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 ............................................................................................................................................... 2
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. ........................................................................................................................................................ 2
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. ........................................................................................................... 3
1.3 Distinção entre ΔG e ΔH, entre reação exergónica e exotérmica e entre reação endergónica e
endotérmica. .................................................................................................................................................. 6
1.4 Conceitos de variação de energia de Gibbs padrão. Conceitos de ΔG’º, Keq’ e QR’ usados em
Bioquímica. ................................................................................................................................................... 7
1.5 Relação entre diferença de potencial redox (ΔE) e função de Gibbs (ΔG). ........................................... 10
1.6 Conceitos de reação ou processo de transporte fisiologicamente reversível e irreversível. ................... 11
1.7 Conceito de “ligação rica em energia” usado em bioquímica. ............................................................... 12
2 - Conceito gerais do funcionamento das enzimas e sua nomenclatura ................................................... 14
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. ................................................................................................. 14
2.2 A presença de uma enzima não afeta o sentido em que a reação que ela catalisa vai evoluir. .............. 15
2.3 Significado das expressões cofator, grupo prostético e coenzima. ........................................................ 15
2.3.a O FAD é o grupo prostético da proteína de transferência de eletrões e mutações nesta proteína
podem diminuir a ligação ao FAD ......................................................................................................... 16
2.4 Os nomes das enzimas descrevem as suas atividades catalíticas. .......................................................... 17
2.4.a As oxi-redútases (EC 1.x.y.z) catalisam reações redox. ................................................................ 17
2.4.b As transférases (EC 2.x.y.z) catalisam reações de transferência de grupos químicos ou resíduos
entre os substratos. ................................................................................................................................. 20
2.4.c As hidrólases (EC 3.x.y.z) catalisam reações de hidrólise. ............................................................ 21
2.4.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. ...................................................................................... 22
2.4.e As isomérases (EC 5.x.y.z) catalisam reações em que um isómero se converte noutro. ................ 23
2.4.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. ................. 23
2.4.g Por tradição algumas enzimas chamam-se vulgarmente síntases. ................................................ 23
3 Bibliografia .................................................................................................................................................. 24
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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 Keq/QR 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 (Keq) 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 (QR) 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 Keq de uma determinada reação e o do QR 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 Keq>QR 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 Keq>QR 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 Keq<QR.
Quando QR=Keq 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 “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 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
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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 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 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
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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 + H2O → ADP + Pi
glicose + Pi → glicose-6-fosfato + H2O
No caso da reação 6 a razão Keq6/QR6 [(2,7 × 105) / (4,5 × 10-4)] é, no citoplasma das
células, cerca de 6 × 108. Porque nas células vivas as concentrações das substâncias variam em
torno de valores muito estreitos (diz-se que as suas concentrações são estacionárias1), não deve
surpreender-nos o facto de o QR de uma qualquer reação ter, nas células vivas, um valor que varia
pouco ao longo do tempo. Uma razão Keq/QR de 6 × 108 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 Keq7/QR7 [(3,5 × 10-3) / 5] é cerca de 7 × 10-4: o ΔG7 é +18 kJ
-1
mol 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 Keq/QR do somatório das duas reações discutidas acima (Equação 5) é o produto
(Keq6/QR6) × (Keq7/QR7) cujo valor é cerca de 4,2 × 105 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/QR relativa a um determinado processo tenha, num determinado
sistema biológico, valores “estacionários”.
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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 + H2O + 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 = -50 + 14,9 × 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 + H2O; 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 + H2O + 3? protões (matriz mitocondrial)
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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 Keq/QR 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 Keq 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 Keq 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 QR de uma determinada reação possa situar-se, num
determinado momento, abaixo da Keq 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 Keq>QR 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).
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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, Keq’ e
QR’ usados em Bioquímica.
O valor de ΔGº (variação da energia livre de Gibbs padrão) está intimamente relacionado
com o da Keq (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 Keq
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 Keq<1. O valor de ΔGº só coincide
com o do ΔG 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 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 Keq podemos, eventualmente, ser tentados a escrever a Equação 12.
