1 Energetika chemických reakcí Bioenergetika Kinetika © Biochemický ústav LF MU (J.D.) 2013 2 •Stavové veličiny •Intenzivní (lokální) nezávisí na množství látky v systému, charakterizují jednotlivé části systému, mají lokální význam, např. koncentrace (c), tlak (p), teplota (T), hustota (r) •Extenzivní (aditivní) charakterizují systém jako celek, závisí na celkovém množství látky v systému, např. hmotnost (m), objem (V), energie (E) Termodynamické děje •izobarické (konstantní tlak, Δp = 0) •izochorické (konstantní objem, ΔV = 0) •izotermické (konstantní teplota, ΔT = 0) Základní pojmy Systém - část prostoru oddělená od svého okolí •izolovaný – žádná komunikace s okolím •uzavřený – výměna energie možná •otevřený – výměna hmoty, energie a informací • • 3 Energie •schopnost systému konat práci •systém = těleso, reakční směs, buňka, organismus atd. •jednotka joule (J), rozměr [J = Ws = Nm = kg m2/s2] • Vnitřní energie (U) • součet kinetické i potenciální energie všech částic systému • nelze zjistit absolutní hodnotu, pouze změnu (DU ) 4 Změna vnitřní energie v uzavřeném systému DU = DQ + DW DU = D energie tepelná + D energie netepelná teplo práce DU = U2 – U1 = Ukon. stav – Uvých. stav DU > 0 energie systému se zvětšila DU < 0 energie systému se zmenšila Poznámka. Matematický formalismus je různý: DU = Q + w, DU = Q + Dw , dU = dQ + dw 5 Práce (W) Teplo (Q) lat. labor, řec. ergo lat. calor, řec. therme •uspořádaný (definovaný, cílený) transfer energie (např. posun částic) •systém je schopen překonat vnější sílu •užitečná energie, může se přeměnit na jiné formy energie • •k přijetí tepla je nutný rozdíl teplot mezi systémem a okolím •přijaté teplo zvýší kinetickou energii částic a tím teplotu systému, pohyb je chaotický (neuspořádaný), systém není schopen konat práci •neužitečná energie (odpad), v organismu se nemůže přeměnit na jiné formy energie ano (100 %) ne (v těle) 6 Rozlišujte •Energie – veličina stavová, popisuje stav systému •Říkáme: systém (sloučenina) má nějakou energii. • •Práce, teplo – veličiny procesové, jsou vždy spojeny s nějakým procesem v systému •Nemůžeme říct: systém má nějaké teplo. •Říkáme: při nějakém ději se uvolnilo/přijalo teplo. 7 1. věta termodynamická vyjadřuje zákon zachování energie Součet všech druhů energie v izolovaném systému se nemění, bez ohledu na procesy probíhající uvnitř. Energie nemůže být vytvořena ani zničena, může být pouze přeměněna z jedné formy na druhou. Alternativní formulace: viz také: Biofyzika 8 Kypřící prášek do pečiva (zvětšuje objem těsta - konstruktivní objemová práce) NH4HCO3 ® NH3 + CO2 + H2O + teplo Exploze semtexu příklad destruktivní objemové práce konané chemickou reakcí C3H6N6O6 ® 3 CO + 3 H2O + 3 N2 + teplo M hexogen (1,3,5-trinitro-1,3,5-triazacyklohexan) Práce při chemických reakcích může být objemová při konstantním tlaku (ΔW = - pΔV) V organismu jsou objemové změny při biochemických přeměnách zanedbatelné. 