Notas sobre equilíbrio químico e termodinâmica, catálise enzimática e nomenclatura das enzimas

Transcrição

1 Notas sobre equilíbrio químico e termodinâmica, catálise enzimática e nomenclatura das enzimas Índice 1 Conceitos de termodinâmica e de equilíbrio aplicados a enzimas e a processos de transporte transmembranar Conceitos de processo endergónico, exergónico e energia livre de Gibbs. O sentido em que um processo reativo 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. Transporte ativo e transporte passivo Distinção entre ΔG e ΔH, entre reação exergónica e exotérmica e entre reação endergónica e endotérmica Conceitos de variação de energia de Gibbs padrão. Conceitos de ΔG º, K eq e Q R usados em Bioquímica Relação entre diferença de potencial redox (ΔE) e função de Gibbs (ΔG) Conceitos de reação ou processo de transporte fisiologicamente reversível e irreversível Conceito de ligação rica em energia usado em bioquímica Conceito gerais do funcionamento das enzimas e sua nomenclatura As enzimas aumentam a velocidade das reações porque diminuem a energia livre de ativação, o ΔGº relativo à formação do estado de transição A presença de uma enzima não afeta o sentido em que a reação que ela catalisa vai evoluir Significado das expressões cofator, grupo prostético e coenzima a O FAD é o grupo prostético da proteína de transferência de eletrões e mutações nesta proteína podem diminuir a ligação ao FAD Os nomes das enzimas descrevem as suas atividades catalíticas a As oxi-redútases (EC 1.x.y.z) catalisam reações redox b As transférases (EC 2.x.y.z) catalisam reações de transferência de grupos químicos ou resíduos entre os substratos c As hidrólases (EC 3.x.y.z) catalisam reações de hidrólise d As líases (EC 4.x.y.z) catalisam reações em que um reagente A=B que contém uma dupla ligação deixa de a ter quando se liga a um reagente C e As isomérases (EC 5.x.y.z) catalisam reações em que um isómero se converte noutro f As lígases (ou sintétases; EC 6,x,y,z) catalisam reações que podem ser lidas como o somatório de duas reações sendo uma de hidrólise do ATP e outra de combinação de duas substâncias g Por tradição algumas enzimas chamam-se vulgarmente síntases Bibliografia Página 1 de 24

2 1 Conceitos de termodinâmica e de equilíbrio aplicados a enzimas e a processos de transporte transmembranar 1.1 Conceitos de processo endergónico, exergónico e energia livre de Gibbs. O sentido em que um processo reativo ou de transporte tende a evoluir é indicado pelo sinal da energia de Gibbs associada a esse processo. A equação de Gibbs (Equação 1) relaciona a variação da energia livre de Gibbs associada a um processo reativo com a razão K eq /Q R mostrando que há uma proporcionalidade direta entre o valor da variação da energia de Gibbs (ΔG) e o simétrico do ln dessa razão. R e T são constantes de proporcionalidade correspondendo, respetivamente, à constante dos gases (8,314 J K -1 mol -1 ) e à temperatura (em graus Kelvin). Equação 1 G = RT ln O valor da constante de equilíbrio (K eq ) é uma razão em que no numerador se multiplicam as concentrações dos produtos no equilíbrio (elevadas aos respetivos coeficientes estequiométricos) e no denominador se multiplicam as concentrações dos reagentes no equilíbrio (também elevadas aos respetivos coeficientes estequiométricos). O quociente de reação (Q R ) é uma expressão análoga mas em que as concentrações dos reagentes e dos produtos são as que existem no estado em que o ΔG está a ser determinado. A relação entre os valores da K eq de uma determinada reação e o do Q R que se observa em circunstâncias especificadas determina o sentido (direto ou inverso) em que a reação tende a evoluir. Numa qualquer reação A B, quando a K eq >Q R a reação diz-se exergónica no sentido em que foi expressa e endergónica no sentido contrário. Os adjetivos endergónico e exergónico classificam reações e relacionam-se com o valor da variação da energia livre de Gibbs (ΔG) associada que tem valor positivo ou negativo, respetivamente. Quando K eq >Q R o valor de ΔG 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 ΔG é um número negativo. O contrário acontece no caso de K eq <Q R. Quando Q R =K eq o valor de ΔG é nulo (ln 1 = 0) e a reação está em equilíbrio químico: embora ao nível molecular 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 K eq é 1 e que Q R 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 plasma sanguíneo 5 mm e dentro de uma célula 0,1 mm, a glicose tende a entrar para dentro da célula e o valor de ΔG associado a esse processo de transporte é de cerca de -10 kj por mole de glicose que atravessa a membrana (ver Equação 2). Equação 2 ΔG = - RT ln (1 / (0,1 mm/5 mm) = - RT ln (5 mm / 0,1 mm/) = -10 kj/mol Se considerarmos um qualquer transporte de uma substância neutra a favor do gradiente uma equação equivalente à enunciada acima é a Equação 3 onde [S] representa o lado com maior concentração e [s] o lado onde a concentração é menor. Assim, o transporte de uma substância Página 2 de 24