Equação 11
AB + H2O → A + B
Equação 12
K
=
[A]( ) [B]( )
[AB]( ) [H2 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 [H2O] obtermos Keq1 × [H2O] = [A](eq) [B](eq) /
[AB](eq). De facto, em meio aquoso, quando a água é um dos reagentes ou um dos produtos, a
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equação que expressa a Keq não inclui a água e o valor da sua concentração (55,5 M) está incluído
no valor da Keq. (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: H2O → H+ + OH-.) Assim, no caso da reação de hidrólise de AB 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 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
Ka’ 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 Ka’.
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 Ka da forma ácida (a
forma não dissociada), ou seja, pelo Ka’.
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
Equação 17
A + B → CH
CH → C- + H+
A constante de equilíbrio relativamente à formação de CH a partir de A e B é a Keq expressa
pela Equação 18. Por sua vez à protólise de CH está associada uma constante Ka’ 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.
[CH]
Equação 18
= [A][B]
Equação 19
=
C[CH]
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Equação 20
×
C-
= [A][B]
Se o valor do pH do meio for muito baixo (ou seja, muito mais baixo que o pKa 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 pKa 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 Keq’.
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 (C6H12O6) 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; C3H6O3) e dissociada (lactato-; C3H5O3-) 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 (Keq’) 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 Keq’ associado ao processo descrito pela
Equação 22 (cerca de 1019 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 lactatoestão em equilíbrio e o pKa 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 Keq’
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 Keq’ 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 de um ácido = - log K e o pH = - log [H+]. A Equação 15 permite prever a razão entre as concentrações das formas
a
a
dissociada e não dissociada de um ácido AH conhecido o pH do meio e o pKa. Se, por exemplo, o valor do pH do meio
coincide com o do pKa do ácido AH as concentrações das formas não dissociada (AH) e dissociada (A-) são iguais.
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Pi, na ausência de iões Mg2+, predominam os iões H2PO4- (cerca de 60%) e HPO42- (cerca de 40%)
mas, na presença de iões Mg2+, também existe a forma MgHPO4.
Equação 23
glicose-6-fosfato + H2O → glicose + Pi
A Keq’ 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 Mg2+ 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 Keq usadas em Bioquímica são Keq’ 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 MgATP2-, o ATP4- e o
HATP3- e a proporção de cada uma delas depende do pH do meio e da concentração de Mg2+ 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 Keq’ 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 Keq por Keq’ 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 Keq’ também se pode definir um QR’: se, na Equação 1, Keq e QR forem substituídos por Keq’ e
QR’, o valor de ΔG obtido será denominado de ΔG’. Às vezes a indicação explicita de que se trata
de Keq’, QR’, ΔG’º e ΔG’ é omitida escrevendo-se, simplesmente, Keq, QR, 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
(Keq/QR) 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 Nernst3 (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 Keq/QR.
Equação 24
∆ =
RT
nF
ln
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 = 96500 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).
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Equações semelhantes (em que se substitui ΔG por ΔGº, ΔE por ΔEº e Keq/QR por Keq)
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 Keq/QR=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 (QR ≈ Keq)4. Neste caso, a reação é fisiologicamente
reversível porque variações fisiológicas das concentrações dos reagentes e produtos (e, portanto, do
QR) podem fazer balançar a reação entre o sentido direto (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 reação tem, na célula, uma atividade tão baixa que não
permite a aproximação do QR à Keq. 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 QR da reação
fisiologicamente irreversível abaixo da Keq.
Na glicólise, com exceção de três enzimas (as cínases da glicose, do piruvato e da frutose6-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 QR “fisiológicos” para a
reação expressa pela Equação 28 são inferiores à Keq: 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 CO2 é
um ácido porque, no meio interno, reage com a água para formar ácido carbónico que se dissocia em ião bicarbonato e
protão (H2CO3 → HCO3- + H+). A dissociação do ácido carbónico não é catalisada por enzimas mas o passo que a precede
(CO2 + H2O → H2CO3) é catalisada por uma enzima que é costume designar de anídrase carbónica.
