Notas sobre Introdução às Reacções Enzímicas. Equilíbrio químico, catálise e classificação funcional

Transcrição

1 Notas sobre Introdução às Reacções Enzímicas. Equilíbrio químico, catálise e classificação funcional Índice 1- Conceitos de processo endergónico, exergónico e energia livre de Gibbs. O sentido em que um processo reactivo ou de transporte tende a evoluir é indicado pelo sinal da energia de Gibbs associada a esse processo Conceito de acoplamento entre processos endergónico e exergónicos. O sentido em que os processos acoplados tendem a evoluir é indicado pelo sinal da energia de Gibbs associada ao processo global Distinção entre G e H, entre reacção exergónica e exotérmica e entre reacção endergónica e endotérmica Conceitos de variação de energia de Gibbs padrão. Conceitos de G º, Keq e QR usados em bioquímica Relação entre diferença de potencial redox ( E) e função de Gibbs ( G) Conceitos de reacção ou processo de transporte fisiologicamente reversível e irreversível Conceito de ligação rica em energia usado em bioquímica As enzimas aumentam a velocidade das reacções porque diminuem a energia livre de activação, o Gº relativo à formação do estado de transição A presença de uma enzima não afecta o sentido em que a reacção que ela catalisa vai evoluir Os nomes das enzimas descrevem as suas actividades catalíticas As oxi-redútases (EC 1.x.y.z) catalisam reacções redox As transférases (EC 2,x,y,z) catalisam reacções de transferência de grupos químicos ou resíduos entre os substratos As hidrólases (EC 3,x,y,z) catalisam reacções de hidrólise As líases (EC 4,x,y,z) catalisam reacções em que um reagente A=B que contém uma dupla ligação deixa de a ter quando se liga a um reagente C As isomérases (EC 5.x.y.z) catalisam reacções em que um isómero se converte noutro As lígases (ou sintétases; EC 6,x,y,z) catalisam reacções que podem ser lidas como o somatório de duas reacções sendo uma de hidrólise do ATP e outra de combinação de duas substâncias Por tradição algumas enzimas chamam-se vulgarmente síntases Conceitos de processo endergónico, exergónico e energia livre de Gibbs. O sentido em que um processo reactivo ou de transporte tende a evoluir é indicado pelo sinal da energia de Gibbs associada a esse processo. A equação de Gibbs (ver equação 1) relaciona a variação da energia livre de Gibbs associada a um determinado processo reactivo com a razão Keq/QR mostrando que há uma proporcionalidade directa entre o valor da variação da energia de Gibbs ( G) e o simétrico do ln dessa razão. R e T são constantes de proporcionalidade correspondendo, respectivamente, à constante dos gases (8,314 J K -1 mol -1 ) e à temperatura (em graus Kelvin). Página 1 de 17

2 G = -RT ln (Keq/QR) (1) O valor da constante de equilíbrio (Keq) é uma razão em que no numerador que multiplicam as concentrações dos produtos no equilíbrio (elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos) e no denominador se multiplicam as concentrações dos reagentes no equilíbrio (também elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos). O quociente de reacção (QR) é uma expressão análoga mas em que as concentrações dos reagentes e dos produtos são as que existem no estado em que o G está a ser determinado. A relação entre os valores da Keq de uma determinada reacção e o do QR que se observa em circunstâncias especificadas determina o sentido (directo ou inverso) em que a reacção tende a evoluir. Numa qualquer reacção A B, quando a Keq>QR a reacção diz-se exergónica no sentido em que foi expressa e endergónica no sentido contrário. Os adjectivos endergónico e exergónico classificam reacções e relacionam-se com o valor da variação da energia livre de Gibbs ( G) associada que tem valor positivo ou negativo, respectivamente. Quando Keq>QR o valor de G é negativo: o ln de um número superior a 1 é um número positivo e portanto, dado o sinal na equação 1, o valor do G é um número negativo. O contrário acontece no caso de Keq<QR. Quando QR=Keq o valor de G é nulo (ln 1 = 0) e a reacção está em equilíbrio químico: embora ao nível microscópico se processe em ambos os sentidos a velocidades iguais, não há conversão líquida dos reagentes nos produtos nem dos produtos nos reagentes. No caso mais simples de transporte transmembranar, quando a substância que atravessa a membrana não tem carga, o processo está em equilíbrio quando as concentrações em ambos os lados da membrana são iguais. Neste caso a equação de Gibbs pode aplicar-se se admitirmos que o valor da Keq é 1 e que QR é a razão entre a concentração da substância do lado da membrana para onde a substância difunde e a sua concentração do lado da membrana de onde a substância provem. Se num determinado momento a concentração de glicose é no sangue 5 mm e dentro de uma célula 0,1 mm a glicose tende a entrar para dentro da célula e o valor de G [ G = - RT ln (1 / (0,1 mm/5 mm)] -9,7 kj por mole de glicose que atravessa a membrana. Se considerarmos um qualquer transporte de uma substância neutra a favor do gradiente uma equação equivalente à enunciada acima é a equação 2 onde [S] representa o lado com maior concentração e [s] o lado onde a concentração é menor. Assim, o transporte de uma substância neutra a favor do gradiente é um processo exergónico ( G<0) e, no sentido contrário, seria endergónico ( G>0). G = -RT ln ([S]/[s]) (2) No caso do transporte de substância iónicas deve ter-se em conta a diferença de cargas entre a face exterior e a interior da membrana e que se traduz numa diferença de potencial eléctrico. No caso da membrana citoplasmática não excitada e da membrana da mitocôndria as cargas negativas estão no interior (da célula e da mitocôndria, respectivamente) e a diferença de potencial favorece a entrada de iões positivos (e a saída de negativos). O valor da energia de Gibbs associado ao gradiente eléctrico quando um ião de carga Z atravessa uma membrana em que a diferença de potencial é Ψ (psi) é dado pela equação 3; nesta equação F é o Faraday (96500 Coulomb mol -1 ). Ψ tem o sinal (positivo ou negativo) do interior da membrana. Na ausência de gradiente de concentrações, o valor de G associado ao movimento de ião de carga positiva (Z>0) do exterior para o interior de uma membrana onde o interior tem cargas negativas tem sinal negativo e é, portanto, um processo exergónico. Quando existe também um gradiente químico (concentrações), o valor da energia de Gibbs associada ao gradiente electroquímico é a soma dos valores obtidos nas equações 2 e 3. G = Z F Ψ (3) Página 2 de 17