9 Lidský organismus a výměna tepla Výdej tepla: • radiace • kondukce + konvekce (usnadňuje vítr) • odpařování potu •příjmem tepla se nemůžeme živit •pouze ušetříme tělu část chem. energie na udržování tělesné teploty Exogenní příjem tepla: teplé tekutiny, slunce, solux … Endogenní tvorba tepla: jídlo, tělesná námaha, cvičení metabolismus živin ® ATP + teplo ATP ® práce + teplo příjem a výdej tepla mají své limity a fyziologické regulační mechanismy 10 Výdej tepla v různých situacích Způsob výdeje tepla Podmínky (teplota prostředí, vlhkost) 20 °C / sucho 30 °C / sucho 36 °C / sucho 36 °C / vlhko Radiace 61 % 46 % 0 % 0 % Kondukce 26 % 27 % 0 % 0 % Odpařování potu 13 % 27 % 100 % 0 % Termodynamicky neřešitelná situace, organismus nemůže vydat teplo, naopak jej přijímá a dochází k fatálnímu přehřátí. 11 Přehřátí organismu (tepelný/sluneční úžeh) •produkce tepla převyšuje výdej, teplo je zadržováno v organismu, tělesná teplota stoupá (hypertermie) •intenzivní cvičení/práce v horkém a vlhkém prostředí, nedostatek tekutin, působení IR složky slunečního záření •velmi závisí na trénovanosti, aklimatizaci •příznaky různé, od mírných (bolesti hlavy, tachykardie) až po letální průběh •léčba: rychlé ochlazování a náhrada tekutin, sprchování vlažnou vodou. POZOR: přílišné ochlazení škodí, protože vazokonstrikce v kůži snižuje výdej tepla • Podchlazení organismu •nadměrná ztráta tepla, nedostatečné regulační mechanismy (třes), pokles rektální teploty pod 35 ºC (hypotermie) •pobyt v chladu/studené vodě, mokrý oděv v chladu a větru, zhoršuje: hladovění, starší osoby, hypotyreóza, intoxikace alkoholem •příznaky: těl. tepl. 33-35 ºC: pocit chladu, třes, 31-33 ºC: ospalost, neschopnost pohybu, pod 31 ºC: letargie •léčba: pasivní ohřívání (přikrývky, horké tekutiny), centrální aktivní ohřívání (laváž žaludku a rekta teplou tekutinou), externí ohřev (teplá lázeň) – nutná velká opatrnost! 12 Enthalpie (H) vyjadřuje tepelný obsah soustavy. Změna enthalpie (DH) při chem. reakci odpovídá reakčnímu teplu. (za konst. tlaku a objemu) DH = H2 - H1 = DQp DH udává rozdíl mezi energií vazeb produktů a reaktantů DH < 0 exotermní reakce, teplo se uvolňuje, produkty jsou energeticky výhodnější, mají nižší energii (vazby jsou v nich pevnější než reaktanty) DH > 0 endotermní reakce, teplo se spotřebovává, produkty mají vyšší energii 13 Příklad •Vypočtěte z hodnot vazebných energií •tepelné zabarvení reakce: •CH4 + 4 F2 ® CF4 + 4 HF • •C-H 415 kJ/mol •F-F 159 kJ/mol •C-F 485 kJ/mol •H-F 568 kJ/mol • energii je třeba dodat na zánik (rozštěpení) vazby (kladné hodnoty) • vznik vazby je spojen s uvolněním energie (záporné hodnoty) 14 Řešení ΔH = vazebná energie produktů – vazebná energie vých. látek Vazebná energie vých. látek: 4 ´ (-415) = -1660 4 ´ (-159) = -636 Celkem = -2296 kJ/mol Vazebná energie produktů: 4 ´ (-485) = -1940 4 ´ (-568) = -2272 Celkem = -4212 kJ/mol ΔH = -4212 - (-2296) = -1916 kJ/mol Þ reakce je exotermní 15 Změny enthalpie některých přeměn mají speciální názvy •Slučovací teplo • prvky ® 1 mol sloučeniny + teplo • •Spalné teplo • 1 mol látky + nadbytek O2 ® produkty spalování + teplo • •Neutralizační teplo kyselina + hydroxid ® sůl + voda + teplo • •Rozpouštěcí teplo látka(s) + voda ® roztok látky ± teplo • •Zřeďovací teplo koncentrovaná kyselina + voda ® zřeďená kyselina + teplo Vždy se lije kyselina do vody, ne naopak !!! ZC011 16 Instant Cold/Hot Packs •využívá se rozpouštěcí teplo •úderem na obal se roztrhne sáček s vodou a začne se rozpouštět připravená látka, rozpouštění je spojeno s výraznou změnou enthalpie ( 80 °C, 0 °C, 20 min) •první pomoc při zraněních v terénu apod. •CaCl2(s) ® Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) ΔHrozp < 0 hot pack •NH4NO3(s) ® NH4+(aq) + NO3-(aq) ΔHrozp > 0 cold pack hot pack cold pack 17 • míra neuspořádanosti systému nebo spontánního rozptýlení energie • entropie je definována jako množství energie v systému, které nemůže být přeměněno na práci: ΔS = Q / T [kJ/mol K] • čím je systém neuspořádanější, tím je jeho pravděpodobnost vyšší a tím vyšší má hodnotu entropie • čím je systém uspořádanější, tím více informací je v něm obsaženo Entropie (S) 18 Srovnejte následující spontánní procesy •horký čaj chládne •zmrzlina se roztéká •železné předměty rezaví •budovy chátrají a rozpadají se •živé organismy umírají • •všechny mají jeden společný rys: •koncentrovaná (lokalizovaná) forma energie se stává rozptýlenou (dispergovanou, méně koncetrovanou) • 19 Entropie systému se zvyšuje při těchto dějích (ΔS > 0) •zvyšovaní teploty (zahřívání systému) •látka (s) ® látka (l) (tání pevné látky) •látka (l) ® látka (g) (vypařování kapaliny) •látka (s) ® látka (sol) (rozpouštění pevné látky) •smíchání dvou a více látek •1 molekula ® n molekul (rozpad molekuly, zvyšování počtu částic ) •denaturace biomolekul • 20 Při denaturaci biomolekul se entropie zvyšuje denaturace 21 Příklad: Hydrofobní interakce ve vodném prostředí hydrofobní interakce dvě nepolární molekuly ve vodném prostředí dvě nepolární molekuly se shlukly, příblížily k sobě Při hydrofobní interakci se zvyšuje neuspořádanost většího počtu molekul vody – celková entropie systému se zvyšuje molekuly vody jsou „násilně“ organizované (klícka, klastr) – mají nízkou entropii šest molekul vody se uvolnilo, jsou „neorganizované“ – mají vysokou entropii 22 Hydrofobní interakce mezi nepolárními skupinami fenylalaninu a valinu Stabilizují terciární a kvartérní strukturu bílkovin 23 U otevřených (živých) systémů je nutno zahrnovat též změny entropie v okolí systému okolí systém teplo S okolí systém teplo S Exotermní děj uvolňuje teplo do okolí, entropie okolí vzrůstá Endotermní děj absorbuje teplo od okolí, entropie okolí klesá ΔSokolí = -ΔHsystém / T Samovolný děj: DScelk = DSsystém + DSokolí > 0 Spontánní reakce v otevřeném systému je provázena zvýšením celkové entropie systému a okolí 24 • Systém = voda. • Samovolný proces? Ano • Uspořádanost systému (vody)? Stoupá • Uspořádanost okolí? Klesá (na úkor tepla, které se uvolní při tuhnutí vody a je předáno do okolí – tzv. skupenské teplo) • Z hlediska systému: exotermní reakce spojená se snížením entropie • Celková entropie (systém + okolí) se zvyšuje Příklad 1: Tuhnutí vody při -10 °C Příklad 2: Student dělá pořádek na psacím stole •Systém = psací stůl •Samovolný proces? Ano (student je pořádný a dobře vychovaný) •Uspořádanost systému? Stoupá •Uspořádanost okolí? Klesá (student jako součást okolí musí vynaložit určitou energii na úklid, produkuje přitom teplo, které se předává do okolí stolu) •Celková entropie (systém + okolí) se zvyšuje 25 Spontánní procesy jsou nevratné a spojené se vzrůstem entropie spontánně nutno dodat energii uspořádaný stav neuspořádaný stav 26 Základní otázka termodynamiky Proběhne určitá reakce? ANO / NE Enthalpie ani entropie nemohou dát odpověď. 27 DG = DH – TDS ΔG odpovídá užitečné práci, kterou systém může vykonat za konst. tlaku a teploty využitelná energie (neobjemová práce ΔW) odpovídá vnitřní energii systému (ΔU) odpovídá tepelným ztrátám (ΔQ) Gibbsova energie (G) je definována jako rozdíl mezi celkou energií a tepelnou ztrátou (G = H - TS) 28 DG < 0 reakce exergonní (samovolné, A + B ® C + D) DG > 0 reakce endergonní (neprobíhají samovolně, A + B ® C + D, spontánní je reakce v opačném směru) DG = 0 rovnováha (A + B D C + D) ΔG je mírou uskutečnitelnosti reakce Pozn.: Hodnota DG nemá vztah k rychlosti reakce. rychlosti tvorby produktů a jejich rozkladu se vyrovnají 29 Co je hnací silou samovolných přírodních procesů? 1.dosáhnout co nejnižší energii 2.dosáhnout maximální neuspořádanost Příklady samovolných dějů: • vodopád teče shora dolů • teplo přechází z teplého objektu na chladnější • krystaly cukru se spontánně rozpouští ve vodě • plyn expanduje do evakuovaného prostoru • elementární železo v přítomnosti vody a kyslíku rezaví • Na + H2O ® ½ H2 + NaOH • DG zahrnuje oba aspekty 30 ΔH TΔS ΔG Charakter reakce 1 2 3 4 – + – + + – – + – + – při nízkých T – při vysokých T vždy samovolná nikdy samovolná samovolná při nízkých teplotách samovolná při vysokých teplotách Samovolné děje jsou: •spojené se vzrůstem entropie a uvolněním tepla (1) •děje spojené s poklesem entropie, ale výrazným uvolněním tepla (3) •endotermní děje spojené s výrazným vzrůstem entropie (4) 31 Standardní stav látek Látka Standardní stav Pevná (s) Kapalná (l) Plynná (g) Roztok*** čistá pevná látka při udané teplotě* čistá kapalná látka při udané teplotě* čistý plyn, p = 1 atm = 101,3 kPa, udaná teplota* c = 1 mol/l, udaná T, p = 101,3 kPa, pH = 0,00** Je konvenčně definovaný, značí se indexem ° nebo °´ * často 298 K (25 °C) nebo 310 K (37 °C) ** v biologických systémech pH = 7,00; značí se indexem °´ *** podmínky naprosto nefyziologické (1 mol/l = 1000 mmol/l) 32 Jazyková poznámka •standard Þ standardní • konvenčně stanovená míra pro srovnávání čehokoliv • •slova „standart“ a „standartní“ neexistují • •standarta Þ standartový vyztužený praporec menších rozměrů 33 Standardní změna Gibbsovy energie DG° Je to změna Gibbsovy energie potřebná, aby se soustava z počátečního stavu, v němž koncentrace všech látek (reaktantů i produktů) je jednotková (l mol/l) dostala