QB-2021-GUIA DE ESTUDIO 1-METABOLISMO Y BIOENERGÉTICA

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Cátedra de Química Biológica – Facultad de Ciencias Naturales - UNSa 
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GUÍA DE ESTUDIO 1 
METABOLISMO Y BIOENERGÉTICA 
OBJETIVOS 
− Comprender las bases termodinámicas de las reacciones bioquímicas. 
− Valorar la importancia del acoplamiento energético de las reacciones bioquímicas, y rol del ATP. 
− Aprender a calcular la variación de la energía libre y constante de equilibrio 
INTRODUCCIÓN 
Los organismos vivos requieren energía para cumplir con sus reacciones vitales. Moverse, crecer, 
reproducirse y mantener las estructuras demandan un ingreso casi constante de energía. En las células 
muchas reacciones, en especial las que implican la síntesis de grandes moléculas, requieren de un aporte 
energético. El sol es la fuente primaria de energía de la vida en la tierra. Así la energía electromagnética del 
sol es atrapada y transformada en energía química por los organismos autótrofos o fotosintéticos, estas 
reacciones implican un proceso químico de reducción, es decir implican la ganancia de electrones. Los 
organismos heterótrofos luego se servirán de ésta energía química elaborada por los autótrofos para obtener 
su energía mediante la oxidación (es decir pérdida de electrones) de los compuestos químicos. 
Toda esa red de reacciones químicas efectuadas por los seres vivos se denomina metabolismo, en ellas se 
producen transformaciones energéticas las cuales son estudiadas por la Bioenergética, dado que esta es una 
rama de la termodinámica sus principios básicos son aplicables a la química de la vida y su estudio nos 
permite predecir la espontaneidad de esas transformaciones energéticas. 
Leyes de la termodinámica 
Las transformaciones energéticas tienen lugar en un “universo” compuesto por un sistema y su entorno. En 
un sistema abierto la materia y la energía se intercambia entre el sistema y su entorno. Si sólo puede 
intercambiarse energía con el entorno, el sistema se dice que es cerrado. Los seres vivos, que consumen 
nutrientes del entorno, y liberan a su entorno productos de desecho, son sistemas abiertos. 
El intercambio de energía entre un sistema y su entorno sólo puede producirse de dos maneras: como calor 
(q): movimiento molecular aleatorio que puede transferirse hacia el sistema o desde el sistema; o el sistema 
puede realizar trabajo (w) sobre su entorno o el entorno realizar trabajo sobre el sistema. La energía se 
transfiere en forma de calor cuando el sistema y su entorno tienen temperaturas diferentes. La energía se 
transfiere en forma de trabajo cuando una fuerza mueve un objeto. 
Primera ley de la termodinámica: La energía del universo es constante, es decir que la energía no se crea ni 
se destruye, se transforma. 
Cuando un sistema cambia de un estado inicial a uno final se produce un cambio en su energía interna (ΔE), 
entonces puede ganar o perder energía en forma de calor (q) o trabajo (w). 
A  B ΔE = EB - EA = q - w 
Importante: El cambio en energía de un sistema depende solo de los estados inicial y final y no del camino seguido en la 
transformación 
Los químicos han definido el término entalpía (H), que está relacionado con la energía interna, mediante la 
ecuación: 
H = E + P ΔV 
Donde, P ΔV = trabajo presión-volumen, es decir, el trabajo realizado sobre o por un sistema que supone 
variaciones de la presión y del volumen. 
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En los sistemas biológicos, la presión es constante, entonces las variaciones de entalpía (∆H) son iguales al 
calor ganado o perdido por el sistema (∆E = Q); y en las células, la variación de volumen es despreciable, 
entonces la variación de entalpía es esencialmente igual a la energía interna: 
∆H=∆E 
Cuando ∆H es negativa (∆H < O), la reacción o proceso desprende calor y se denomina exotérmico. Cuando 