3 neutra a favor do gradiente é um processo exergónico (ΔG<0) e, no sentido contrário, seria endergónico (ΔG>0). Equação 3 G = RT ln [S] [s] No caso do transporte de substâncias 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 elétrico. No caso da membrana citoplasmática não excitada (em potencial de repouso ) e da membrana da mitocôndria a carga elétrica é negativa no interior (da célula e da mitocôndria, respetivamente) 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 elétrico quando um ião de carga Z atravessa uma membrana em que a diferença de potencial é Ψ (psi) é dado pela Equação 4. Equação 4 ΔG = Z F Ψ Nesta equação F é o Faraday (96500 Coulomb mol -1 ). Ψ tem o sinal (positivo ou negativo) do interior da membrana. Se o gradiente de concentrações for nulo e, portanto, não contribuir para a termodinâmica do processo de transporte, o valor de ΔG associado ao movimento de um ião de carga positiva (Z>0) do exterior para o interior de uma membrana onde o interior tem carga negativa 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 eletroquímico é a soma dos valores obtidos na Equação 3 e na Equação 4. 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, respetivamente, 145 mm e 10 mm, quer o gradiente elétrico (Equação 4), quer o gradiente químico (concentrações; ver Equação 3) têm ΔG negativo. O ΔG associado ao gradiente elétrico será de -8,3 kj mol -1 e o associado ao gradiente químico de -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 eletroquímico: de fora para dentro da célula. De facto, em ambas as parcelas o ΔG era negativo: quer o gradiente elétrico, quer o químico empurram o Na + na mesma direção. Um resultado semelhante (-17,9 kj) podia ser obtido se usássemos como exemplo o gradiente eletroquímico 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, respetivamente. O valor negativo do ΔG indica que, também neste caso, o ião (neste caso o protão) tem tendência a mover-se para o interior da mitocôndria e que ambas as parcelas (as que resultam da aplicação das equações 3 e 4) são negativas. 1.2 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. Transporte ativo e transporte passivo. As reações químicas e os processos de transporte tendem a evoluir no sentido em o ΔG é negativo. Se, numa qualquer reação A B, a razão K eq /Q R >1, esta tende a evoluir no sentido em que foi escrita. A Equação 1 mostra que esta condição é suficiente para afirmar que na reação A B, o valor de ΔG é negativo (é exergónica no sentido A B) e que ela só pode evoluir no sentido em que Página 3 de 24

4 A é consumido e se forma B. Ou seja, na ausência de acoplamento (ver à frente) todas as reações são exergónicas; a reação em análise não pode evoluir no sentido em que é endergónica (B A). As reações endergónicas (ΔG>0) não existem, mas é frequente que uma determinada reação enzímica (ou um processo de transporte) possa ser, conceptualmente, fracionado 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 catalisado por uma enzima ou por um transportador (ou transportador/enzima) que efetivamente ocorre terá sempre ΔG negativo e será sempre globalmente exergónico. A equação que descreve a reação catalisada pela cínase da glicose (Equação 5) pode servir como exemplo para ilustrar o que se escreve acima. Esta reação pode ser conceptualmente entendida como o somatório de duas reações complementares expressas pela Equação 6 e pela Equação 7. Equação 5 Equação 6 Equação 7 ATP + glicose glicose-6-fofato + ADP ATP + H 2 O ADP + Pi glicose + Pi glicose-6-fosfato + H 2 O No caso da reação 6 a razão K eq 6/Q R 6 [(2, ) / (4, )] é, no citoplasma das células, cerca de 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 surpreender-nos o facto de o Q R de uma qualquer reação ter, nas células vivas, um valor que varia pouco ao longo do tempo. Uma razão K eq /Q R de equivale (ver Equação 1) a um valor de ΔG6 de -50 kj mol -1 : a reação de hidrólise do ATP em ADP e Pi (fosfato inorgânico; ver Equação 6) é, no citoplasma das células, exergónica. No caso da reação 7, a razão K eq 7/Q R 7 [(3, ) / 5] é cerca de : o ΔG7 é +18 kj mol -1 e, no sentido em que está expressa, é endergónica não podendo ocorrer no citoplasma das células. O inverso da reação de hidrólise da glicose-6-fosfato não pode ocorrer nas células. A razão K eq /Q R do somatório das duas reações discutidas acima (Equação 5) é o produto (K eq 6/Q R 6) (K eq 7/Q R 7) cujo valor é cerca de 4, e a partir deste valor, usando a Equação 1, podemos determinar o ΔG da reação catalisada pela cínase da glicose. O valor de ΔG5 pode ser calculado de forma mais simples porque quando se somam duas reações o valor do ΔG da reação soma é o somatório dos ΔG das reações parcelares: ΔG5 = ΔG6 + ΔG7 = -32 kj (-50 kj +18 kj = - 32 kj). O valor negativo do ΔG da reação 5 indica-nos que esta reação é exergónica e que pode ocorrer no sentido em que está expressa. Como referido acima o Na + tem tendência a entrar para as células movendo-se a favor do seu gradiente eletroquímico do espaço extracelular para o citoplasma. No caso do ião K + o ΔG 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 elétrico favorece a sua entrada; porque os valores de ΔG têm sinais contrários e os valores absolutos são semelhantes, o ΔG associado ao gradiente eletroquímico do K + é, frequentemente, próximo de zero. A existência dos gradientes de concentração nos casos dos iões Na + e K + é, em grande parte, uma consequência da ação 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 1.1; penúltimo parágrafo) o transporte na direção contrária seria 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/Q R relativa a um determinado processo tenha, num determinado sistema biológico, valores estacionários. Página 4 de 24