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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-1,6bisfosfato; 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 + H2O → 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 QR possíveis. Sem o
valor do QR 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 Keq da reação A→B é superior ao
do QR e que a reação é exergónica.
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Se o valor do ΔGº de uma reação é muito negativo deve concluir-se que a Keq 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 QR: 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° −RTln 1 Q
R
Ao contrário, do valor de ΔG que, se desconhecermos o valor do QR numa célula, não se
pode determinar, o valor do ΔGº é muito fácil de determinar a partir da Keq 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
CO2 + 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,
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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 Keq 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 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 ativação”. 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), 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
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velocidade da reação global. Desta maneira se pode compreender a afirmação que diz que a ação
catalítica das enzimas é uma consequência da diminuição da energia livre de ativação.
2.2 A presença de uma enzima não afeta o sentido em que a reação que ela
catalisa vai evoluir.
As enzimas baixam a energia livre de ativação das reações que catalisam mas não têm nada
que ver com o sentido global em que a reação vai evoluir sendo, pelo menos teoricamente, capazes
de catalisar quer a reação direta (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 35) e a Keq
correspondente ao processo de hidrólise é 5,2 × 102 M (equivalente a ΔGº’= -15,5 kJ mol-1).
Equação 35
maltose + H2O → 2 glicose
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 reação ficará em equilíbrio químico
logo que algumas poucas moléculas de glicose originem maltose. No entanto, os resultados
experimentais com enzimas cujas reações têm Keq com valores mais próximos da unidade permitem
induzir que, tal como acontece no caso destas enzimas, também a maltase catalisa a reação inversa à
reação de hidrólise da maltose.
2.3 Significado das expressões cofator, grupo prostético e coenzima.
A expressão cofator é usada para designar substâncias que, não sendo reagentes nem
produtos da reação, são indispensáveis à atividade da enzima que catalisa a reação em análise. O
exemplo clássico é o Mg2+ que deve estar presente no meio de ensaio sempre que se ensaiam
enzimas que usam como substrato o ATP. Esta necessidade é uma consequência do facto de a
ligação do ATP às enzimas ser mediada por iões Mg2+. Pode dizer-se que o substrato das enzimas
não é o ATP isolado mas sim o complexo ATP-Mg2+. No entanto o Mg2+ não sofre nenhuma
transformação durante a reação mantendo-se, em parte, ligado aos produtos (quer estes sejam
fosfatos orgânicos, o Pi, ou o PPi) e em parte na forma livre.
No entanto, não é infrequente designarem-se também de cofatores compostos que, com
maior adequação, caberiam nas designações de grupos prostéticos ou coenzimas.
Usa-se a expressão “grupo prostético” para designar os componentes de uma proteína que
não são constituídas por resíduos aminoacídicos mas que estão fortemente ligados (em muitos casos
por uma ligação covalente) à(s) cadeia(s) aminoacídica(s). Quando queremos distinguir os
componentes de uma proteína que contém um ou mais grupos prostéticos chamamos apoproteína à
parte da cadeia aminoacídica e ao conjunto holoproteína: no caso de uma enzima as expressões
equivalentes são apoenzima e holoenzima. Os grupos prostéticos de uma enzima são
indispensáveis à sua atividade e também não se consomem quando se completa um ciclo catalítico;
por isso, não é de estranhar que a palavra cofator também possa ser usada para os designar.
Por exemplo, o complexo desidrogénase do piruvato contém 3 grupos prostéticos: a
tiamina-pirofosfato (também chamada tiamina difosfato), o ácido lipóico e o FAD. Durante o
processo catalítico estes 3 grupos prostéticos intervêm diretamente no processo reativo. Num ciclo
catalítico a tiamina pirofosfato fica ligada (e desligada) a um grupo hidroxietilo, o ácido lipóico
liga-se (e desliga-se) a um acetilo e sofre redução (e oxidação) e o FAD também é reduzido (e
oxidado). O oxidante final é uma substância que se liga de forma débil à enzima: o NAD+. O
somatório das diversas reações parciais catalisadas pelo complexo desidrogénase do piruvato é
expresso pela Equação 36:
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Equação 36
piruvato + NAD+ + CoA → acetil-CoA + CO2 + NADH
As expressões “grupo prostético” e “coenzima” não têm exatamente o mesmo significado
mas podem confundir-se.