3 Exemplificando com o caso do ião Na + que atravessa a membrana citoplasmática de uma célula. Se admitirmos que, na membrana citoplasmática de uma determinada célula, Ψ = -0,086 V (interior negativo) e que as concentrações de Na + no exterior e no interior são, respectivamente, 145 mm e 10 mm, quer o gradiente eléctrico (equação 3), quer o gradiente químico (concentrações; ver equação 2) têm G negativo. O G associado ao gradiente eléctrico será -8,3 kj mol -1 e o associado ao gradiente químico será -6,6 kj mol -1 ; a soma é -14,9 kj /mol de Na + transportado. O valor negativo desta soma indica que o Na + tende a mover-se a favor do seu gradiente electroquímico: de fora para dentro da célula. De facto, em ambas as parcelas o G era negativo: quer o gradiente eléctrico quer o químico empurram o Na + na mesma direcção. Um resultado semelhante (-17,9 kj) podia ser obtido se usássemos como exemplo o gradiente electroquímico dos protões na membrana mitocondrial interna e admitíssemos um valor de Ψ = -0,150 V (negativo no interior) e valores de 10-7 M e 10-7,6 M para a concentração de protões no exterior e no interior, respectivamente. O valor negativo do G indica que, também neste caso, o ião (neste caso o protão) tem tendência a mover-se para o interior da mitocôndria. 2- Conceito de acoplamento entre processos endergónico e exergónicos. O sentido em que os processos acoplados tendem a evoluir é indicado pelo sinal da energia de Gibbs associada ao processo global. Uma reacção assim como um processo de transporte tendem a evoluir no sentido em o G é negativo. Se, numa qualquer reacção A B, a Keq/QR>1, esta tende a evoluir no sentido em que foi escrita. A equação 1 mostra que esta condição é suficiente para afirmar que na reacção A B, o valor de G é negativo (é exergónica no sentido A B) e que ela só pode evoluir no sentido em que A é consumido e se forma B. Ou seja, na ausência de acoplamento (ver à frente) todas as reacções são exergónicas; a reacção em análise não pode evoluir no sentido em que é endergónica (B A). As reacções endergónicas ( G>0) não existem mas é frequente quem uma determinada reacção enzímica (ou um processo de transporte) possa ser, conceptualmente, fraccionado numa componente exergónica e noutra endergónica. A componente endergónica só pode ocorrer acoplada com uma componente exergónica em que o valor absoluto da variação da energia livre de Gibbs que lhe está associada é superior. Ou seja, entendido no seu todo, o processo catalizado por uma enzima ou por um transportador (ou transportador/enzima) que efectivamente ocorre terá sempre G negativo e será sempre globalmente exergónico. A equação que descreve a reacção catalisada pela cínase da glicose (equação 4) pode servir como exemplo para ilustrar o que se escreve acima. Esta reacção pode ser conceptualmente entendida como o somatório de duas reacções complementares expressas pelas equações 5 e 6. ATP + glicose glicose-6-fofato + ADP (4) ATP + H 2 O ADP + Pi (5) glicose + Pi glicose-6-fosfato + H 2 O (6) No caso da reacção 5 a razão Keq5/QR5 [(2,7 x 10 5 ) / (4,5 x 10-4 )] é, no citoplasma das células, cerca de 6 X Porque nas células vivas as concentrações das substâncias variam em torno de valores muito estreitos (diz-se que as suas concentrações são estacionárias 1 ), não deve surpreendernos o facto de o QR de uma qualquer reacção ter, nas células vivas, um valor que varia pouco ao longo do tempo. Uma razão Keq/QR de 6 X 10 8 equivale (ver equação 1) a um valor de G5 de -50 kj mol -1 : 1 Nos sistemas biológicos, em consequência da existência de mecanismos homeostáticos, as concentrações de intermediários das vias metabólicas mantêm-se em torno de valores estacionários pelo que os QR têm também valores estacionários. Assim, é de esperar, que a razão Keq/QR relativa a um determinado processo tenha, num determinado sistema biológico, valores estacionários. Página 3 de 17

4 a reacção de hidrólise do ATP em ADP e Pi (fosfato inorgânico; ver equação 5) é, no citoplasma das células, exergónica. No caso da reacção 6, a razão Keq6/QR6 [(3,5 X 10-3 ) / 5] é cerca de 7 X 10-4 : o G6 é +18 kj mol -1 e, no sentido em que está expressa, é endergónica não podendo ocorrer no citoplasma das células. O inverso da reacção de hidrólise da glicose-6-p não pode ocorrer nas células. A razão Keq/QR do somatório das duas reacções discutidas acima (equação 4) é o produto (Keq5/QR5) X (Keq6/QR6) cujo valor é cerca de 4,2 X 10 5 e a partir deste valor, usando a equação 1, podemos determinar o G da reacção catalisada pela cínase da glicose. O valor de G4 pode ser calculado de forma mais simples porque quando se somam duas reacções o valor do G da reacção soma é o somatório dos G das reacções parcelares: G4 = G5 + G6 = -32 kj (-50 kj +18 kj = -32 kj). O valor negativo do G da reacção 4 indica-nos que esta reacção é exergónica e que pode ocorrer no sentido em que está expressa. Como referido acima o Na + tem tendência a entrar para célula movendo-se a favor do seu gradiente electroquímico do espaço extracelular para o citoplasma. No caso do ião K + o G associado ao seu transporte na membrana citoplasmática em repouso é, em muitas células, próximo de zero e existe um estado próximo do equilíbrio entre as duas faces da membrana. Embora a concentração de K + (maior no interior que no exterior) favoreça a sua saída o gradiente eléctrico favorece a sua entrada; porque os valores de G têm sinais contrários e os valores absolutos são semelhantes, o G associado ao gradiente electroquímico do K + é próximo de zero. A existência dos gradientes de concentração nos casos dos iões Na + e K + é em grande medida uma consequência da acção da ATPase do Na + /K + que catalisa o transporte de 2 iões K + do exterior para o interior e de 3 iões Na + do interior para o exterior. Dado que o processo de entrada de Na + é exergónico (ver Capítulo 1; penúltimo parágrafo) o transporte na direcção contrária seria endergónico e portanto impossível. No entanto o facto de o processo ocorrer acoplado com a hidrólise de ATP permite compreender que aconteça (ver equação 7). ATP + H 2 O + 3 Na + (citoplasma) + 2 K + (extra-celular) ADP + Pi + 3 Na + (extra-celular) + 2 K + (citoplasma) (7) Se usarmos os números obtidos acima podemos mesmo calcular o G para o processo global como sendo de ( ,9 x 3) -5,3 kj por mol de ATP hidrolisado. Para obter este valor o G estimado para o transporte de 1 ião Na+ contra-gradiente foi multiplicado por 3 porque a ATPase catalisa a saída de 3 iões Na + por mol de ATP hidrolisado. O transporte de K + foi ignorado neste cálculos porque se considerou que o transporte de K + foi feito em condições próximas do equilíbrio electroquímico e que o G associado ao seu transporte é nulo. Quando uma reacção química é o componente exergónico de um processo de transporte que é endergónico diz-se que o transporte é activo primário. É o caso do transporte de Na + por acção da ATPase do Na + /K +. Os casos dos complexos I, III e IV da cadeia respiratória são exemplos do mesmo tipo. Neste caso o processo de transporte dos protões de dentro da mitocôndria para fora da mitocôndria é um processo endergónico (ocorre contra gradiente electroquímico) que só pode evoluir nesse sentido porque está acoplado com um outro exergónico: as reacções de oxi-redução catalisadas por esses complexos. Os complexos I, III e IV podem ser comparados a motores eléctricos de uma bomba hidráulica em a transferência de electrões (neste caso entre o redutor e o oxidante próprio de cada complexo) fornece a energia para que um processo mecânico (neste caso a transferência de protões da matriz mitocondrial para o citoplasma) possa ter lugar. A analogia é tão óbvia que às enzimas/transportadores que acoplam reacções químicas (sendo este o processo exergónico) com o movimento contra-gradiente de substâncias através de membranas (sendo este o processo endergónico) se dá o nome de bombas. Quando a reacção química envolvida não é uma reacção de oxi-redução mas uma reacção de hidrólise do ATP o nome bomba também é aplicado é o caso da bomba de sódio- Página 4 de 17