5 endergónico e portanto impossível. No entanto, o facto de o processo ocorrer acoplado com a hidrólise de ATP permite compreender que aconteça (ver Equação 8). Equação 8 ATP + H 2 O + 3 Na + (citoplasma) + 2 K + (extracelular) ADP + Pi + 3 Na + (extracelular) + 2 K + (citoplasma) Se usarmos os números obtidos acima podemos mesmo calcular o ΔG para o processo global como sendo de -5,3 kj por mol de ATP hidrolisado (-5,3 = ,9 3). Para obter este valor, o ΔG estimado para o transporte de 1 ião Na + contragradiente eletroquímico 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 nestes cálculos porque se considerou que o transporte de K + foi feito em condições próximas do equilíbrio eletroquímico e que o ΔG associado ao seu transporte é nulo. Quando uma reação química é o componente exergónico de um processo de transporte que é endergónico diz-se que o transporte é ativo primário. É o caso do transporte de Na + por ação 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 eletroquímico) que só pode evoluir nesse sentido porque está acoplado com um outro que é exergónico: as reações de oxirredução catalisadas por esses complexos. Os complexos I, III e IV podem ser comparados a motores elétricos de uma bomba hidráulica em que a transferência de eletrões (neste caso entre o redutor e o oxidante envolvidos na atividade 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 reações químicas (sendo este o processo exergónico) com o movimento contragradiente de substâncias através de membranas (sendo este o processo endergónico) se dá o nome de bombas. Quando a reação química envolvida não é uma reação de oxirredução, mas a reação de hidrólise do ATP o nome bomba também é aplicado é o caso da bomba de sódio-potássio em que a hidrólise do ATP está acoplada com o movimento dos iões Na + (e K + ) contragradiente (ver Equação 8). Em alguns casos quer o componente exergónico, quer o endergónico são processos de transporte: é o caso da atividade da SGLT1 (da expressão inglesa 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 que existe transporte ativo; neste caso, porque o gradiente eletroquímico do Na + (o componente exergónico) foi criado por uma proteína (ATPase do Na + /K + ) que desenvolve transporte ativo primário, o transporte da glicose diz-se ativo secundário. No caso da atividade da síntase do ATP mitocondrial um processo reativo endergónico (ADP + Pi ATP + H 2 O; a mesma reação descrita pela Equação 6, mas em sentido inverso) está acoplado com um processo de transporte exergónico, o transporte de protões do espaço extramitocondrial para a matriz da mitocôndria a favor do gradiente eletroquímico. 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 atividade da síntase do ATP (os dois componentes) é a Equação 9. Equação 9 ADP + Pi + 3? protões (citoplasma) ATP + H 2 O + 3? protões (matriz mitocondrial) Página 5 de 24