Coenzimas são substâncias que podem estar em dois estados (ou formas) interconvertíveis
durante o metabolismo celular: o par NAD+, NADH e o par NADP+, NADPH são coenzimas
porque variam entre o estado oxidado e reduzido; a coenzima A também é uma coenzima porque
pode estar na forma livre (CoASH) ou ligada ao acetilo (acetil-CoA), ao succinilo (succinil-CoA)
ou a diversos ácidos gordos (diversos acis-CoA). Em ensaios in vitro uma das formas de uma dada
coenzima será um substrato como qualquer outro e, se estiver envolvida na atividade da enzima em
estudo, tem de ser adicionada ao meio de ensaio. No entanto, se se pensar no contexto do
metabolismo celular, percebe-se que, em analogia com as enzimas (que se transformam durante o
ciclo catalítico mas se regeneram no final do ciclo), se chamem coenzimas ao NAD+, ao NADH, ao
NADP+, ao NADPH e à coenzima A. Dois exemplos: (1) o NAD+ reduz-se a NADH durante a
conversão glicose → piruvato, mas o NADH formado sofre reoxidação a NAD+ na conversão
piruvato → lactato (ver Equação 37) ou por ação da cadeia respiratória; (2) a CoASH converte-se
em acetil-CoA por ação da desidrogénase do piruvato mas, na “primeira” reação do ciclo de Krebs,
a catalisada pela síntase do citrato, a CoASH é regenerada (ver Equação 38).
Equação 37
Equação 38
piruvato + NADH ↔ lactato + NAD+
oxalacetato + acetil-CoA → citrato + CoASH
Às vezes a expressão “coenzima” é também usada para incluir os grupos prostéticos.
Percebe-se que assim seja se pensarmos que durante um ciclo catalítico os grupos prostéticos
sofrem uma determinada transformação mas são regenerados no final. Durante o ciclo catalítico da
desidrogénase do piruvato, o FAD é reduzido a FADH2 pela forma reduzida do ácido lipóico (que
se oxida) mas, logo de seguida, é oxidado pelo NAD+ regenerando-se o FAD. O facto de a ligação
do NAD+ (e do NADH), do NADP+ (ou do NADPH) e da coenzima A às enzimas com que
interagem ser débil (não sendo adequado pensar no complexo da enzima com estas substâncias
como uma holoenzima) permite compreender que a expressão “grupo prostético” não seja adequada
para designar estas substâncias.
Para uma correlação com a clínica ver subcapítulo seguinte:
2.3.a O FAD é o grupo prostético da proteína de transferência de eletrões e mutações
nesta proteína podem diminuir a ligação ao FAD
Uma doença congénita designada de acidemia glutárica tipo II é causada por mutações
numa das duas enzimas que, de forma sequenciada, transferem eletrões desde o FAD de diversas
desidrogénases até à ubiquinona situada na cadeia respiratória.
Essas duas proteínas designam-se de flavoproteína de transferência de eletrões (ETF) e de
oxiredútase ETF: ubiquinona e ambas contêm FAD como grupo prostético.
Nalguns casos os doentes melhoram se tomarem doses elevadas de riboflavina, o precursor
na síntese de FAD.
Num estudo recente (2009) uma equipa da Universidade Nova de Lisboa [1] participou
num estudo em que se estudou uma ETF mutada causadora da doença. Os estudos mostraram que
quando a temperatura do meio de ensaio era superior a 37ºC a enzima perdia afinidade para o FAD
e que esta perda era acompanhada de diminuição de atividade e alterações conformacionais que a
tornavam mais sensível à ação hidrolítica de protéases. Curiosamente o aumento da temperatura
corporal (como a febre) é fator precipitante das crises nestes doentes. O FAD está ligado de forma
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permanente à ETF normal e diz-se, por isso, que é um grupo prostético da ETF, mas, a forma
mutada usada no estudo acima referido essa ligação desfaz-se quando a temperatura se eleva.
