dell’energia)
In qualsiasi modificazione chimica o fisica, la quantità totale di energia nell’Universo resta
costante
L’energia può cambiare forma od essere trasferita da una zona ad un’altra,
ma non può essere né creata né distrutta.
ΔE = Q + L
dove Q è il calore assorbito dall’ambiente da parte del sistema;
L è il lavoro effettuato dall’ambiente sul sistema.
Il lavoro meccanico in termini di P e V è pari a PΔV
ΔE è il calore trasferito in un processi a volume costante
Entalpia
L’entalpia (H) [dal greco ἐν-, “dentro”, e θάλπειν, “bruciare”] è definita come:
H = E + PV
Se la pressione è costante, allora posso scrivere:
ΔH = ΔE + PΔV= Q + L + PΔV = Q – PΔV + PΔV = Q
ΔH è il calore trasferito in un processo a pressione costante.
Entalpia
In un sistema chiuso a pressione costante, se:
 H<0 : I prodotti hanno meno entalpia dei reagenti.
Durante il processo, l’eccesso di energia viene trasferito dall’ambiente
verso l’esterno sotto forma di calore.
La reazione è detta esotermica.
 H > 0: I prodotti hanno meno enetalpia dei reagenti.
Durante il processo, la differenza di energia viene assorbita dall’esterno
sotto forma di calore.
La reazione è detta endotermica.
Entalpia standard di reazione
Allo scopo di paragonare i parametri termodinamici di differenti reazioni,
è conveniente definire uno stato standard.
Nel caso di soluti in soluzione, lo stato standard corrisponde normalmente a quello in cui
La temperatura è di 25 °C (298.15 K), la pressione è pari a 1 atm (~100 kPa) e l’attività è unitaria
ovvero la sua concentrazione è pari a 1 M.
A
Ho =- R ln
B
d(ln Keq)
d(1/T)
L’entalpia standard di reazione è la variazione di entalpia che accompagna
la formazione dei prodotti in reagenti, ciascuno nel proprio stato standard
ΔH° = H°prodotti – H°reagenti
Entropia
Secondo principio della termodinamica
In tutti i processi naturali, l’entropia dell’Universo tende ad aumentare
(in altre parole, l’Universo tende ad essere sempre più disordinato)
Suniverso = Ssistema + Sambiente > 0
L’entropia (S) [dal greco ἐν-, “dentro”, e τροπή, “trasformazione”]
può essere definita secondo il principio di Boltzmann come:
S=klnW
dove K è la costante di Boltzmann che vale 1,38 x 10-23 J/K
e W è la misura dell'insieme di tutte le possibili disposizioni
(o probabilità a livello macroscopico) dei livelli molecolari
Entropia
In un sistema chimico a T costante, la variazione di entropia è uguale al calore scambiato
diviso per la temperatura a cui avviene il trasferimento:
S = Sprodotti + Sreagenti > q/T
(equazione di Clausius)
L’entropia complessiva rimane costante attraverso processi reversibili,
mentre aumenta durante i processi irreversibili.
Il principio zero della termodinamica afferma che due corpi,
ciascuno in equilibrio termico con un terzo, sono in equilibrio termico fra loro.
Il terzo principio della termodinamica afferma che l’entropia assoluta di un solido cristallino
alla temperatura di 0K è 0 e a T = 0 K, l’entropia è esattamente uguale a zero.
Energia libera di Gibbs
E’ una grandezza termodinamica che dipende dall’entalpia, dall’entropia e dalla
temperatura assoluta del sistema.
G = H - ΔS
G è una misura dell’energia immagazzinata in modo ordinato e quindi libera di
compiere lavoro.
Variazione di energia libera
Nelle condizioni esistenti nei sistemi biologici (temperatura e pressione costanti),
le variazioni di G, H ed S del sistema che sta reagendo sono tra loro correlate,
secondo l’equazione:
ΔG = ΔH - TΔS
dove T è la temperatura assoluta (in gradi Kelvin)
La spontaneità di un processo dipende quindi dall’entalpia e dall’entropia.