5 potássio em que a hidrólise do ATP está acoplado com o movimento dos iões Na + e K + contragradiente. Em alguns casos quer o componente exergónico quer o endergónico são processos de transporte: é o caso da actividade da SGLT1 ( sodium dependent glucose transporter 1 ) que catalisa o transporte de glicose do lúmen do intestino (e do nefrónio) para os enterócitos (e células tubulares renais) acoplado com o transporte de Na + no mesmo sentido. O movimento do Na + é exergónico e a absorção (e a reabsorção, no caso do rim) de glicose pode ocorrer contra o gradiente da glicose. Quando o transporte de uma qualquer substância (neste caso a glicose) ocorre contra gradiente diz-se activo; neste caso, porque o gradiente electroquímico do Na + (o componente exergónico) foi criado por uma proteína (ATPase do Na + /K + ) que desenvolve transporte activo primário, o transporte da glicose diz-se activo secundário. No caso da actividade da síntase do ATP mitocondrial um processo reactivo endergónico (ADP + Pi ATP + H 2 O) está acoplado com um processo de transporte exergónico, o transporte de protões do citosol para a matriz da mitocôndria a favor do gradiente electroquímico. O acoplamento é possível porque a síntase do ATP funciona de forma semelhante a um dínamo em que um movimento mecânico (neste caso o movimento dos protões que induzem alterações cíclicas na conformação das subunidades da proteína) fornece a energia necessária para que o processo endergónico de síntese de ATP tenha lugar. A equação que descreve a actividade da síntase do ATP (os dois componentes) é a equação 8. ADP + Pi + 3? protões (citoplasma) ATP + H 2 O + 3? protões (matriz mitocondrial) (8) 3- Distinção entre G e H, entre reacção exergónica e exotérmica e entre reacção endergónica e endotérmica. De notar que as palavras exergónica e exotérmica não são sinónimas: quando numa reacção A B a entalpia de A > entalpia de B a reacção será exotérmica (libertando calor) quando evolui no sentido A B e será endotérmica (consumindo calor) quando evolui no sentido B A. No entanto, a reacção só pode evoluir no sentido determinado pela razão Keq/QR e será sempre exergónica. Os termos exotérmico ( H<0) e endotérmico ( H>0) referem-se à diferença entre as entalpias dos reagentes e dos produtos num processo reactivo. Em geral, reacções muito exotérmicas têm valores de Keq muito elevadas. Embora muitas reacções evoluam no sentido em que são exotérmicas o sinal de H não chega para prever o sentido em que uma reacção vai evoluir. Se numa reacção A B a Keq for 10 e tivermos num tubo de ensaio 10 moles de A e 1 mole de B a reacção evoluirá no sentido A B até que 9 moles de A se transformem em 9 moles de B e se atinja o equilíbrio químico. Se a entalpia molar de A for maior que a de B e a diferença for 1 kj mol -1 a reacção vai libertar calor no valor de 9 kj (reacção exotérmica). Mas se tivermos à partida 11 moles de B e zero de A a reacção vai evoluir no sentido B A e o equilíbrio químico será atingido quando 1 mole de B se transformar num mole de A. Neste caso haveria consumo de calor no valor de 1 kj (o frasco onde decorria arrefeceria) e a reacção seria endotérmica. O sinal do valor do H (negativo no primeiro caso e positivo no segundo), ao contrário do sinal do valor de G, não nos indica o sentido em que a reacção tende a evoluir. Porque as concentrações das substâncias existentes nas células (embora estacionárias) variam no tempo pode acontecer que o valor do QR de uma determinada reacção possa situar-se, num determinado momento, abaixo da Keq e, noutro momento, possa situar-se acima. Neste caso a reacção evoluirá em sentidos opostos nesses dois momentos diferentes; porque evolui sempre no sentido em que Keq>QR a reacção será sempre exergónica. Se o valor das entalpias dos reagentes e dos produtos Página 5 de 17