6 O antónimo de transporte ativo é transporte passivo (outra palavra que se costuma usar com um significado idêntico é difusão ) mas, quando estão em causa substâncias com carga elétrica, a sua definição não é absolutamente consensual. A maioria das vezes quando se diz que o transporte de um determinado ião é passivo quer-se dizer que ocorre a favor do gradiente eletroquímico; ou seja que o ΔG correspondente ao somatório dos ΔGs determinados pelas Equações 3 e 4 é negativo. Quando, como no caso do Na + referido no Capítulo 1.1, em ambas as Equações o sinal é negativo não há nenhum tipo de conflito: o transporte é inequivocamente passivo. No entanto, pode dar-se o caso de o somatório ser negativo, mas que o ΔG correspondente ao gradiente de concentrações (o que é calculado pela Equação 3) seja positivo. Para isso basta que o ΔG corresponde ao gradiente elétrico (o que é calculado pela Equação 4) seja negativo e que o seu valor absoluto seja superior ao valor absoluto do ΔG correspondente ao gradiente de concentrações. Neste caso uma substância move-se contra o seu gradiente químico (do lado em que a concentração é mais baixa para o lado em que é mais elevada) porque, por exemplo, tem carga positiva e o compartimento para onde se está a mover tem carga suficientemente negativa para contrabalançar o efeito que seria de esperar do gradiente de concentrações. Porque a carga elétrica existente nas membranas biológicas é uma consequência da atividade da ATPase do Na + /K +, na opinião do autor destas linhas, seria adequado pensar que, apesar de o movimento ocorrer a favor do gradiente eletroquímico (o somatório das Equações 3 e 4 é negativo), porque ocorre contra gradiente de concentrações e o motor último do processo é uma reação química (a hidrólise do ATP) este tipo de transporte deveria ser classificado como transporte ativo secundário. 1.3 Distinção entre ΔG e ΔH, entre reação exergónica e exotérmica e entre reação endergónica e endotérmica. É de notar que as palavras exergónica e exotérmica não são sinónimas: quando numa reação A B a entalpia de A > entalpia de B a reação será exotérmica (libertando calor) quando evolui no sentido A B e, será endotérmica (consumindo calor), quando evolui no sentido B A. No entanto, a reação só pode evoluir no sentido determinado pela razão K eq /Q R e será sempre exergónica. Os termos exotérmico (ΔH<0) e endotérmico (ΔH>0) referem-se à diferença entre as entalpias dos reagentes e dos produtos num processo reativo. Em geral, reações muito exotérmicas têm valores de K eq muito elevadas. Embora muitas reações evoluam no sentido em que são exotérmicas o sinal de ΔH não chega para prever o sentido em que uma reação vai evoluir. Se numa reação A B a K eq for 10 e tivermos num tubo de ensaio 10 moles de A e 1 mole de B a reação 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 reação vai libertar calor no valor de 9 kj (reação exotérmica). Mas se tivermos à partida 11 moles de B e zero de A, a reação 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 reação seria endotérmica. O sinal do valor do ΔH (negativo no primeiro caso e positivo no segundo), ao contrário do sinal do valor de ΔG, não nos indica o sentido em que a reação tende a evoluir. Porque as concentrações das substâncias existentes nas células (embora estacionárias) variam no tempo pode acontecer que o valor do Q R de uma determinada reação possa situar-se, num determinado momento, abaixo da K eq e, noutro momento, possa situar-se acima. Neste caso a reação evoluirá em sentidos opostos nesses dois momentos diferentes; porque evolui sempre no sentido em que K eq >Q R a reação será sempre exergónica. Se o valor das entalpias dos reagentes e dos produtos não forem iguais (como acontece quase sempre) o valor de ΔH será positivo num dos casos (reação endotérmica) e negativo no outro (reação exotérmica). Página 6 de 24

7 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 reação A B e na reação B A quando as reações evoluem no sentido do equilíbrio a variação da energia de Gibbs é negativa e há diminuição da energia de Gibbs. No caso do ΔH o facto de ser negativo ou positivo quer dizer que se liberta ou se consome calor, respetivamente; 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 reação acabaria por parar (atingir o equilíbrio químico) apenas evoluindo num determinado sentido enquanto o ΔG fosse diferente de zero. Ao atingir o equilíbrio (10 moles de B e 1 mole de A) o ΔG seria zero. Nos seres vivos, com muito poucas exceções, as reações nunca atingem verdadeiramente o equilíbrio químico e, no sentido em que estão a evoluir, o ΔG é, obviamente, negativo. Uma das exceções são as reações ácido base que serão objeto de análise sumária à frente neste texto. O conceito de energia livre de Gibbs está associado ao 2º princípio da termodinâmica, o princípio que permite prever o sentido em que uma transformação tende a evoluir. Quando o ΔG de uma transformação tem sinal negativo significa que a entropia do universo tende a aumentar quando essa transformação ocorre. De acordo com 2º princípio da termodinâmica é esta a condição para se poder afirmar que ela tenderá a evoluir no sentido em que foi formulada. 1.4 Conceitos de variação de energia de Gibbs padrão. Conceitos de ΔG º, K eq e Q R usados em Bioquímica. O valor de ΔGº (variação da energia livre de Gibbs padrão) está intimamente relacionado com o da K eq (Equação 10) e é, apenas, uma outra forma de expressar este valor, não dando, por si só, qualquer indicação acerca do caráter endergónico ou exergónico do processo em sistemas biológicos. Equação 10 ΔGº = -RT ln K eq É, por isso, errado dizer que um determinado processo reativo é endergónico apenas porque o valor de ΔGº é positivo: ΔGº positivo apenas significa que a K eq <1. O valor de ΔGº só coincide com o do ΔG quando o valor do Q R 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 reativo real. Na esmagadora maioria das reações 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 usando a Equação 11 e decidirmos escrever a equação que traduz a K eq podemos, eventualmente, ser tentados a escrever a Equação 12. Equação 11 AB + H 2 O A + B Equação 12 K = [A] ( ) [B] ( ) [AB] ( ) [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 K eq 1 [H 2 O] = [A] (eq) [B] (eq) / [AB] (eq). De facto, em meio aquoso, quando a água é um dos reagentes ou um dos produtos, a Página 7 de 24