∆H es positiva (∆H > O), se absorbe calor del entorno y ese proceso se llama endotérmico. En los procesos 
isotérmicos (∆H = O), no se intercambia calor con el entorno. 
Por lo tanto la primera ley trata de las variaciones de energía que pueden tener lugar durante un proceso, 
pero no puede utilizarse para predecir si el proceso se producirá. 
Segunda ley de la termodinámica: La entropía del universo va en aumento, es decir que un proceso tiene 
lugar espontáneamente si aumenta la suma de las entropías del sistema y de su entorno. Es decir que los 
procesos espontáneos se caracterizan por el paso del orden al desorden. 
El grado de desorden de un sistema se mide por la función de estado denominada entropía (S). Cuanto más 
desordenado está un sistema, mayor es el valor de su entropía. De acuerdo con la Segunda Ley, la variación 
de entropía del universo es positiva para todos los procesos espontáneos. El aumento puede tener lugar en 
cualquier parte del universo (ΔSsistema o ΔSentorno): 
∆SUniv = ∆SSist + ∆SEnt 
Las células no incrementan su desorden interno cuando consumen y metabolizan los nutrientes, el aumento 
de entropía tiene lugar en sus entornos. 
La entropía de un sistema no es fácilmente medible. Entonces se utiliza una función termodinámica que 
combina la 1° y 2° ley: llamada energía libre de Gibbs (G). El criterio más útil para predecir la espontaneidad 
de un proceso es midiendo los cambios de energía libre (ΔG). 
ΔG = ΔH – T ΔS 
Si la variación de la energía libre es negativa (∆G<0) el proceso es espontáneo y se dice que es exergónico. Si 
la variación de la energía libre es positiva (∆G>0) el proceso es no espontáneo y se dice que es endergónico. 
Cuando ∆G es cero, el proceso se encuentra en equilibrio. 
Cabe aclarar que el ΔG de un sistema depende solo de los estados inicial y final y no del camino seguido en 
la transformación y que ΔG no da información sobre la velocidad de la reacción. La velocidad de una reacción 
depende de la energía libre de activación (ΔG‡) que no es lo mismo que ΔG. 
Determinación de la espontaneidad de las reacciones metabólicas 
El cambio de energía libre de Gibbs (∆G) es una medida de la energía disponible en una reacción para realizar 
trabajo. Para poder comparar los cambios de energía de las reacciones bioquímicas se define la energía libre 
de Gibbs estándar (ΔG°´) bajo las siguientes condiciones: pH= 7; [soluto]=1M; presión constante y 
temperatura de 25° C (298 K). 
El cambio de energía libre de Gibbs estándar prima en una reacción se puede calcular mediante tablas, donde 
aparecen las energías libres de Gibbs (∆G°´) de formación o de hidrólisis de moléculas de gran importancia 
bioquímica usando la siguiente ecuación: 
ΔG°´reacción = ΔG°´productos - ΔG°´reactivos 
Aunque esta ecuación es de un estado experimental no fisiológico, es útil para comparar cambios de energía 
en diferentes reacciones. 
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Constantes de equilibrio y cambios en la energía libre estándar de Gibbs 
Para una reacción determinada: A + B  C + D el cambio real en la energía libre de Gibbs (∆Gr) está 
relacionado con el cambio en la energía libre estándar por: 
ΔGr = ΔG°´+ 2,303 RT log10 [C][D] (1) 
 [A][B] 
Donde R es la constante universal de los gases (R=1,987x10-3 kcal/mol K) y T la temperatura en Kelvin. 
Si la reacción alcanza el equilibrio, la relación de concentraciones en el último término de la ecuación 1 es, 
por definición, la constante de equilibrio (Keq). Cuando la reacción está en equilibrio no existe cambio neto 
en las concentraciones de reactivos y productos, así que el cambio real en energía libre de Gibbs es cero (∆G 
= 0). Esto permite escribir una ecuación en la que se relaciona el cambio estándar en la energía libre de Gibbs 
(ΔG°´) y la constante de equilibrio. Así, en el equilibrio: 
 