6 não forem iguais (como acontece quase sempre) o valor de H será positivo num dos casos (reacção endotérmica) e negativo no outro (reacção exotérmica). Embora seja comum o uso da expressão energia quando nos referimos à energia livre de Gibbs e o seu valor seja expresso em unidades de energia (J ou calorias) já foi proposto que, neste contexto, se abandonasse o termo energia e se passasse a dizer função de Gibbs. A ideia de que a energia total do universo se conserva (primeiro princípio da termodinâmica) não se aplica à energia de Gibbs. Na reacção A B e na reacção B A quando as reacções evoluem no sentido do equilíbrio a variação da energia de Gibbs é negativa e há diminuição da energia de Gibbs. No caso do H o facto de ser negativo ou positivo quer dizer que se liberta ou se consome calor, respectivamente; neste caso a energia não se perde apenas ocorre troca de energia entre o sistema e o meio exterior. De notar que o sistema A B analisado acima era um sistema in vitro e que a reacção acabaria por parar (atingir o equilíbrio químico) apenas evoluindo num determinado sentido enquanto o G fosse diferente de zero. Ao atingir o equilíbrio (10 moles de B e 1 mole de A) o G seria zero. Nos seres vivos, com muito poucas excepções, as reacções nunca atingem verdadeiramente o equilíbrio químico e, no sentido em que estão a evoluir, o G é negativo. Uma das excepções são as reacções ácido base que serão objecto de análise sumária à frente neste texto. O conceito de energia livre de Gibbs está associado ao segundo princípio da termodinâmica, o princípio que permite prever o sentido em que uma transformação tende a evoluir. Se quiser aprofundar os seus conhecimentos neste tema poderá ler, por exemplo, um texto intitulado Notas de termodinâmica química e calorimetria (A energia como um conceito menos intuitivo que o que parece) Conceitos de variação de energia de Gibbs padrão. Conceitos de G º, Keq e QR usados em bioquímica. O valor de Gº (variação da energia livre de Gibbs padrão) está intimamente relacionado com o da Keq (equação 9) e é, apenas, uma outra forma de expressar este valor, não dando, por si só, qualquer indicação acerca do carácter endergónico ou exergónico do processo em sistemas biológicos. Gº = -RT ln Keq (9) É, por isso, errado dizer que um determinado processo reactivo é endergónico apenas porque o valor de Gº é positivo: Gº positivo apenas significa que a Keq<1. O valor de Gº só coincide com o do G quando o valor do QR é 1 (ou seja, quando as condições são padrão: quer os produtos quer os reagentes se encontram em concentrações unitárias; 1M se são solutos sólidos e 1 atm se são gazes) e só por improvável coincidência é que as condições definidas como padrão coincidirão com as condições da célula ou as de um qualquer sistema reactivo real. Na esmagadora maioria das reacções que ocorrem em meio aquoso, quando um dos reagentes ou um dos produtos é a água a sua concentração não varia ao longo do processo. Se expressarmos a hidrólise dum composto AB pela equação AB + H 2 O A + B e decidirmos escrever a equação que traduz a Keq podemos eventualmente escrever: Keq1 = [A] equil [B] equil / ([AB] equil [H 2 O]). Nesta equação todos os termos se referem às concentrações quando o equilíbrio químico foi atingido mas, no caso da água, a questão é irrelevante porque a concentração de água é invariante. Se multiplicarmos ambos os termos da equação por [H 2 O] obtermos Keq1 x [H 2 O] = [A] equil [B] equil / [AB] equil. De facto, em meio aquoso, quando a água é um dos reagentes ou um dos produtos a equação que expressa a Keq 2 Disponível em Página 6 de 17

7 não inclui a água e o valor da sua concentração (55,5 M) está incluído no valor da Keq 3. Assim, no caso da reacção de hidrólise acima referida a Keq é, de facto, a que pode ser obtida dividindo a concentração dos produtos pelos reagentes no estado de equilíbrio com exclusão da água (ver equação 10). Keq = [A] equil [B] equil / [AB] equil. (10) Nos sistemas reactivos que interessam aos bioquímicos o ph também é fixo porque os meios reactivos (quer in vitro, quer in vivo) são tamponados. Admitamos que um ácido AH se dissocia de acordo com a equação: AH A - + H +. A sua constante de acidez é expressa pela equação 11. Ka = [A - ] [H + ] /[AH] (11) Se, como admitimos, o sistema está tamponado o valor de [H + ] é invariante. Se, por exemplo, o ph for 7, o valor de [H + ] é 10-7 M e, nestas condições, podemos definir uma constante Ka que resulta da divisão de ambos os termos da equação 11 por [H + ]: ver equação 12. Para um determinado ph fixo a razão entre as concentrações das formas dissociada e não dissociada de um ácido é constante e é Ka. Ka = Ka/[H + ] = [A - ]/[AH] (12) Muitas substâncias orgânicas existem, em solução, como misturas das suas formas dissociada e não dissociada sendo a razão determinada pelo ph e pelo Ka da forma ácida, ou seja, pelo Ka. Se uma reacção que ocorre a ph constante e definido puder ser expressa por uma sequência em que duas substâncias aprótidas (A e B) reagem formando o ácido CH que se dissocia em C - + H + a constante de equilíbrio relativamente à formação de CH a partir de A e B, é a Keq expressa pela equação 13; por sua vez a constante de equilíbrio relativamente à formação de C - a partir de A + B é dado pela equação 14 (numa sequência reactiva a constante de equilíbrio da reacção global é o produto das constantes de equilíbrio das reacções componentes). Keq = [CH]/([A] [B]) (13) Keq x Ka = [C - ]/([A] [B]) (14) A soma das equações 13 e 14 exprime a razão entre a soma das concentrações de equilíbrio dos produtos CH e C - relativamente ao produto das concentrações dos reagentes A e B no mesmo estado de equilíbrio. A soma de duas constantes e também uma constante a que podemos chamar Keq. Keq = Keq + Keq x Ka = ([CH] + [C - ]) / ([A] [B]) (15) A maioria das vezes quando os bioquímicos escrevem uma equação que também envolve processos de dissociação protónica a equação não está acertada relativamente aos protões e às cargas porque os componentes ionizáveis são misturas das formas ácida e dissociada. Se, por exemplo, se escrever que, na glicólise anaeróbia, uma mole de glicose (C 6 H 12 O 6 ) se desdobra em duas de lactato está-se a querer dizer que o produto final é uma mistura das formas não dissociada (ácido láctico; C 3 H 6 O 3 ) ) e dissociada (lactato - ; C 3 H 5 O 3 - ). 3 Um exemplo bem conhecido é o do produto iónico da água. Neste caso Kw = [H + ] [OH - ] mas a reacção a que diz respeito é H 2 O H + + OH -. Página 7 de 17