8 equação que expressa a K eq não inclui a água e o valor da sua concentração (55,5 M) está incluído no valor da K eq. (Um exemplo bem conhecido deste tipo de constantes de equilíbrio é o do produto iónico da água. Neste caso Kw = [H + ] [OH - ] mas a reação a que diz respeito é a de protólise da água: H 2 O H + + OH -.) Assim, no caso da reação de hidrólise de AB a K eq 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 13). Equação 13 = [A] ( ) [B] ( ) [AB] ( ) Nos sistemas reativos que interessam aos bioquímicos o ph também é fixo porque os meios reativos (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 14. Equação 14 = [A ] ( ) [H ] ( ) [AH] ( ) 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 K a que resulta da divisão de ambos os termos da Equação 14 por [H + ]: ver Equação 15. Para um determinado ph fixo a razão entre as concentrações das formas dissociada e não dissociada de um ácido é constante e é K a. Equação 15 = [H ] = [A ] [AH] Na Equação 15, para simplificar, deixamos de escrever que as concentrações são de equilíbrio, mas, de facto, são: na escala de tempo da maioria das reações, incluindo as reações enzímicas, é sensato admitir que as reações de protólise (ou a reação inversa, a ligação de protões) atingem o equilíbrio instantaneamente. Muitas substâncias orgânicas existem, em solução, como misturas das suas formas dissociada e não dissociada sendo a razão determinada pelo ph do meio e pelo K a da forma ácida (a forma não dissociada), ou seja, pelo K a. Consideremos um processo reativo que ocorre a ph constante e definido que pode ser descrito como ocorrendo em duas etapas discretas. Na primeira etapa duas substâncias aprótidas (A e B) reagem formando o ácido CH (ver Equação 16) e na segunda etapa CH sofre protólise dissociando-se em C - + H + (ver Equação 17). Equação 16 A + B CH Equação 17 CH C - + H + A constante de equilíbrio relativamente à formação de CH a partir de A e B é a K eq expressa pela Equação 18. Por sua vez à protólise de CH está associada uma constante K a de tipo semelhante à expressa acima pela Equação 15; neste caso concreto será a Equação 19. A constante de equilíbrio corresponde ao processo reativo completo será o que se obtém multiplicando a Equação 18 pela Equação 19, ou seja, a Equação 20. Equação 18 Equação 19 = [CH] [A][B] = C- [CH] Página 8 de 24

9 Equação 20 = C- [A][B] Se o valor do ph do meio for muito baixo (ou seja, muito mais baixo que o pk a do ácido CH) poder-se-á ignorar a reação de protólise do CH e pensar que a Equação 18 expressa de forma adequada a constante de equilíbrio corresponde ao processo. Por outro lado, se admitirmos que o ph é muito mais alto que o pk a do ácido CH, podemos pensar que a dissociação de CH é completa e que a Equação 20 é a que melhor exprime o equilíbrio atingido. Entre esses dois extremos de ph existe uma situação em que quer a Equação 18, quer a Equação 20 retratam uma parte da realidade. Neste caso é de considerar que a soma da Equação 18 e da Equação 20 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 estado de equilíbrio. A soma de duas constantes e também uma constante a que podemos chamar K eq. Equação 21 = + = [CH]+ C- [A][B] A maioria das vezes quando, em Bioquímica, se escreve 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 (ver Equação 22) 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 - ) e que o grau de dissociação é um assunto que, de momento, não nos interessa trazer para a discussão. Equação 22 glicose 2 lactato 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 (K eq ) para o processo de formação do lactato (a mistura das formas dissociada e não dissociada), mas tem a desvantagem de mascarar o processo de formação de protões que, de facto, também acontece durante o processo. A conversão de glicose em ácido láctico é um processo catalisado por enzimas que é regulado e nunca está em equilíbrio. No entanto, o valor da K eq associado ao processo descrito pela Equação 22 (cerca de M) permite prever que tende a evoluir no sentido da formação do lactato. O estudo da formação dos protões pode ser apreciado em separado. O ácido láctico e o ião lactato - estão em equilíbrio e o pk a do ácido láctico (cerca de 4) permite prever que, a ph= 7 (ver nota 2 ), apenas uma em cada 1000 moléculas de ácido láctico se encontra na forma não dissociada. Ou seja, quase todas as moléculas de ácido láctico formadas na glicólise anaeróbia sofrem protólise e os produtos desse processo são iões lactato - e protões. De facto, no caso em análise, o valor da K eq praticamente coincide com a constante de equilíbrio correspondente à conversão de glicose em lactato ionizado, mas nem sempre isso acontece. Se, por exemplo, considerarmos a reação de hidrólise da glicose-6-fosfato (ver Equação 23 que é o inverso da Equação 7) a K eq já contém somatórios no numerador e no denominador. No caso da glicose-6-fosfato porque o pka da forma sem carga elétrica é 6,1, a ph 7, apenas cerca de 10% das moléculas estão nesta forma e os outros 90% na forma de glicose-6-fosfato -. No caso do 2 pk a de um ácido = - log K a e o ph = - log [H + ]. A Equação 15 permite prever a razão entre as concentrações das formas dissociada e não dissociada de um ácido AH conhecido o ph do meio e o pk a. Se, por exemplo, o valor do ph do meio coincide com o do pk a do ácido AH as concentrações das formas não dissociada (AH) e dissociada (A - ) são iguais. Página 9 de 24