za standardních podmínek do stavu termodynamické rovnováhy. A + B D C + D Koncentrace na počátku: [A] = [B] = [C] = [D] = 1 mol/l Koncentrace na konci: rovnovážné 34 Q – reakční kvocient [A], [B], [C], [D] jsou výchozí/aktuální koncentrace (jiné než rovnovážné) Jsou-li koncentrace [A], [B], [C], [D] jednotkové: DG závisí na koncentraci látek (DG = změna standardní + aktuální koncentrace) DG = DG° + RT ln1 = DG° DG = DG° + RT lnQ 35 Výchozí (nerovnovážné) koncentrace látek v reakci a A + b B D c C + d D slouží k výpočtu reakčního kvocientu Q: [A]ai [B]bi [C]ci [D]di Q = Rovnovážná konstanta K popisuje rovnováhu K = [A]aeq [B]beq [C]ceq [D]deq Jestliže Q < K , reakce probíhá zleva doprava. Jestliže Q > K , reakce probíhá v opačném směru. Rozlišujte: Q a K 36 Porušení rovnováhy (Le Chatelierův princip) Reakce probíhá zleva doprava Reakce probíhá zprava do leva Reaktant A nebo B je přidán Produkt C je přidán Produkt C je odstraňován Reaktant A or B odstraněn Tlak se zvyšuje Tlak se snižuje Objem se znižuje Objem se zvyšuje Teplota se snižuje (= teplo se odebírá) Teplota se zvyšuje (= teplo se přidává) modelová rovnovážná reakce A(aq) + 2 B(g) D C(g) + teplo exothermická (= teplo je produkt), počet částic klesá (3 ® 1) 37 Na základě čeho posoudíme zda reakce je samovolná? Rozhodující je hodnota DG DG° má pomocný význam - nelze z ní odvodit, zda za aktuálních koncentracích bude děj samovolný. I když je DG° kladné, výraz v logaritmu může hodnotu zvrátit a reakce probíhá. To je typicky u biochemických reakcí v ICT. 38 Vztah DG° a rovnovážné konstanty K Jsou-li koncentrace [A], [B], [C], [D] rovnovážné Þ soustava je v rovnováze, DG = 0 DG° = - RT ln K (J/mol) obecný vztah DG° = - 5,7 log K (kJ/mol) pro 25 °C + konverzní faktory 39 Přeměny energie v živých soustavách (bude velmi užitečné pro Biochemii I) Bioenergetika 40 Biochemické přeměny v těle •exergonické reakce = katabolické (rozklad a oxidace živin) energie se uvolňuje • •endergonické reakce = anabolické (syntézy) energie se spotřebovává 41 Lidský organismus využívá chemickou energii živin •přijímáme živiny s vysokou entalpií (chem. energií, která se uvolní při spalování) a nízkou entropií (složitá a uspořádaná struktura) •živiny se přeměňují na odpadní produkty s nízkou enthalpií (energetické žebráky: CO2, H2O, NH3) a vysokou entropií (jednoduché struktury) •část energie se přemění na využitelnou formu (ATP), část na teplo •nejvíce tepla vzniká při trávení a metabolismu bílkovin •muži produkují více tepla než ženy (mají více svalů, větší obrat bílkovin, více fyzické práce Þ více se potí) 42 Chemická energie živin odpovídá enthalpii Živina Energie (kJ/g) Termogeneze Tuky 38 4 % Sacharidy 17 6 % Bílkoviny 17 30 % Termogeneze je vznik tepla 3-5 hodin po příjmu živiny. Vyjadřuje se v procentech přijaté energie pro danou živinu. Termogeneze souvisí s trávením, vstřebáváním, transportem a metabolismem živin. 43 Oxidační čísla uhlíku v živinách Průměrné ox.č. C = 0,0 Průměrné ox.č. C = 0,0 Průměrné ox.