Termodinamica dei sistemi biologici

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1 Bioenergetica

2 Termodinamica dei sistemi biologici

3 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

4 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.

5 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.

6 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 ( 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 B H o =- R ln d(ln K eq ) 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

7 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 J/K e W è la misura dell'insieme di tutte le possibili disposizioni (o probabilità a livello macroscopico) dei livelli molecolari

8 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.

9 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.

10 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

11 Parametri termodinamici di alcuni processi chimici

12 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

13 Costanti fisiche ed unità di misura comuni in termodinamica

14 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 Che può essere scritta G o = - RT lnk eq ed anche K eq = e G o RT La variazione di energia libera standard è direttamente correlata alla costante di equilibrio delle reazioni chimiche

15 La variazione di energia libera standard di una reazione (ΔG ) è semplicemente un modo alternativo di esprimere la sua costante di equilibrio

16 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

17 Alcuni esempi di variazioni di energia libera standard (ΔG ) di reazioni chimiche a ph 7.0 e 25 C (o 298K)

18 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 (ΔG 1 ) 2) B C (ΔG 2 ) 3) C D (ΔG 3 ) Somma: A D (ΔG 1 + ΔG 2 + ΔG 3 ) 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 + P i : ATP + H 2 O ADP + P i (ΔG = kj/mole)

19 Energie libere di idrolisi per alcuni composti ad alto contenuto energetico

20 Classificazione dei composti fosforilati in base alle loro energie libere standard d idrolisi

21 L idrolisi delle anidridi dell acido fosforico è altamente favorita

22 Idrolisi dell ATP

23 Idrolisi del Fosfoenolpiruvato (PEP)

24 Idrolisi della fosfocreatinina

25 Idrolisi dell Acetil-coenzima A

26 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

27 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 Fe 2+ + Cu 2+ Fe 3+ + Cu + si può dividere nelle due semi-reazioni: Fe 2+ Fe 3+ + e - Cu 2+ + 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, Fe 3+ /Fe 2+ ) si definisce coppia redox coniugata

28 Non tutte le ossidoriduzioni biologiche coinvolgono atomi di carbonio, poiché a volte viene interessato solo l atomo di azoto (ridotto da N 2 a NH 3 ) 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 (O 2 ), 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

29 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 - 1/2H 2 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

30 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

31

32 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)

33 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

34 Le flavoproteine

35 Vitamine e coenzimi

36 Niacina e suoi derivati La carenza nella dieta di niacina (vitamina PP [Pellagra-Preventing], o vitamina B 3 ), che è precursore d importanti derivati nicotinammidici, incluso il NAD(P) +, causa la pellagra ( pelle rugosa )

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