10 Pi, na ausência de iões Mg 2+, predominam os iões H2PO 4 - (cerca de 60%) e HPO 4 2- (cerca de 40%) mas, na presença de iões Mg 2+, também existe a forma MgHPO 4. Equação 23 glicose-6-fosfato + H 2 O glicose + Pi A K eq pode ter, em Bioquímica, significados mais complexos que o que explicamos acima usando o exemplo da dissociação protónica. A reação de hidrólise do ATP pela ação catalítica das ATPases (ver Equação 6) só ocorre na presença do ião Mg 2+ porque são complexos ATP-Mg que interagem com a enzima como reagentes e quer o ADP, quer o Pi também formam complexos com o Mg. Quando o ATP intervém num processo reativo, as K eq usadas em Bioquímica são K eq em que [ATP] significa a soma das concentrações das diferentes formas de ATP na mistura em equilíbrio. As formas que existem na mistura em equilíbrio são, predominantemente, o MgATP 2-, o ATP 4- e o HATP 3- e a proporção de cada uma delas depende do ph do meio e da concentração de Mg 2+ livre. Algo de semelhante se pode dizer em relação ao ADP e ao Pi. Tal como no caso da reação de hidrólise da glicose-6-fosfato, também a K eq para a reação de hidrólise do ATP é uma razão em a concentração do reagente (ATP) e a de cada um dos produtos (ADP e Pi) são somatórios das diferentes formas de cada um dos compostos em questão. Se na Equação 10 substituirmos K eq por K eq o valor de ΔGº obtido denomina-se ΔG º e é esse valor que pode ser encontrado nos textos de Bioquímica. Da mesma forma que se pode definir uma K eq também se pode definir um Q R : se, na Equação 1, K eq e Q R forem substituídos por K eq e Q R, o valor de ΔG obtido será denominado de ΔG. Às vezes a indicação explicita de que se trata de K eq, Q R, ΔG º e ΔG é omitida escrevendo-se, simplesmente, K eq, Q R, ΔGº e ΔG e, por razões de simplificação, é o que faremos no restante texto. 1.5 Relação entre diferença de potencial redox (ΔE) e função de Gibbs (ΔG). A equação de Gibbs descreve a existência de uma relação direta entre o simétrico do ln (K eq /Q R ) e o valor de ΔG (ver Equação 1). Quando a reação em análise é uma reação redox (do tipo oxi1 + red2 red1 + oxi2) a equação de Nernst 3 (Equação 24) mostra que existe uma relação direta entre a diferença de potencial (E do semielemento de pilha onde ocorre a redução E do semielemento de pilha onde se dá a oxidação) e o ln da razão K eq /Q R. Equação 24 = RT ln nf Da Equação 1 e da Equação 24 deduz-se a Equação 25: existe uma relação direta entre o valor de ΔG e o simétrico do valor de ΔE. Quando ΔG é negativo, ΔE é positivo e a reação tende a evoluir no sentido em que foi escrita. Equação 25 ΔG = -nf ΔE 3 Na equação ΔE = [RT/(nF)] ln (Keq/QR), R e T já foram definidos (ver Capítulo 1.1); n é o número de moles de eletrões trocados na reação em análise e F é a carga de um mole de eletrões (constante de Faraday = Coulomb). Esta equação é equivalente a uma outra em que se substituem o valor das constantes pelos respetivos valores, se considera a temperatura como 298 Kelvin e se usam log em vez de ln: ΔE = (0,059/n) log (Keq/Q). Em condições padrão em que QR = 1 fica ΔEº = [RT/(nF)] ln Keq ou ΔEº = (0,059/n) log Keq. Acrescenta-se ao ΔE (ΔE ) ou ao ΔEº (ΔEº ) quando se quer evidenciar a ideia que consideramos o ph constante e igual a 7 (ver Capítulo 1.4). Página 10 de 24