Se calcula: ΔG°´= - RT ln [C][D] ó ΔG°´= - 2,303 RT log 10[C][D] (2) 
 [A][B][A][B] 
 Keq(constante de equilibrio) 
 
y Keq= 10 -ΔG°´/(2,303 RT) (3) 
Tabla 1: Relación entre ΔG°´ y Keq como lo predice la ecuación 2. 
(Tomado y modificado de Chang 2010) 
 
 
 
 
 
Si la reacción no está en equilibrio, se observa una relación diferente de productos a sustratos, y el cambio 
de energía libre de Gibbs se calcula con la ecuación 1. 
ΔGr = ΔG°´+ 2,303 RT log10 [C][D] = ΔG°´+ 2,303 RT log10 Q (4) 
 [A][B] 
 Donde Q = [C][D] 
 [A][B] 
La diferencia entre Q (cociente de la reacción) y Keq (relación de productos a sustratos en el equilibrio) 
determina el cambio de energía libre de Gibbs real para una reacción. En otras palabras, el cambio de energía 
libre es una medida de lo alejado del equilibrio que está operando un sistema de reacción. En consecuencia, 
∆Gr (no ∆G°´) es el criterio para evaluar la espontaneidad de una reacción y de este modo su dirección en 
un sistema biológico. 
Las reacciones en las que Q es cercana a Keq se llaman reacciones cercanas al equilibrio. Los cambios de 
energía libre correspondientes a las reacciones cercanas al equilibrio son pequeños, por lo que esas 
reacciones son fácilmente reversibles. 
Keq lnK ΔG°´ Comentarios 
> 1 Positivo Negativo 
Los productos son favorecidos 
sobre los reactivos en el 
equilibrio. 
= 1 0 0 
Los productos y reactivo son 
igualmente favorecidos en el 
equilibrio. 
< 1 Negativo Positivo 
Los reactivos están 
favorecidos sobre los 
productos en el equilibrio. 
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Las reacciones en las que Q está lejos de Keq se llaman reacciones metabólicamente irreversibles. Esas 
reacciones están muy desplazadas del equilibrio, y Q suele diferir de Keq en dos o más órdenes de magnitud. 
Así, ∆G es un número negativo grande para reacciones metabólicamente irreversibles. 
Metabolismo celular en condiciones termodinámicas desfavorables 
En el metabolismo celular ocurren muchas reacciones que son termodinámicamente desfavorables (ΔG°´>0). 
La célula puede lograr que ocurran estas reacciones mediante dos estrategias: 
1) Por acoplamiento de reacciones: la reacción desfavorable se acopla a otra favorable (ΔG°´ <0), entonces: 
“el cambio de energía libre total para una serie de reacciones es igual a la suma de los cambios de energía 
libre de las etapas individuales” 
2) mediante la variación de la concentración de los reactivos y productos intervinientes, entonces se puede 
calcular (mediante la ecuación 4) la variación de energía libre de la reacción a nivel celular teniendo en 
cuenta la concentración de los metabolitos intervinientes en el compartimento celular donde se lleva a 
cabo la reacción. La estrategia número 2 se cumple en el metabolismo mediante las vías y ciclos metabólicos 
donde un producto intermediario de reacción será el sustrato de la reacción que le sigue. 
Para realizar esta guía, puede ver las clases teóricas y consultar en uno de los libros de Bioquímica 
recomendados en la bibliografía del Aula Moodle o en cualquier otro. 
PROBLEMAS 
1) Definir los siguientes términos: 
a. Entalpía y entropía 
b. Proceso exergónico; endergónico 
c. Sistema aislado, cerrado y abierto 
d. Caloría y Joule o Julio 
e. Metabolismo, anabolismo y catabolismo 
f. Homeostasis 
 
2) Calcular la variación de la energía libre estándar prima (ΔG°´) y la constante de equilibrio (Keq) para la 
reacción de isomerización de glucosa-6-fosfato a glucosa-1-fosfato (Utilizar los datos de la tabla 2). Interprete 
la constante de equilibrio. Indique si la reacción es exergónica o endergónica. 
 
3) Calcular la ΔG°´ de las siguientes reacciones e indicar con una flecha cuál será la dirección de estas 
reacciones cuando los reactantes estén inicialmente en cantidades equimolares (utilizar datos de la tabla 2): 
a) ATP + creatina  creatina-P + ADP 
b) ATP + glicerol  glicerol-3P + ADP 
c) ATP + piruvato  fosfoenolpiruvato + ADP 
d) ATP + glucosa  glucosa-6P + ADP 
 
4) El ATP está presente en todas las células. Es un nucleótido formado por adenina, D-ribosa y tres grupos 
fosfatos unidos por enlaces éster. Los compuestos análogos que tienen uno y dos grupos fosfatos se designan 
AMP y ADP respectivamente. El ATP tiene fuerte tendencia a hidrolizarse a ADP y fosfato, esto es predecible 
desde el punto de vista termodinámico ΔG°´= 7,3 kcal/mol. Deduzca o investigue desde el análisis de su 
estructura, ¿porque la hidrólisis del ATP es termodinámicamente favorable? 
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5) El último paso de la glicólisis es la conversión de fosfoenolpiruvato en piruvato, es una reacción 
irreversible catalizada por la enzima piruvato quinasa. 
a) Plantear las semireacciones indicando cual es endergónica (desfavorable) y cual exergónica (favorable). 
b) Calcular la ΔG°´ y la Keq de la reacción de transferencia del grupo fosforilo entre el fosfoenolpiruvato 
(PEP) y el ADP a pH 7.0 (utilizar los datos de la tabla 2) 
 