2.4 Os nomes das enzimas descrevem as suas atividades 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 atividade 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 atividade 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 reações 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 noutra pode ser
difícil de compreender. O texto que se segue visa apenas ajudar a compreender alguns dos critérios
usados para denominar as enzimas de maneira que os nomes usados não pareçam tão bizarros.
2.4.a As oxi-redútases (EC 1.x.y.z) catalisam reações redox.5
2.4.a.1 Desidrogénases e redútases
Muitas reações enzímicas de oxi-redução podem ser esquematizadas da seguinte maneira:
Equação 39
XH2 + NAD+ (ou NADP+, FAD, FMN)
↔ X + NADH (ou NADPH, FADH2, FMNH2)
Nestas reações a enzima envolvida no processo catalisa uma reação em que o NAD+, o
NADP , o FAD ou o FMN oxidam um substrato XH2. Nos casos em que o oxidante é o FAD ou o
FMN, a reação pode ser interpretada como a perda de dois hidrogénios pelo reagente que se oxida
(XH2) e a sua aceitação pelo FAD ou pelo FMN. Quando o oxidante é o NAD+ ou o NADP+, a
reação pode ser interpretada como a transferência de um hidrogénio e dois eletrões (um ião hidreto)
entre um reagente que se oxida (XH2) e o NAD+ ou o NADP+. Nestes casos, a enzima que catalisa a
reação é, frequentemente, denominada desidrogénase do XH2. Obviamente que a mesma enzima
também pode catalisar a reação inversa, mas o nome adequado será desidrogénase do “composto
orgânico que cede o hidreto ou os hidrogénios ao NAD+, NADP+, FAD ou FMN”. São exemplos as
desidrogénases do lactato (Equação 37), do piruvato (Equação 40), da glicose-6-fosfato (Equação
41) e do succinato (Equação 42).
+
Equação 40
Equação 41
Equação 42
piruvato + NAD+ + CoA → acetil-CoA + NADH + CO2
glicose-6-fosfato + NADP+ → 6-fosfogliconolactona + NADPH
succinato + FAD → fumarato + FADH2
A desidrogénase do NADH também existe, mas não se refere a nenhuma das enzimas
acima referidas. De facto, lidas em sentido inverso, as reações representadas pela Equação 37 e pela
Equação 40 podem ser interpretadas como a perda de um ião hidreto pelo NADH, mas o nome
desidrogénase do NADH não se aplica às enzimas que catalisam aquelas reações. A desidrogénase
5 A parte do texto relativa à nomenclatura das oxi-redútases também aparece num outro texto sobre reações redox, escrito
pelo mesmo autor.
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do NADH é uma enzima da cadeia respiratória (também designada como complexo I) que catalisa a
oxidação do NADH pela coenzima Q (ubiquinona). O agente oxidante direto é o FMN (um grupo
prostético do complexo I), que se reduz a FMNH2 e acaba por ceder os hidrogénios à coenzima Q.
A Equação 43 representa a primeira parte do processo catalisado pela desidrogénase do NADH.
Equação 43
NADH + FMN → NAD+ + FMNH2
Com alguma frequência as oxi-redútases em que um dos substratos é o NADPH catalisam
reações fisiologicamente irreversíveis em que o NADPH funciona como agente redutor. São
reações do tipo:
Equação 44
NADPH + Y → NADP+ + YH2
Nestas reações o NADPH reduz o composto Y cedendo-lhe um ião hidreto. Com muita
frequência as enzimas que catalisam reações deste tipo designam-se “redútase do Y”. São exemplos
a redútase das aldoses (Equação 45 – uma das aldoses possíveis é a glicose que se reduz ao
polialcool correspondente), a redútase do hidroxi-metil-glutaril-CoA (Equação 46) e a redútase do
glutatião (Equação 47).