11 Equações semelhantes (em que se substitui ΔG por ΔGº, ΔE por ΔEº e K eq /Q R por K eq ) podem ser escritas quando se consideram condições padrão. Equação 26 ΔGº = -nf ΔEº; = RT nf ln A Equação 24 e a Equação 25 servem para evidenciar que o sinal da diferença de potencial entre dois semielementos de pilha nos mostra em que sentido a reação tende a ocorrer e que o seu valor nos indica se a reação está muito afastada do equilíbrio químico ou em equilíbrio químico. Está em equilíbrio químico quando K eq /Q R =1, ΔE=0 e ΔG=0). 1.6 Conceitos de reação ou processo de transporte fisiologicamente reversível e irreversível. A esmagadora maioria das reações químicas existentes nos seres vivos são catalisadas por enzimas, proteínas que foram selecionadas ao longo da evolução e que explicam a existência de determinadas reações e a inexistência (ou irrelevância) de outras. Quando a atividade de uma enzima é, numa célula ou num compartimento subcelular, muito elevada a reação que ela catalisa tende a situar-se próxima do equilíbrio químico (Q R K eq ) 4. Neste caso, a reação é fisiologicamente reversível porque variações fisiológicas das concentrações dos reagentes e produtos (e, portanto, do Q R ) podem fazer balançar a reação entre o sentido direto (se o Q R diminuir e ficar menor que a K eq ) e o sentido inverso (se o Q R aumentar e ficar maior que a K eq ). Pelo contrário, noutros casos, a enzima responsável por uma determinada reação tem, na célula, uma atividade tão baixa que não permite a aproximação do Q R à K eq. Nestes casos, a reação catalisada por esta enzima diz-se fisiologicamente irreversível. As enzimas situadas a jusante (as que removem os produtos dessa reação) e as enzimas situadas a montante (as que fornecem os substratos para essa reação) na via metabólica têm, comparativamente, uma atividade mais elevada e mantêm o Q R da reação fisiologicamente irreversível abaixo da K eq. Na glicólise, com exceção de três enzimas (as cínases da glicose, do piruvato e da frutose- 6-fosfato; ver Equações 5, 27 e 28, respetivamente), todas as outras catalisam reações fisiologicamente reversíveis. Equação 27 Equação 28 fosfoenolpiruvato + ADP piruvato + ATP frutose-6-fosfato + ATP frutose-1,6-bisfosfato + ADP De notar que, quando se diz que uma enzima catalisa uma reação fisiologicamente irreversível, apenas se quer dizer que o sentido da reação catalisada por essa enzima é, nas células do organismo, sempre o mesmo. No caso da reação 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 (reação inversa à indicada na Equação 28) não ocorre nunca na célula porque o ΔG para esta reação é, em todas as condições do metabolismo, sempre positivo. Todos os valores de Q R fisiológicos para a reação expressa pela Equação 28 são inferiores à K eq : a reação expressa pela Equação 28, nas células, só é exergónica no sentido em que o ATP fosforila a frutose-6-fosfato (Equação 28 no sentido em que está escrita). 4 As reações de associação e dissociação protónica (ácido-base) também se encontram, nas células e no líquido extracelular, num estado próximo do equilíbrio químico e a razão é a mesma: a alta velocidade com que estes fenómenos decorrem. A única diferença relativamente às reações enzímicas fisiologicamente reversíveis é que as reações ácido-base não são catalisadas por enzimas. Na verdade também se pode defender a ideia que esta afirmação tem exceções. O CO 2 é um ácido porque, no meio interno, reage com a água para formar ácido carbónico que se dissocia em ião bicarbonato e protão (H 2 CO 3 HCO H + ). A dissociação do ácido carbónico não é catalisada por enzimas mas o passo que a precede (CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 ) é catalisada por uma enzima que é costume designar de anídrase carbónica. Página 11 de 24

12 Existe uma enzima que pode converter a frutose-1,6-bisfosfato em frutose-6-fosfato, mas a reação em causa é uma hidrólise (a enzima que a catalisa chama-se fosfátase da frutose-1,6- bisfosfato; ver Equação 29) e não é catalisada pela cínase da frutose-6-fosfato. O ATP e o ADP participam do processo reativo quando o catalisador é a cínase da frutose-6-fosfato, mas não quando o catalisador é a fosfátase da frutose-6-fosfato. Equação 29 frutose-1,6-bisfosfato + H 2 O frutose-6-fosfato + Pi Também os processos de transporte podem ser fisiologicamente reversíveis ou irreversíveis. No polo basal dos enterócitos existe um transportador para a glicose (um uniporte designado por 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 caráter reversível ou irreversível do processo de transporte de glicose não é a estrutura dos transportadores mas o gradiente de concentrações da glicose: quando o gradiente se inverte, um sistema de transporte passivo passa a operar em sentido inverso. A atividade da bomba de Na + /K + (também chamada ATPase do Na + /K + ) a que já fizemos referência (ver Equação 8) é fisiologicamente irreversível: a ação 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 atividade da síntase do ATP a que também já fizemos referência (ver Equação 9) é exatamente 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 denominadas canais iónicos o movimento dos iões Na + e K + ocorre a favor do gradiente eletroquímico e é exatamente 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 através de canais iónicos é sempre a favor do gradiente eletroquímico (ver Capítulo 1.1). 1.7 Conceito de ligação rica em energia usado em bioquímica. Apesar do que afirmamos no Capítulo 4 (que o caráter exergónico ou endergónico de um processo depende do ΔG e não do ΔGº) poderá compreender-se que, para justificar o caráter endergónico ou exergónico de uma reação que ocorre nos seres vivos seja, às vezes, invocado o valor muito positivo ou muito negativo do ΔGº de uma dada reação 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 Q R possíveis. Sem o valor do Q R é impossível estimar o valor do ΔG. Se, com base noutros dados, se sabe que, na célula, a reação evolui no sentido A B é forçoso admitir que o valor da K eq da reação A B é superior ao do Q R e que a reação é exergónica. Página 12 de 24