č. C = -1,8 Þ uhlík je nejvíce redukovaný Proč mají tuky více jak dvojnásobnou energetickou hodnotu než cukry? 44 Pět kostek cukru Spálení v kalorimetru: sacharosa ® CO2 + H2O + teplo (100 %) Konzumace v šálku kávy: sacharosa ® CO2 + H2O + chem. energie ATP (~70 %) + teplo (~30 %) obsah chemické energie: 5 ´ 2,8 (g) ´ 17 (kJ/g) = 238 kJ Podmínkou je v obou případech dostatečné množství O2 sugar 45 Typické energetické hodnoty potravin (kJ/100 g) Voda Okurky Citron Coca-Cola Jablka Brambory Banány Vejce Hovězí maso Šunkový salám 0 50 100 180a 200 280 400 500 600 700 Chléb Rohlík Čočka Rýže Těstoviny Vepřové maso Cukr Čokoláda Máslo Sádlo/olej 900 1100 1200 1300 1400 1500 1700b 2200 3000 3800c a 1 litr = 1800 kJ » 38-43 kostek cukru b 17 kJ/g c 38 kJ/g 46 chemická energie živin CO2 + teplo NADH+H+ FADH2 protonový gradient přes VMM teplo teplo ATP 1 2 3 1 ....... metabolismus živin (dehydrogenace + dekarboxylace) 2 ....... DŘ = oxidace red. kofaktorů a redukce O2 na H2O 3 ....... oxidační (aerobní) fosforylace (za přítomnosti kyslíku) 4 ....... přeměna chemické energie ATP na užitečnou práci + teplo ¢ .... vysokoenergetický systém Transformace energie v lidském těle jsou v každém kroku doprovázeny uvolněním tepla práce 4 47 ATP (adenosintrifosfát) je makroergní sloučenina N-glykosidová vazba ester anhydrid za fyziologického pH (7,4) tetraanion adenin ribosa trifosfát chelatuje Jazyková poznámka: Není správný termín „makroergní vazba“. Mg2+ 48 1.při fyziologickém pH (7,4) je trifosfát úplně disociován Þ čtyři záporné náboje na sebe působí odpudivou silou Þ rozklad na ADP a Pi sníží elektrostatickou energii 2.trifosfátový řetězec může existovat v několika rezonančních stavech - rozkladem se počet možných stavů zvyšuje Þ struktura se stabilizuje Dva důvody proč má molekula ATP vysokou energii 49 O O H O H 2 O O C H O P O P O O O ~ P O O O ~ + H+ H N N N N N H 2 ATP4- + H2O ® ADP3- + HPO42- + H+ + P O O O H O 2 O O O H O H N N N N N H 2 2 P O O O C H O P O O O ~ Hydrolýza ATP snižuje počet záporných nábojů v molekule 50 Rezonanční stavy fosfátu (Pi) učebnicový vzorec realita čtyři možné rezonanční stavy fosfátu Pi = phosphate inorganic = HPO42- (za fyziol. pH 7,4 ) 51 ATP + H2O ® ADP + Pi + energie ADP + Pi + energie ® ATP + H2O Srovnejte dvě opačné reakce hydrolýza ATP, exergonní, velmi běžná reakce ATPasa ATP synthasa syntéza ATP, endergonní, velmi speciální reakce 52 Dva způsoby vzniku ATP v lidském těle 1. Oxidační fosforylace za přítomnosti O2 (~ 95 % ATP) ADP + Pi + energie H+ gradientu ® ATP 2. Substrátová fosforylace (~ 5 % ATP) ADP + makroergní fosfát-P ® ATP + druhý produkt Srovnejte: Fosforylace Substrát-OH + ATP ® substrát-O-P + ADP (např. fosforylace glukosy, proteinů aj., katalyzují kinasy) vyšší energetický obsah než ATP 53 Rozlišujte Proces ATP se Oxidační (aerobní) fosforylace produkuje Substrátová fosforylace produkuje Fosforylace substrátu spotřebovává 54 Méně obvyklé štěpení ATP je ekvivalentní ztrátě dvou ATP ATP + H2O ® AMP + PPi PPi + H2O ® 2 Pi (difosfatasa, pyrofosfatasa) AMP + ATP ® 2 ADP (adenylátkinasa) -------------------------------------------------- sumární rovnice: 2 ATP + 2 H2O ® 2 ADP + 2 Pi 55 Méně obvyklé štěpení ATP nastává při vzniku energeticky bohatých molekul aktivace mastných kyselin: R-COOH + CoA-SH + ATP ® CoA-S-CO-R + AMP + PPi volná mastná kyselina acyl-CoA aktivovaná kyselina 56 Chemická energie ATP se využívá například na: • chemickou práci (syntézy, spřažení dvou reakcí) • mechanickou práci (pohyb molekul, buněk, organismu) • elektroosmotickou práci (transport iontů tam kam patří – viz tabulka) Tekutina Na+ K+ Ca2+ Cl- ECT ICT 140 10 4 160 2,5 0,0001 110 3 Průměrné koncentrace vybraných iontů (mmol/l) 57 Glc + Pi ® Glc-6-P DG1 > 0 ATP ® ADP + Pi DG2 < 0 Obě reakce mají společný meziprodukt s enzymem (spřažení je zajištěno pomocí enzymu) (DG1 + DG2) < 0 Příklad spřažené reakce: fosforylace glukosy 58 Jiné makroergní nukleosidtrifosfáty slouží jako zdroj energie při specializovaných reakcích •UTP – uridintrifosfát, pro aktivaci glukosy a dalších sacharidů •UTP + glukosa-1-P ® UDP-glukosa + PPi (syntéza glykogenu) •GTP – guanositrifosfát, glukoneogeneze, proteosyntéza •CTP – cytidintrifosfát, aktivace cholinu, ethanolaminu při syntéze fosfolipidů 59 Vratné a nevratné reakce z energetického hlediska substrát(y) produkt(y) D energeticky bohatý substrát energeticky chudý produkt + teplo 60 V lidském těle probíhají jen reakce se zápornou DG •Příklad: kreatinkinasa (CK) katalyzuje rovnovážnou reakci: •kreatin + ATP D kreatinfosfát + ADP • (31 kJ/mol) (43 kJ/mol) ............ obsah energie za standardních podmínek •za standardních podmínek reakce probíhá zprava doleva, tj. sloučenina s vyšší energií (kreatinfosfát) fosforyluje ADP •ve svalových buňkách (ICT) jsou nestandardní podmínky, průběh reakce je zásadně ovlivněn aktuálnímí koncentracemi reagujících látek •v klidových podmínkách je vysoká koncentrace kreatinu a ATP (dostatek energie) – reakce probíhá zleva doprava (fosforylace kreatinu) •při (náhlé) svalové práci se vyčerpá ATP, je nízká koncentrace ATP a reakce probíhá zprava doleva (doplňování ATP z kreatinfosfátu) • 61 Makroergní fosfáty a ΔG°´ jejich hydrolýzy (kJ/mol) Makroergní fosfát Funkční derivát H3PO4 ΔG°´ Fosfoenolpyruvát* Karbamoylfosfát 1,3-Bisfosfoglycerát* Kreatinfosfát* ATP enolester (enolfosfát) smíšený anhydrid (acylfosfát) smíšený anhydrid (acylfosfát) fosfoamid dvojnásobný fosfoanhydrid -62 -52 -50 -43 -31 62 Formální* odvození struktury fosfoenolpyruvátu pyruvát enolpyruvát fosfoenolpyruvát en + ol = hydroxylová skupina na dvojné vazbě C=C * v buňce vzniká jinak 63 Formální* odvození 1,3-bisfosfoglycerátu glycerol glycerová kys. glycerát 1,3-bisfosfoglycerát * v buňce vzniká jinak anhydrid ester 64 Formální* odvození karbamoylfosfátu kys. uhličitá H2CO3 karbamoyl (acyl karbamové kys.) karbamoylfosfát kys. karbamová fosfát * v buňce vzniká jinak – viz další snímek 65 Biogenetické* odvození kreatinfosfátu glycin guanidinoctová kys. kreatin N-methylguanidin-N-octová k. kreatinfosfát