8 glicose 2 lactato (16) Esta forma de escrever equações (ignorando a carga do lactato e a formação de protões) simplifica a notação e a apreciação da constante de equilíbrio aparente (Keq ) para o processo de formação do lactato mas tem a desvantagem de mascarar o processo de formação de protões que de facto acontece também durante o processo. No caso concreto da reacção glicose 2 lactato há uma Keq que corresponde à formação, a partir de glicose, da mistura das formas dissociada e não dissociada (e que poderá eventualmente ser encontrado em livros de texto). Keq = Keq + Keq x Ka 2 = ([LH] 2 + [L - ] 2 ) / [glicose]; [LH] é a concentração de equilíbrio para o ácido láctico, [L - ] é a concentração de equilíbrio para o ácido láctico; Ka é a razão [L - ]/[LH] para ph= 7 e Keq é a constante de equilíbrio para a reacção glicose 2 LH. O estudo da formação dos protões pode ser apreciado em separado: no caso concreto o pka do ácido láctico é de 4,51 permitindo prever que a ph= 7 (ver nota 4 ) apenas uma em cada 310 moléculas de ácido láctico se encontra no estado de equilíbrio na forma não dissociada. De facto, a Keq pode ter, em bioquímica, significados mais complexos que o que tentamos explicar acima, usando exemplos simples. A reacção de hidrólise do ATP pela acção catalítica das ATPases (ver equação 5) só ocorre na presença do ião Mg 2+ porque são complexos ATP-Mg que interagem com a enzima como reagentes e o ADP também forma complexos ADP-Mg. A Keq que aparece nos livros de textos de Bioquímica é uma Keq em que [ATP] significa a soma das diferentes formas de ATP na mistura em equilíbrio (complexadas e não complexadas assim como dissociadas e não dissociadas para ph 7 e uma determinada concentração de Mg 2+ livre, normalmente, 1 mm); da mesma forma [ADP] também significa a soma das diferentes formas de ADP nas condições de equilíbrio. Se na equação 9 substituirmos Keq por Keq o valor de Gº obtido denomina-se G º e é esse valor que pode ser encontrado nos livros de bioquímica. Da mesma forma que se pode definir uma Keq também se pode definir um QR : se na equação 1, Keq e QR forem substituídos por Keq e QR o valor de G obtido será denominado de G. Às vezes a indicação explicita de que se trata de Keq, QR, G º e G é omitida escrevendo-se, simplesmente, Keq, QR, Gº e G e, por razões de simplificação, é o que faremos no restante texto. 5- Relação entre diferença de potencial redox ( E) e função de Gibbs ( G). A equação de Gibbs descreve a existência de uma relação directa entre o simétrico do ln (Keq/QR) e o valor de G (ver equação 1). Quando a reacção em análise é uma reacção redox (do tipo oxi1 + red2 red1 + oxi2) a equação de Nernst 5 (equação 17) mostra que existe uma relação directa entre a diferença de potencial (E do semi-elemento de pilha onde ocorre a redução E do semi-elemento de pilha onde se dá a oxidação) e o ln da razão Keq/QR. E = [RT/(nF)] ln (Keq/QR) (17) 4 pka de um ácido = - log Ka. A equação de Anderson-Hasselbach ph = pka + log ([A - ]/[AH]) permite prever a razão entre as concentrações das formas dissociada e não dissociada de um ácido em função do ph e do pka. Por exemplo, quando o ph do meio coincide com pka as concentrações das formas não dissociada e dissociada desse ácido são iguais. 5 Na equação E = [RT/(nF)] ln (Keq/QR) R e T já foram definidos (ver ponto 1); n é o número de moles de electrões trocados na reacção em análise e F é a carga de um mole de electrões (constante de Faraday = coulombs). Esta equação é equivalente a uma outra em que se substituem o valor das constantes pelos respectivos valores, se considera a temperatura como 298 Kelvin e se usam log em vez de ln: E = (0,059/n) log (Keq/Q). Em condições padrão em que QR = 1 fica Eº = [RT/(nF)] ln Keq ou Eº = (0,059/n) log Keq. Acrescenta-se ao E ( E ) ou ao Eº ( Eº ) quando se quer evidenciar a ideia que consideramos o ph constante e igual a 7. Página 8 de 17

9 Das equações 1 e 17 deduz-se a equação 18: existe uma relação directa entre o valor de G e o simétrico do valor de E. Quando G é negativo, E é positivo e a reacção tende a evoluir no sentido em que foi escrita. G = -nf E (18) Equações semelhantes (em que se substitui G por Gº, E por Eº e Keq/QR por Keq) podem ser escritas quando se consideram condições padrão. Gº = -nf Eº; Eº = [RT/(nF)] ln Keq (19) As equações 17 e 18 servem para evidenciar que o sinal da diferença de potencial entre dois semi-elementos de pilha nos mostra em que sentido a reacção tende a ocorrer e que o seu valor nos indica se a reacção está muito afastada do equilíbrio químico ou em equilíbrio químico (quando Keq/QR=1, E=0 e G=0). 6- Conceitos de reacção ou processo de transporte fisiologicamente reversível e irreversível. A esmagadora maioria das reacções químicas existentes nos seres vivos são catalisadas por enzimas, proteínas que foram seleccionadas ao longo da evolução e que explicam a existência de determinadas reacções e a inexistência (ou irrelevância) de outras. Quando a actividade de uma enzima é, numa célula ou num compartimento sub-celular, muito elevada a reacção que ela catalisa tende a situar-se próxima do equilíbrio químico (QR Keq). Neste caso, a reacção é fisiologicamente reversível porque variações fisiológicas das concentrações dos reagentes e produtos (e, portanto, do QR) podem fazer balançar a reacção entre o sentido directo (se o QR diminuir e ficar menor que a Keq) e o sentido inverso (se o QR aumentar e ficar maior que a Keq). Pelo contrário, noutros casos, a enzima responsável por uma determinada reacção tem, na célula, uma actividade tão baixa que não permite a aproximação do QR à Keq: nestes casos, a reacção diz-se fisiologicamente irreversível. Na glicólise, com excepção de três enzimas (as cínases da glicose, do piruvato e da frutose-6- fosfato; ver equações 4, 20 e 21, respectivamente), todas as outras catalisam reacções fisiologicamente reversíveis. fosfo-enolpiruvato + ADP piruvato + ATP (20) frutose-6-fosfato + ATP frutose-1,6-bisfosfato + ADP (21) De notar que, quando se diz que uma enzima catalisa uma reacção fisiologicamente irreversível, apenas se quer dizer que o sentido da reacção catalisada por essa enzima é, na célula, sempre o mesmo. No caso da reacção catalisada pela cínase da frutose-6-fosfato, por exemplo, a conversão líquida de frutose-1,6-bisfosfato e ADP em ATP e frutose-6-fosfato (reacção inversa à indicada na equação 21) não ocorre nunca na célula porque o G para esta reacção é, em todas as condições do metabolismo, sempre positivo. Todos os valores de QR fisiológicos para a reacção 21 são inferiores à Keq: a reacção 21, nas células, só é exergónica no sentido em que o ATP fosforila a frutose-6-p (equação 21 no sentido em que está escrita). Existe uma enzima que pode converter a frutose-1,6-bisfosfato em frutose-6-fosfato mas a reacção em causa é uma hidrólise (a enzima que a catalisa chama-se fosfátase da frutose-1,6- bisfosfato; ver equação 22) e não é catalisada pela cínase da frutose-6-fosfato. O ATP e o ADP participam do processo reactivo quando o catalisador é a cínase da frutose-6-fosfato mas não quando o catalisador é a fosfátase da frutose-6-fosfato. Página 9 de 17