13 Se o valor do ΔGº de uma reação é muito negativo deve concluir-se que a K eq tem um valor elevado e que esse valor elevado contribui para o caráter exergónico da reação. A Equação 30 pode deduzir-se a partir das Equação 1 e da Equação 10 e mostra que o valor do ΔG é o somatório de ΔGº com uma expressão que depende do Q R : quando o ΔGº é negativo e tem um valor absoluto elevado é provável que o ΔG também tenha um valor negativo e que o processo seja exergónico no sentido A B. Equação 30 G = G RT ln 1 Q R Ao contrário, do valor de ΔG que, se desconhecermos o valor do Q R numa célula, não se pode determinar, o valor do ΔGº é muito fácil de determinar a partir da K eq da reação (ver Equação 10). Por este motivo popularizou-se a ideia de usar o valor do ΔGº como um indicador da tendência de uma reação evoluir em determinado sentido e da sua capacidade de, quando acoplada a outra, determinar o sinal (negativo ou positivo) da reação 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 reação com outros processos endergónicos. São exemplos já referidos os casos da ATPase do Na + /K + (ver Equação 8), das cínases da glicose e da frutose-6-fosfato (ver Equações 5 e 28); um outro é a reação catalisada pela carboxílase do piruvato (ver Equação 31). Equação 31 CO 2 + piruvato + ATP oxalacetato + ADP + Pi O transporte contragradiente 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 (ΔG) 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 ΔG associado ao processo global (somatório dos dois ΔG) seja também negativo. O facto de muitas enzimas e transportadores de membrana acoplarem reações 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 ΔGº (de facto, o ΔG º; ver Capítulo 1.4) associado à rotura hidrolítica destas ligações é, respetivamente, -31 e -46 kj/mol. O valor do ΔGº 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 na succinil-coa) é ainda mais negativo o que levou à extensão do conceito a estas ligações. O valor do ΔGº 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 semirreações 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 reação é fisiologicamente irreversível ocorrendo no sentido em que se dá a rotura das ligações ricas em energia. São exemplos as reações catalisadas pelas cínases da glicose e frutose-6-fosfato (ver Equação 5 e Equação 28). Pelo contrário, quando uma enzima catalisa uma reação 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 reativo é, com muita frequência, Página 13 de 24

14 fisiologicamente reversível. São exemplos as reações catalisadas pelas cínases do 3-fosfoglicerato (Equação 32) e da creatina (Equação 33) e pela sintétase de succinil-coa (Equação 34). Equação 32 Equação 33 Equação 34 1,3-bisfosfoglicerato + ADP 3-fosfoglicerato + ATP fosfocreatina + ADP creatina + ATP succinato + CoA + ATP (ou GTP) succinil-coa + ADP (ou GDP) + Pi Uma exceção a esta última regra é a reação catalisada pela cínase do piruvato (ver Equação 27). Apesar de a reação catalisada pela cínase do piruvato poder ser entendida como um processo em que se rompe uma ligação rica em energia (a ligação enol-fosfato do fosfoenolpiruvato) formando-se outra (a ligação fosfoanidrido entre os fosfatos β e γ do ATP) a reação é fisiologicamente irreversível no sentido em que está escrita na Equação 27: rotura da ligação enolfosfato e formação de uma ligação fosfoanidrido do ATP. 2 - Conceito gerais do funcionamento das enzimas e sua nomenclatura 2.1 As enzimas aumentam a velocidade das reações porque diminuem a energia livre de ativação, o ΔGº relativo à formação do estado de transição. Numa reação, qualquer reação, a conversão dos reagentes em produtos ocorre por passos discretos formando-se no processo compostos instáveis e impossíveis de isolar a que chamamos estados de transição. Numa reação A P haverá um estado de transição A* e a reação 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 reativo. De facto já foram sintetizadas enzimas artificiais produzindo anticorpos contra substâncias que são análogos do estado de transição de processos reativos. Estas enzimas artificiais designam-se por abzimas (o prefixo ab deriva da expressão inglesa antibody ). Porque a enzima se liga fortemente ao estado de transição (A*) favorece a formação deste estado de transição fazendo com que a sua concentração seja mais elevada que a que poderia existir na sua ausência. Se admitirmos que a velocidade da reação 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 reação global (A P). Esta ideia também pode ser expressa em termos de energia livre de Gibbs. Na ausência de enzima o ΔGº correspondente à transformação A A* será tanto mais elevado quanto menor for o valor da K eq relativa a esta transformação. Sendo a enzima complementar ao estado de transição (A*), a presença da enzima vai favorecer a formação deste estado de transição; ou seja, a presença da enzima vai aumentar a K eq 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 K eq 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 ativação. Porque a K eq da transformação r2 (a que envolve a enzima) é maior que a K eq da transformação r1 (a que não envolve a enzima), ΔGº2<ΔGº1. A presença da enzima diminuiu a energia livre de Gibbs padrão relativa à formação do estado de transição (energia livre de ativação) e, desta forma, possibilita a existência de uma concentração maior do composto estado de transição e um aumento da Página 14 de 24