Nei processi spontanei, ΔS ha segno positivo e ΔH ha segno negativo,
quindi ΔG ha un valore negativo
Parametri termodinamici di alcuni
processi chimici
Le tre entità termodinamiche che descrivono le variazioni di energia
che avvengono in una reazione chimica sono:
L’entalpia (H) rappresenta il contenuto termico del sistema che sta reagendo e
riflette il numero ed il tipo di legami chimici dei reagenti e dei prodotti
Reazioni con ΔH > 0 sono endotermiche
Reazioni con ΔH < 0 sono esotermiche
L’entropia (S) è un’espressione quantitativa della casualità e del disordine del sistema
Reazioni con S = 0 sono reversibili
Reazioni con ΔS > 0 sono irreversibili
L’energia libera di Gibbs (G)
Essa esprime la quantità di energia in grado di produrre lavoro
durante una reazione a temperatura e pressione costanti
Reazioni con ΔG > 0 sono endoergoniche
Reazioni con ΔG < 0 sono esoergoniche
Costanti fisiche ed unità di misura
comuni in termodinamica
Variazione di energia libera standard
aA +bB
cC +dD
G = G (prodotti) – G (reagenti)
G’ = G’o + RT ln
[C]c [D]d
[A]a[B]b
[C]c [D]d
[A]a[B]b
= K’eq
All’equilibrio vale G’ = 0, quindi:
0 = G’o + RT lnK’eq
G’o = - RT lnK’eq
ed anche
Che può essere scritta
K’eq = e
G’o
RT
La variazione di energia libera standard è direttamente correlata alla costante
di equilibrio delle reazioni chimiche
La variazione di energia libera standard di una reazione (ΔG’°) è semplicemente
un modo alternativo di esprimere la sua costante di equilibrio
La variazione di energia libera standard di una reazione (ΔG’°) ,
riflettendo il valore della costante di equilibrio, indica la
direzione della reazione stessa in condizioni standard
Alcuni esempi di variazioni di energia libera standard (ΔG’°)
di reazioni chimiche a pH 7.0 e 25°C (o 298K)
Le variazioni di energia libera di reazioni chimiche sequenziali
si possono sommare (mentre le singole costanti di equilibrio
si moltiplicano tra loro, per dare la costante complessiva)
1) A ↔ B
(ΔG1’°)
2) B ↔ C
(ΔG2’°)
3) C ↔ D
(ΔG3’°)
Somma: A ↔ D
(ΔG1’° + ΔG2’° + ΔG3’°)
Questo principio della bioenergetica spiega come una reazione che è
termodinamicamente sfavorita (endoergonica, ΔG > 0) possa essere
guidata in avanti mediante il suo accoppiamento con una reazione
esoergonica (ΔG < 0), purchè sia presente un intermedio comune
Una reazione altamente esoergonica, che “trascina” molte reazioni
cellulari, è l’idrolisi dell’ATP in ADP + Pi:
ATP + H2O → ADP + Pi (ΔG’° = -30.5 kJ/mole)
Energie libere di idrolisi per alcuni composti ad alto contenuto energetico
Classificazione dei composti fosforilati in base alle loro
energie libere standard d’idrolisi
L’idrolisi delle anidridi dell’acido fosforico
è altamente favorita
Idrolisi dell’ATP
Idrolisi del Fosfoenolpiruvato (PEP)
Idrolisi della fosfocreatinina
Idrolisi dell’Acetil-coenzima A
La logica chimica delle reazioni biochimiche
La maggior parte delle reazioni che si svolgono nella materia vivente
appartiene ad una delle seguenti cinque categorie generali:
a) Reazioni che formano o spezzano legami C-C
b) Riarrangiamenti interni, isomerizzazioni ed eliminazioni
c) Reazioni di formazione di radicali liberi
d) Trasferimenti di gruppi chimici
e) Ossidoriduzioni
Le reazioni di ossidoriduzione
Le reazioni di ossidoriduzione (o reazioni redox) possono essere scritte come semi-reazioni,
che in realtà avvengono sempre simultaneamente.