10 frutose-1,6-bisfosfato + H 2 O frutose-6-fosfato + Pi (22) Também os processos de transporte podem ser fisiologicamente reversíveis ou irreversíveis. No pólo basal dos enterócitos existe um transportador (uniporte) para a glicose (GLUT2) que catalisa o transporte da glicose através da membrana e o processo dá-se sempre a favor do gradiente (transporte passivo). Durante o processo de absorção de glicose a concentração é maior no enterócito que no plasma sanguíneo e o processo ocorre do enterócito para o plasma. Contudo, a condição inversa acontece fora do período absortivo e neste caso a glicose difunde do plasma para o enterócito. Uma situação semelhante acontece no caso dos hepatócitos: durante o período absortivo o gradiente da glicose favorece a entrada de glicose para o fígado enquanto no jejum, o hepatócito sintetiza glicose e o gradiente favorece a saída de glicose. No caso do músculo, pelo contrário, o gradiente da glicose entre o plasma sanguíneo e as fibras musculares favorece sempre a entrada de glicose sendo o processo de entrada da glicose fisiologicamente irreversível. Curiosamente, o uniporte presente no fígado (GLUT2) e no músculo (GLUT4) são produtos de genes distintos mas o que determina o carácter reversível ou irreversível do processo de transporte de glicose não é a estrutura dos transportadores mas o gradiente de concentrações da glicose. A actividade da bomba de Na + /K + (também chamada ATPase do Na + /K + ) a que já fizemos referência (ver equação 7) é fisiologicamente irreversível: a acção desta enzima/transportador é acoplar o processo exergónico de hidrólise do ATP com os processos endergónicos de transporte dos iões Na + (e K + ) contra gradiente. Isso não quer, evidentemente, dizer que não existam outras enzimas que não promovam a formação de ATP a partir de ADP e Pi: a actividade da síntase do ATP a que também já fizemos referência (ver equação 8) é exactamente essa. Também não quer dizer que os iões Na + não possam passar do meio extracelular para o intracelular e que os iões K + não possam sair do meio intracelular para o extracelular. Através de proteínas da membrana chamadas de canais iónicos o movimento dos iões Na + e K + ocorre a favor do gradiente electroquímico e é exactamente isso que acontece, por exemplo, nas células musculares esqueléticas quando uma célula muscular é estimulada pelo seu nervo motor. Nas situações de excitação celular a diferença de potencial da membrana varia em consequência da entrada e saída de iões mas o sentido em que os iões se movimentam é sempre a favor do gradiente electroquímico (ver Capítulo 1). 7- Conceito de ligação rica em energia usado em bioquímica. Apesar do que afirmamos no Capítulo 4 (que o carácter exergónico ou endergónico de um processo depende do G e não do Gº) poderá compreender-se que, para justificar o carácter endergónico ou exergónico, de uma reacção que ocorre nos seres vivos seja, às vezes, invocado o valor muito positivo ou muito negativo do Gº de uma dada reacção enzímica. Às vezes, não existem dados fiáveis acerca das concentrações estacionárias de um ou mais dos reagentes e produtos envolvidos no processo sendo impossível fazer uma estimativa dos QR possíveis. Sem o valor do QR é impossível estimar o valor do G. Se com base noutros dados se sabe que, na célula, a reacção evolui no sentido A B é forçoso admitir que o valor da Keq da reacção A B é superior ao do QR e que a reacção é exergónica. Se o valor do Gº de uma reacção é muito negativo deve concluir-se que a Keq tem um valor elevado e que esse valor elevado contribui para o carácter exergónico da reacção. A equação 23 pode deduzir-se a partir das equações 1 e 9 e mostra que o valor do G é o somatório de Gº com uma expressão que depende do QR: quando o Gº é negativo e tem um valor absoluto elevado é provável que o G também tenha um valor negativo e que o processo seja exergónico. Página 10 de 17

11 G = Gº-RT ln (1/QR) (23) Ao contrário, do valor de G que, se desconhecermos o valor do QR numa célula, não se pode determinar, o valor do Gº é fácil de conhecer. Por este motivo popularizou-se a ideia de usar o valor do Gº como um indicador da tendência de uma reacção evoluir em determinado sentido e da sua capacidade de, quando acoplada a outra, determinar o sinal (negativo ou positivo) da reacção global. Como já referido (ver Capítulo 2) a hidrólise do ATP é, nas células, um processo exergónico e algumas das proteínas que ligam o ATP catalisam a sua hidrólise acoplando esta reacção com outros processos endergónicos. São exemplos já referidos os casos da ATPase do Na + /K + (ver equação 7), das cínases da glicose e da frutose-6-fosfato (ver equações 4 e 21); um outro é a reacção catalisada pela carboxílase do piruvato (ver equação 24). CO 2 + piruvato + ATP oxalacetato + ADP + Pi (24) O transporte contra-gradiente do Na + e do K +, a fosforilação da glicose e da frutose-6-fosfato e a carboxilação do piruvato podem ocorrer porque o valor da energia livre de Gibbs ( G) associada ao processo de hidrólise do ATP é suficientemente negativo (processo exergónico) para que, apesar do valor positivo do processo acoplado (endergónico), o valor do G associado ao processo global (somatório dos dois G) seja também negativo. O facto de muitas enzimas e transportadores de membrana acoplarem reacções em que o componente exergónico é a rotura hidrolítica das ligações fosfoanidrido do ATP (as que existem entre os fosfatos α e β ou entre os fosfatos β e γ) levou ao uso da terminologia ligações ricas em energia para classificar estas ligações. O Gº (de facto, o G º; ver Capítulo 5) associado à rotura hidrolítica destas ligações é, respectivamente, -31 e -46 kj/mol. O valor do Gº associado à rotura hidrolítica de outras ligações fosfoanidrido (como a que existe no 1,3-bisfosfoglicerato entre o grupo carboxílico e o fosfato), de ligações fosfamida (como a que existe na fosfocreatina entre o grupo guanidina e o fosfato), enol-fosfato (como a que existe no fosfoenolpiruvato entre o grupo hidroxílico no carbono 2 e o fosfato) e tioéster (como a que existe na acetil-coa e no succinil-coa) é ainda mais negativo o que levou à extensão do conceito a estas ligações. O valor do Gº associado à rotura hidrolítica de ligações glicosídicas ou éster situa-se, em geral, entre -10 kj/mol e -20 kj/mol e estas ligações não são ricas em energia. O conceito revelou-se útil porque, normalmente, quando uma enzima catalisa o acoplamento de duas semi-reacções em que uma é a rotura de uma ligação rica em energia e a outra a formação de uma ligação que não é rica em energia a reacção é fisiologicamente irreversível ocorrendo no sentido em que se dá a rotura das ligações ricas em energia. São exemplos as reacções catalisadas pelas cínases da glicose e frutose-6-fosfato (ver equações 4 e 21). Pelo contrário, quando uma enzima catalisa uma reacção que pode ser entendida como o acoplamento de dois processos em que, num deles se rompe uma ligação rica em energia e no outro se forma uma ligação rica em energia o processo reactivo é, com muita frequência, fisiologicamente reversível. São exemplos as reacções catalisadas pelas cínases do 3-fosfoglicerato (ver equação 25) e da creatina (ver equação 26) e pela sintétase de succinil-coa (equação 27). 1,3-bisfosfoglicerato + ADP 3-fosfoglicerato + ATP (25) fosfocreatina + ADP creatina + ATP (26) succinato + CoA + ATP (ou GTP) succinil-coa + ADP (ou GDP) + Pi (27) Uma excepção a esta última regra é a reacção catalisada pela cínase do piruvato (ver equação 20). Apesar de a reacção catalisada pela cínase do piruvato poder ser entendida como um processo em que se rompe uma ligação rica em energia (a enol-fosfato do fosfoenolpiruvato) formando-se outra Página 11 de 17

