Tema 2. Energètica de la vida (2014)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Pompeu Fabra (UPF)
Grado Medicina - 1º curso
Asignatura Bioquímica I
Año del apunte 2014
Páginas 4
Fecha de subida 02/02/2015
Descargas 10
Subido por

Vista previa del texto

Tema 2. Energètica de la vida ENTALPIA, ENTROPIA I ENERGIA DE GIBBS Primera llei de termodinàmica La primera llei de la termodinàmica afirma que l’energia interna de l’univers es conserva.
UNIVERS = SISTEMA + ENTORN Un sistema és una part de l’univers separada de la resta (entorn). La seva energia interna pot veure’s modificada mitjançant intercanvis de calor o de treball amb l’entorn. ΔE = Q - W Les reaccions biològiques es donen a pressió constant. El treball, per tant, depèn únicament de la variació de volum: W = P·ΔV L’entalpia pot definir-se com el sumatori de l’energia interna de la matèria i el producte del seu volum multiplicat per la pressió: H = E + PV; ΔH = ΔE + PΔV A les reaccions bioquímiques el volum és constant (ΔV = 0; W = 0) i per tant la variació d’entalpia és igual a la variació d’energia interna, que es veu modificada únicament pel calor.
ΔH = ΔE = Q L’entalpia, per tant, és el calor a pressió i volum constant. Determina si la reacció és endotèrmica (ΔH > 0) o exotèrmica (ΔH < 0). La diferència d’entalpia (ΔH) és assimilable a la diferència entre els enllaços formats als estats inicial i final.
Segona llei de termodinàmica La segona llei de la termodinàmica afirma que els processos espontanis es caracteritzen per la conversió d’ordre a desordre. El desordre seria el número de disposicions energèticament equivalents (W) en què es poden disposar els components d’un sistema. El grau de desordre és l’entropia (S) i depèn del W segons l’equació següent, on kB és la constant de Boltzmann.
S = kB · ln W En tota reacció l’entropia de l’univers és major a 0: l’univers tendeix al desordre. També es dóna que: La variació d’energia lliure determinarà l’espontaneïtat d’una reacció: ΔG < 0  Reacció afavorida ΔG > 0  Reacció desafavorida, afavorida en sentit contrari ΔG = 0  Reacció en equilibri L’equació de Gibbs, per tant, determina en quin sentit es donarà espontàniament la reacció. Al ser una equació d’estat no depèn dels estats entremitjos. La ΔG d’una reacció és igual a la suma de les ΔGs de les diferents reaccions en què es pot descompondre.
ΔH ΔS ΔG = ΔH - TΔS <0 >0 Reacció afavorida entàlpicament i entròpicament.
Reacció espontània.
<0 <0 Reacció afavorida entàlpicament però no entròpicament.
Reacció espontània a temperatures T < ΔH/ΔS >0 >0 Reacció no afavorida entàlpicament però sí entròpicament.
Reacció espontània a temperatures T > ΔH/ΔS >0 <0 Reacció no afavorida ni entàlpicament ni entròpicament.
Reacció no espontània.
Interrelació entre l’entropia i l’entalpia en la conversió del gel en aigua Per sota de 0oC la reacció de conversió de gel en aigua no està afavorida ja que ΔH > TΔS, i per tant ΔG > 0. A 0oC ΔH = TΔS, per tant ΔG = 0 i el sistema es troba en equilibri. A partir dels 0 0C la reacció està afavorida ja que ΔH < TΔS i ΔG < 0.
Dependència de l’energia lliure amb la concentració de productes i reactius: En una reacció la variació d’energia de Gibbs és igual al sumatori de l’energia lliure dels productes menys l’energia lliure dels reactius.
G0 energia molar en condicions estàndard (1M) R = 8,2 · 10-3 kJ/mol ·K T temperatura absoluta en Kelvin El segon terme contribueix a l’espontaneïtat de la reacció El segon terme s’oposa a l’espontaneïtat de la reacció Reacció de formació d’una macromolècula La reacció de formació d’un polímer a partir dels seus monòmers està desafavorida (ΔG>0). Per què es produeix? Tot i que intervé el fet que la concentració de monòmers és molt més gran que la de polímers, i això contribueix a l’espontaneïtat de la reacció, el fet principal que permet la reacció de síntesi és el seu acoblament a una altra reacció que sí que es troba afavorida, de manera que la reacció global té una energia lliure negativa.
COMPOSTOS AMB ENLLAÇOS FOSFAT: L’ATP Per obtenir energia la cèl·lula realitza la hidròlisi de compostos rics en fosfat inorgànic, ja que l’enllaç fosfat és un enllaç molt energètic (31 KJ/mol). El grup fosfatat més comú és l’adenosinatrifosfatat (ATP), que funciona com a moneda de canvi energètic: forma enllaços amb l’energia procedent del catabolisme i allibera energia per fer possible el treball de la cèl·lula o organisme i la síntesi química.
La hidròlisi de l’ATP en ADP és una reacció molt afavorida per diferents motius: 1) Repulsió electrostàtica entre càrregues negatives.
2) Ressonància més gran en ADP i P que en ATP. Hi ha més possibilitat d’organitzar els enllaços i es formen dobles enllaços parcials.
3) Hidratació addicional dels productes de la hidròlisi. Hi ha una major possibilitat d’hidratació si l’ADP i el grup fosfat estan separats.
4) L’alliberament d’un protó en una solució tamponada provoca el desplaçament de la reacció cap a la formació de producte.
Càlcul de l’energia lliure de la reacció d’hidròlisi de l’ATP a la cèl·lula Les concentracions de protons i d’aigua són sempre constants i per aquest motiu no es consideren.
[ATP4-] = 8mM [ADP3-] = 1mM [HPO42-] = 8mM  IMPORTANT tenir en compte les unitats CONCEPTES IMPORTANTS Entendre què signifiquen els conceptes entalpia i entropia.
Identificar la variació d’energia lliure (ΔG) com el paràmetre que determina l’espontaneïtat d’una reacció.
Relacionar ΔG, ΔH i ΔS.
Calcular la ΔG a diferents concentracions dels productes i dels reactius.
Indicar quin és el paper de l’ATP a la cèl·lula i de què depèn que la seva hidròlisi sigui tan energèticament favorable.
...