Equação 45
Equação 46
Equação 47
NADPH + glicose → NADP+ + sorbitol
2 NADPH + hidroxi-metil-glutaril-CoA → 2 NADP+ + mevalonato + CoA
NADPH + GS-SG (dissulfureto do glutatião) → NADP+ + 2 GSH (glutatião)
2.4.a.2 Oxídases e oxigénases
Nalgumas reações enzímicas de oxi-redução o oxigénio molecular é um dos reagentes,
funcionando como oxidante de um outro substrato (um composto orgânico). Quando o O2 é um dos
reagentes as enzimas designam-se de oxídases ou de oxigénases.
Embora haja exceções, o nome oxídase é usado quando, como resultado da redução do O2,
se forma H2O, peróxido de hidrogénio (H2O2) ou o ião superóxido (O2•-) e nenhum dos átomos de
oxigénio fica incorporado no composto orgânico que se oxida. De notar que o O2•- (-½), o H2O2 (1) e a H2O (-2) contêm o elemento oxigénio com números de oxidação menores (os indicados entre
parêntesis) que o oxigénio molecular (zero). São exemplos de oxídases, a oxídase do citocromo c
(Equação 48), a oxídase do protoporfirinogénio III (Equação 49) e a oxídase do NADPH (Equação
50).
Equação 48
Equação 49
Equação 50
2 citocromo c (Fe2+) + ½ O2 + 2 H+ → 2 citocromo c (Fe3+) + H2O
protoporfirinogénio III + 3 O2 → protoporfirina III + 3 H2O2
NADPH + 2 O2 → NADP+ + H+ + 2 O2•-
O nome oxigénase é atribuído às enzimas em que, tal como no caso das oxídases, o
oxigénio molecular é o agente oxidante, mas em que pelo menos um dos átomos do oxigénio fica
incorporado no substrato orgânico que se oxida.
Dentro do grupo das oxigénases destaca-se um grande grupo designado de monooxigénases. As reações catalisadas pelas mono-oxigénases são particularmente complexas porque
existem sempre dois agentes redutores, quer dizer, há duas substâncias distintas (WH2 e VH) que
são oxidadas durante o processo catalítico. Em geral, as reações catalisadas pelas mono-oxigénases
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podem ser interpretadas pensando que um dos redutores (WH2) cede dois átomos de hidrogénio
reduzindo um dos átomos do O2 a H2O enquanto o outro (VH) aceita o outro átomo de oxigénio:
Equação 51
WH2 + O2 + VH → W + H2O + VOH
Porque as mono-oxigénases oxidam simultaneamente duas substâncias distintas também se
designam como oxigénases de função mista. Porque uma dessas substâncias, o VH sofre
hidroxilação durante o processo (converte-se em VOH, “hidroxilando-se”), as mono-oxigénases
deste tipo são, muitas vezes, designadas de hidroxílases do VH. São exemplos a hidroxílase da
fenilalanina (Equação 52) e a hidroxílase da tirosina (Equação 53). Em ambos os casos a substância
que é hidroxilada é um aminoácido e o dador de átomos de hidrogénio ao oxigénio, gerando água, é
a tetrahidrobiopterina.
Equação 52
Equação 53
fenilalanina + tetrahidrobiopterina + O2
→ tirosina + dihidrobiopterina + H2O
tirosina + tetrahidrobiopterina + O2
→ dihidroxifenilalanina (ou L-DOPA) + dihidrobiopterina + H2O
Com frequência as hidroxílases são componentes de um sistema enzímico que, além da
hidroxílase, inclui uma redútase, a redútase do W. Nos dois exemplos acima referidos a
tetrahidrobiopterina (WH2) é oxidada a dihidrobiopterina (W) por ação da hidroxílase mas, para que
o ciclo catalítico possa continuar, tem de ser novamente reduzida a tetrahidrobiopterina. O
componente do sistema enzímico que catalisa a redução da dihidrobiopterina a tetrahidrobiopterina
é a redútase da dihidrobiopterina (Equação 54).