Kreatinfosfát se využívá při svalové práci z argininu z methioninu * skutečně takto vzniká v buňce 66 Srovnejte různé energetické úrovně sloučenin Vysoký obsah energie (makroergní, aktivované sloučeniny): ATP, UDP-glukosa, karbamoylfosfát, acyl-CoA, aminoacyl-AMP (vysoce reaktivní = nestabilní) Významný obsah energie: glukosa, glukosa-6-P, lipidy, mastné kyseliny, proteiny, aminokyseliny (obecně živiny, jejich složky a jednoduché deriváty) Extremně nízký obsah energie: H2O, CO2, NH3, Pi (nereaktivní = inertní = stabilní) 67 Aktivované formy vybraných sloučenin Sloučenina Aktivovaná forma Komentář CO2 karboxybiotin ke vzniku karboxybiotinu je třeba jedno ATP, kofaktor karboxylačních reakcí, např.: pyruvát + karboxybiotin ® oxalacetát + biotin NH3 karbamoylfosfát k aktivaci amoniaku jsou třeba dvě molekuly ATP, výchozí substrát pro syntézu močoviny Pi ATP v lidském těle jsou jen dva způsoby vzniku ATP Aminokyselina aminoacyl-AMP za účasti ATP je aminokyselina aktivována na smíšený anhydrid aminoacyl-AMP, tak začíná proteosyntéza R-COOH acyl-CoA (R-CO-S-CoA) k aktivaci je třeba neobvyklé štěpeníATP: R-COOH + ATP + CoA-SH ® R-CO-S-CoA + AMP + PPi 68 •Syntéza glykogenu vyžaduje energii: • 5-Glc + UDP-Glc ® 5-(Glc)2 + UDP • • •Štěpení glykogenu nevyžaduje energii: • (Glc)n + Pi ® (Glc)n-1 + Glc-1-P energeticky chudý substrát (zbytek glukosy) energeticky bohatý reagent (aktivovaná glukosa) energeticky bohatý substrát (makromolekula glykogenu) energeticky chudý reagent (fosfát) Srovnejte dvě reakce z energetického hlediska Podobně Lipidy: lipolýza ´ lipogeneze (syntéza) Proteiny: proteolýza ´ proteosyntéza 69 aminoacyl-AMP + ATP + 2 Pi + H2O Aktivace aminokyseliny reakcí s ATP poskytne smíšený anhydrid (při syntéze proteinů) 70 Kinetika 71 Základní pojmy z kinetiky •reakce: S ® P (S = substrát, P = produkt) •definice reakční rychlosti: • Poznámka: takto je definována průměrná reakční rychlost, okamžitá rychlost: d[S]/dt (derivace, podíl dvou nekonečně malých čísel) 72 Počáteční rychlost vo •rychlost změřená dříve než vznikne významnější množství produktu •nejvyšší hodnota rychlosti •není ovlivněna úbytkem substrátu ani vratnou přeměnou produktu •stanovuje se z kinetických křivek 73 Na čem závisí rychlost reakce? •na koncentraci substrátu [S] .... kinetická rovnice •na teplotě ... Arrheniova rovnice •u reaktantů v plynné fázi (g) na tlaku •na přítomnosti efektoru (katalyzátoru, inhibitoru) • katalyzátory snižují aktivační energii (EA) •U enzymových reakcí navíc: •koncentrace enzymu [E] •pH 74 Reakce 1. řádu Kinetická rovnice pro reakci S ® P v = k [S] k = rychlostní konstanta 75 Koncentrace substrátu během reakce klesá Þ kinetická křivka pro substrát z kinetické křivky se zjišťuje rychlost rovnováha poločas reakce t1/2 76 77 Reakce 0. řádu je zvláštní případ •rychlost reakce nezávisí na koncentraci substrátu •v = k [S]0 = k ´ 1 = k = konstanta •nastává při velkém nadbytku S, takže jeho úbytek je prakticky zanedbatelný u enzymových reakcí pouze v laboratorních podmínkách