E’ sempre vero che, se una specie chimica si ossida, un’altra si deve ridurre!
Per esempio, la reazione
Fe2+ + Cu2+ ↔ Fe3+ + Cu+
si può dividere nelle due semi-reazioni:
Fe2+ ↔ Fe3+ + e-
Cu2+ + e- ↔ Cu+
La molecola che dona elettroni in una reazione redox si dice (agente) riducente,
quella che li riceve si dice (agente) ossidante
L’insieme della coppia ossidata/ridotta di una specie chimica (per esempio, Fe3+/Fe2+) si definisce
coppia redox coniugata
Non tutte le ossidoriduzioni biologiche coinvolgono atomi di carbonio, poiché a volte viene
interessato solo l’atomo di azoto (ridotto da N2 a NH3)
Gli elettroni vengono trasferiti dal donatore all’accettore in quattro modi diversi:
a) Direttamente come elettroni
b) Sotto forma di atomi di idrogeno (H+ + e-)
c) Sotto forma di ioni idruro (:H-)
d) Per combinazione diretta di un riducente organico con l’ossigeno
molecolare (O2), con formazione di un derivato ossigenato
Si dice “equivalente di riduzione” (o equivalente riducente) un singolo elettrone
che partecipa ad una reazione redox, indipendentemente dal fatto che sia
sotto forma di elettrone puro, di atomo d’idrogeno o d’idruro, oppure
di composto ossigenato
I potenziali di riduzione sono una misura dell’affinità di una specie chimica per gli elettroni
Il potenziale di riduzione standard (o potenziale redox standard, E°) quantifica la tendenza di una
specie chimica ad essere ridotta oppure ossidata,
Gli elettrochimici hanno scelto come standard di riferimento di qualunque coppia redox coniugata
la seguente semi-reazione:
H+ + e- → 1/2H2
Rispetto a questa coppia, si
valuta sperimentalmente la
tendenza di qualunque altra
coppia redox coniugata a cedere
o prendere elettroni, in
condizioni standard
(25°C, concentrazione 1 M
di tutti i reagenti, pressione
di tutti i gas a 101,3 kPa)ga
L’equazione di Nernst mette in relazione il potenziale di riduzione standard (E°) con il potenziale
redox (E) a qualunque concentrazione di specie ossidata e ridotta nel sistema di reazione:
dove R è la costante universale dei gas, T è la temperatura assoluta,
F è la costante di Faraday ed n è il numero di elettroni trasferiti
Inoltre, vale la relazione:
G = -nFE oppure G’° = -nFE’°
Pertanto, conoscendo i valori di E’° e della concentrazione delle specie chimiche coinvolte nella
reazione redox, si può calcolare la differenza di energia libera
di qualsiasi reazione di ossidoriduzione
I nucleotidi piridinici NAD+ e NADP+ sono trasportatori solubili di elettroni, che accettano uno
ione idruro da un substrato ossidabile (a), legandolo sul fronte (tipo A) o sul retro (tipo B) dell’anello
planare
Le due forme ossidata e ridotta di questi nucleotidi cambiano il proprio
spettro di assorbimento (b)
Le flavoproteine
Anche i criptocromi (che mediano vari effetti
della luce su piante ed animali) e le fotoliasi (che
usano la luce per riparare difetti del DNA nei
batteri e negli eucarioti) sono flavoproteine
Forme ossidate e ridotte del FAD e dell’FMN, che accettano due atomi
di idrogeno (2e- + 2H+), con un intermedio semichinonico
Le flavoproteine
Vitamine e coenzimi
Niacina e suoi derivati
La carenza nella dieta di
niacina
(vitamina
PP
[Pellagra-Preventing],
o
vitamina B3), che è
precursore
d’importanti
derivati nicotinammidici,
incluso il NAD(P)+, causa
la pellagra (“pelle rugosa”)