12 (a ligação fosfoanidrido entre os fosfatos β e γ do ATP) a reacção é fisiologicamente irreversível no sentido em que está escrita: rotura da ligação enol-fosfato e formação de uma ligação fosfoanidrido do ATP. 8- As enzimas aumentam a velocidade das reacções porque diminuem a energia livre de activação, o Gº relativo à formação do estado de transição. Numa reacção, qualquer reacção, a conversão dos reagentes em produtos ocorre por passos discretos formando-se no processo compostos instáveis e dificilmente detectáveis a que chamamos estados de transição. Numa reacção A P haverá um estado de transição A* e a reacção evolui via conversão A A* e A* P. Em grande medida a catálise enzímica assim como a especificidade das enzimas resultam da complementaridade estrutural e de carga entre as enzimas e os estados de transição formados no processo reactivo. Ao favorecer a formação do estado de transição (A*) a enzima permite que o, ou os intermediários nestes estados de transição atinjam concentrações mais elevadas que as que poderiam existir na sua ausência. Se admitirmos que a velocidade da reacção A* P aumenta quando aumenta a concentração do estado de transição (A*) concluiremos que aumentar a concentração do estado de transição tem como consequência o aumento da velocidade da reacção global (A P). Esta ideia também pode ser expressa em termos de energia livre de Gibbs. Na ausência de enzima o Gº correspondente à transformação A A* será tanto mais elevado quanto menor for o valor da Keq relativa a esta transformação. Sendo a enzima complementar ao estado de transição (A*) a presença desta vai favorecer a formação deste estado de transição; ou seja, a presença da enzima vai aumentar a Keq aparente relativa à transformação A A* e, portanto, aumentar a quantidade de A* em equilíbrio com A. Na realidade, passa a existir um estado de transição diferente daquele que se podia formar na ausência de enzima e que corresponde ao complexo enzima-estado de transição (E A*). Dizer que a Keq aparente da transformação A A* aumenta é equivalente a afirmar que diminui a energia livre de Gibbs padrão correspondente à formação do estado de transição. A energia livre de Gibbs padrão correspondente à transformação A A* (r1) ou à transformação E + A E A* (r2) também se denomina energia livre de activação. Porque a Keq da transformação r2 (a que envolve a enzima) é maior que a Keq da transformação r1 (a que não envolve a enzima), Gº2< Gº1. A presença da enzima diminuiu a energia livre de Gibbs padrão relativa à formação do estado de transição (energia livre de activação) e desta forma possibilitou a existência de uma concentração maior do composto estado de transição e um aumento da velocidade da reacção global. Desta maneira se pode compreender a afirmação que diz que a acção catalítica das enzimas é uma consequência da diminuição da energia livre de activação. 9- A presença de uma enzima não afecta o sentido em que a reacção que ela catalisa vai evoluir. As enzimas baixam a energia livre de activação das reacções que catalisam mas não têm nada que ver com o sentido global em que a reacção vai evoluir sendo, pelo menos teoricamente, capazes de catalisar quer a reacção directa (A P) quer a inversa (P A). Ao favorecerem a formação do complexo E A* tanto aumentam o valor da Keq relativa à transformação E+A E A* como o da Keq relativa à transformação E+P E A*. A maltase, por exemplo, catalisa a hidrólise da maltose (equação 28) e a Keq correspondente ao processo de hidrólise é 5,2 X 10 2 M (equivalente a Gº =-15,5 kj mol -1 ). maltose + H 2 O 2 glicose (28) Página 12 de 17