 
6) La ΔG°´ de la hidrólisis del ATP, a pH 7.0, y 25 °C, es 8,2 kcal mol-1. La variación de energía libre en las 
condiciones celulares (∆G) puede ser hasta de 13,9 kcal mol-1. ¿Cuál es el valor de la relación 
[ADP][Pi]/[ATP] requerida para obtener tal variación de energía de hidrólisis del ATP? 
 
 
 
 
 
 
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Unidades, Constantes y Factores de conversión 
Unidades de temperatura: 
• 25 °C = 298 K 
• Conversión: Grados Celsius (°C) 0 = 273 grados Kelvin (K) 
Unidades de energía libre (ΔG): 
• Calorías (cal)/mol ó joule (J)/mol 
• Conversión: 1 cal = 4,184 J 
Constante de los gases: 
• R = 8,315 J/mol K ; R = 1,987 cal/mol K 
 
Tabla 2: Energías libres estándar de hidrólisis de algunos compuestos 
fosforilados y del acetil – CoA (un tíoester) 
Metabolito 
ΔG°´ 
(KJ/mol) (Kcal/mol) 
Fosfoenolpiruvato -61,9 -14,8 
1,3-bisfosfoglicerato ( 3-fosfoglicerato + Pi) -49,3 -11,8 
Fosfocreatina -43,0 -10,3 
Carbamilfosfato -12,3 
Acetil-fosfato -11,2 
Creatina-fosfato -10,3 
Arginina-fosfato -7,6 
ATP ( ADP + Pi) -30,5 -7,3 
ATP ( AMP + PPi) -45,6 -10,9 
ADP ( AMP + Pi) -32,8 -7,8 
AMP ( adenosina + Pi) -14,2 -3,4 
PPi ( 2Pi) -29 -6,9 
Glucosa 1-fosfato -20,9 -5,0 
Fructuosa 6-fosfato -15,9 -3,8 
Glucosa 6-fosfato -13,8 -3,3 
Glicerol 3-fosfato -9,2 -2,2 
Acetil-CoA -31,4 -7,5 
Tomado y modificado de: “Lehninger, Principios de Bioquimica", 4a ed. 
Omega 2006 y “Horton, et al, Principios de Bioquimica", 2008. 
 
BIBLIOGRAFÍA 
− BERG JM, TYMOCZKO JL, STRYER L. 2008. Bioquímica. Sexta edición. Ed. Reverté. 
− CAMPBELL MK, FARRELL SO. 2009. Bioquímica. 6ta edición. CENGAGE Learning, México. 
− CHANG R. 2010. Química. 10ª edición. Mc. Graw-Hill. México. 
− HORTON, H. ROBERT; MORAN, LAURENCE A.; SCRIMGEOUR, K. GRAY; PERRY, MARK D.; RAWN, J. DAVID. 2008. 
Principios de Bioquímica.4ta edición. PEARSON EDUCACIÓN, México 
− KUCHEL PH, RALSTON GB. 1994. Bioquímica General. McGraw-Hill Interamericana, México. 
− MCKEE, TRUDY Y MCKEE, JAMES. 2003. Bioquímica: la base molecular de la vida. 3ra edición. . Mc. GRAW-Hill 
Interamericana, España. 
− RAWN JD, LINDQUIST R. 1989. Bioquímica. Problemas. Mc. GRAW-Hill Interamericana, España. 
− VOET D., VOET JG, PRATT CW. 2008. Fundamentos de Bioquímica. 2° ed. Ed. Médica Panamericana. 
− RAWN. 1991. Bioquímica - Problemas - Ed. Interamericana Mc. Graw-Hill. España. 
− SUMMER, J. y SOMMERS, F. G. 1943. Chemistry and Methods of Enzymes. Academic Press, Inc., Publishers, New 
York, N.Y. 
− TIMERLAKE, K. Química: General, Orgánica y Biológica – Estructurasde la Vida. 4ta edición. Ed. PEARSON. México. 
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