13 Este valor da Keq permite prever que se adicionarmos maltase a uma solução de glicose será muito difícil observar a transformação inversa à da hidrólise: a reacção ficará em equilíbrio química logo que algumas poucas moléculas de glicose originem maltose. No entanto, os resultados experimentais com enzimas cujas reacções têm Keq com valores mais próximos da unidade permitem induzir que, tal como acontece no caso destas enzimas, também a maltase catalisa a reacção inversa à reacção de hidrólise da maltose. 10- Os nomes das enzimas descrevem as suas actividades catalíticas. As enzimas são, na esmagadora maioria das vezes, denominadas de acordo com critérios funcionais, ou seja, o nome que lhes é atribuído está relacionado com a sua actividade catalítica. Em geral, uma mesma enzima pode ter vários nomes e a nomenclatura não é isenta de ambiguidades; a atribuição de um número EC às enzimas é uma tentativa de resolver essas ambiguidades. Quando a uma mesma actividade enzímica correspondem várias proteínas que são produtos de genes distintos que coexistem numa mesma espécie diz-se que estas proteínas são isoenzimas e são denominadas com o mesmo nome. Foram definidas 6 classes de enzimas: oxiredútases, transférases, hidrólases, líases, isomérases e lígases ou sintétases. No caso das reacções mais complexas os critérios que levaram a Comissão de Enzimas do Nomenclature Committee of the International Union of Biochemistry and Molecular Biology a classificar uma enzima numa classe e não noutro pode ser difícil de compreender. O texto que se segue visa apenas ajudar os alunos a compreenderem alguns dos critérios usados para denominar as enzimas de maneira que os nomes usados não pareçam tão bizarros. 11- As oxi-redútases (EC 1.x.y.z) catalisam reacções redox. As oxiredútases são enzimas que catalisam reacções de oxi-redução sendo, consoante os casos concretos, denominadas de desidrogénases, de redútases, de oxídases, de oxigénases, hidroxílases, peroxídases, etc. As desidrogénases catalisam reacções do tipo XH2 + NAD + (ou NADP + ou FAD ou FMN) X + NADH (ou NADPH ou FADH2 ou FMNH2) sendo denominadas desidrogénases do XH2. Em geral, a palavra redútase refere-se a uma enzima que catalisa uma reacção do tipo NADPH + X NADP + + XH2 e denominar-se-á redútase do X. As palavras oxídases e oxigénases referem-se a oxiredútases em que o oxigénio molecular é um dos reagentes. No caso das oxídases o produto da redução do oxigénio é a H 2 O, o H 2 O 2 ou o superóxido (O 2 - ). Numa reacção do tipo XH2 + O 2 X + H 2 O (ou H 2 O 2 ou O 2 - ) a enzima denominar-se-ia oxídase do XH2. As oxigénases que mais nos interessam são as monoxigénases, oxiredútases que catalisam reacções do tipo VH + O 2 + WH2 VOH + W + H 2 O. Um dos redutores (V) é hidroxilado (aceitando um dos átomos do oxigénio) e o outro (WH2) perde dois hidrogénios formando-se H 2 O como produto. As monoxigénases são frequentemente denominadas hidroxílases do VH. As peroxídases são oxiredútases em que o H 2 O 2 é um dos reagentes que é reduzido a H 2 O por um redutor (um composto orgânico). Um texto mais explicativo sobre oxi-redútases foi escrito pelo mesmo autor deste texto As transférases (EC 2,x,y,z) catalisam reacções de transferência de grupos químicos ou resíduos entre os substratos. Nas reacções catalisadas pelas transférases um substrato dador cede um grupo químico ou um resíduo T a um outro substrato (o substrato aceitador) que o aceita: XT + Y X + YT. As cínases são fosfotransférases que catalisam reacções do tipo: ATP + Y ADP + Y-P. A acção catalítica de uma cínase pode ser descrita como a transferência do grupo fosfato terminal do 6 Está disponível em: Página 13 de 17

14 ATP (ou doutro nucleosídeo trifosfato) para um substrato Y que o aceita. Evidentemente que a reacção inversa a esta (a transferência de um grupo fosfato de um composto Y-P para o ADP) também será catalisada pela mesma cínase. Independentemente do sentido em que a reacção evolui na célula uma cínase deste tipo denominar-se-ia cínase do Y (o aceitador do fosfato do ATP). São exemplos de cínases a cínase da glicose (equação 4), a cínase da frutose-6-p (equação 21) e a cínase do piruvato (equação 20). As fosforílases e as pirofosforílases são transférases em que o substrato aceitador é, respectivamente, o fosfato inorgânico (Pi) e o pirosfosfato inorgânico (PPi): XT + Pi X + T-P e YT + PPi Y + T-P-P. No primeiro caso a enzima denominar-se-ia fosforílase do XT e no segundo pirofosforílase do YT. Um exemplo de fosforílases é a fosforílase do glicogénio (equação 29). glicogénio (n) + Pi glicogénio (n-1) + glicose-1-fosfato (29) A reacção catalisada pela fosforílase do glicogénio é fisiologicamente irreversível no sentido indicado pela equação 29 e pode ser descrita como a transferência de um resíduo de glicose do glicogénio para o Pi. Um exemplo de pirofosforílase é a pirofosforílase do UDP-glicose (equação 30). glicose-1-fosfato + UTP UDP-glicose + PPi (30) Nas células, a reacção catalisada pela pirofosforílase do UDP-glicose também é irreversível (fisiológicamente irreversível) no sentido indicado pela equação 30. A causa dessa irreversibilidade está relacionada com o facto de o PPi ser, nas células, instantaneamente hidrolisado a Pi: sem um dos produtos a reacção não pode ocorrer em sentido inverso. Para compreendermos porque se chama pirofosforílase do UDP-glicose (uridino difosfato de glicose) à enzima que catalisa a reacção 30 temos de pensar na reacção inversa que pode ser entendida como a transferência do resíduo UMP (uridino monofosfato) para o PPi; ao romper-se a ligação entre os resíduos de fosfato do UDP-glicose liberta-se glicose-1-fosfato e o resíduo UMP é aceite pelo PPi. Às reacções catalisadas pelas fosforílases e pelas pirofosforílases chamam-se, respectivamente, fosforólises e pirofosfosforólises. Se atentarmos na equação 29 notaremos que na lise do glicogénio o fosfato foi o outro reagente que provocou essa lise; se atentarmos na equação 30 (lida em sentido inverso) notaremos que, na lise do UDP-glicose, o pirofosfato foi o outro reagente que provocou essa lise. 13- As hidrólases (EC 3,x,y,z) catalisam reacções de hidrólise. As hidrólases catalisam reacções de em que uma molécula de H 2 O é um dos reagentes e durante o processo ocorre cisão do outro reagente (AB + H 2 O A + B). Os ligações químicas que podem sofrer hidrólise são as ligações glicosídicas (semi-acetal ligado a hidroxilo, ácido, amina ou outro semi-acetal + H 2 O semi-acetal livre + hidroxilo livre, ácido livre, amina livre ou outro semiacetal livre), as ligações éster ou tioéster (éster ou tioéster + H 2 O ácido + hidroxilo ou tiol), as ligações amida (amida + H 2 O ácido + amina) e as ligações anidrido (anidrido + H 2 O ácido + ácido). Exemplos de hidrólases em que há rotura de ligações glicosídicas são a maltase (equação 28) e a fosfátase da frutose-2,6-bisfosfato (equação 31). frutose-2,6-bisfosfato + H 2 O frutose-6-fosfato + Pi (31) Página 14 de 17