Equação 54
NADPH + dihidrobiopterina → NADP+ + tetrahidrobiopterina
Algumas hidroxílases contêm como grupo prostético um grupo heme que se liga ao O2 (o
agente oxidante nas mono-oxigénases) durante o processo catalítico. Muitas destas hidroxílases
hemínicas designam-se por citocromos P450 e constituem um grande grupo de enzimas. Os
citocromos P450 estão envolvidos na hidroxilação de compostos que são intermediários na síntese
de corticosteroides e na metabolização de xenobióticos, como fármacos. Tal como as outras
hidroxílases acima referidas, os citocromos P450 fazem parte de sistemas enzímicas que incluem
uma redútase, a redútase do citocromo P450 em que o agente redutor é o NADPH. Neste caso, no
entanto, não existe um intermediário exterior à enzima que aceita dos hidrogénios do NADPH. A
redútase do citocromo P450 intervém no processo catalítico no decurso do ciclo catalítico em que o
substrato que vai ser hidroxilado está ligado ao citocromo P450. Tal como já acontecia nos casos
dos sistemas enzímicos que incluíam as hidroxílases da fenilalanina ou da tirosina, a atividade dos
sistemas enzímicos que incluem o citocromo P450 pode ser esquematizada como se segue:
Equação 55
NADPH + O2 + VH → NADP+ + H2O + VOH
De notar que a Equação 55 é a que resulta da soma da Equação 51 com a equação correspondente à
redução de W pelo NADPH. O composto VH é o composto que sofre hidroxilação e pode ser um
xenobiótico, por exemplo.
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2.4.a.3 Peroxídases
As enzimas que catalisam a redução do oxigénio de peróxidos (cujo número de oxidação
passa de -1 a -2) designam-se de peroxídases. São exemplos a peroxídase do glutatião (Equação 56)
e a mieloperoxídase (Equação 57).
Equação 56
Equação 57
2 GSH + H2O2 → GSSG + 2 H2O
Cl- + H2O2 → ClO- (hipoclorito) + H2O
No caso da peroxídase do glutatião, o agente redutor é o glutatião: o número de oxidação do
S do grupo tiol do glutatião reduzido (GSH) é -2 aumentando para -1 no dissulfureto de glutatião
(oxidado; GSSG). A reação também pode ser interpretada como a aceitação pelo oxidante (o
peróxido de hidrogénio) de átomos de hidrogénio cedidos pelo glutatião (que sofre oxidação).
No caso da mieloperoxídase, o agente redutor é o ião Cl- (número de oxidação do cloro = 1) que se oxida a hipoclorito (número de oxidação do cloro = +1). A reação também pode ser
interpretada como a transferência de um átomo de oxigénio entre o oxidante (H2O2) e o redutor (Cl).
2.4.a.4 Reações enzímicas de dismutação
Designam-se como reações de dismutação reações de oxi-redução em que uma mesma
substância funciona, simultaneamente, como oxidante e como redutor. São exemplos as reações
catalisadas pela dismútase do superóxido (Equação 58) e pela catálase (Equação 59).
Equação 58
Equação 59
2 O2•- + 2 H+ → O2 + H2O2
2 H2O2 → O2 + 2 H2O
De notar que na reação expressa pela Equação 58, uma das moléculas de superóxido
(número de oxidação do oxigénio = -½ ) se oxida a O2 enquanto a outra se reduz a H2O2 (número de
oxidação do oxigénio = -1). De forma semelhante, na reação expressa pela Equação 59, enquanto
uma das moléculas de H2O2 se oxida a O2, a outra reduz-se a água.
2.4.b As transférases (EC 2.x.y.z) catalisam reações de transferência de grupos químicos
ou resíduos entre os substratos.
Nas reações catalisadas pelas transférases um substrato dador cede um grupo químico ou
um resíduo T a um outro substrato (o substrato aceitador) que o aceita:
Equação 60
XT + Y ↔ X + YT
As cínases são a subclasse das fosfotransférases que catalisam reações do tipo:
Equação 61
ATP + Y ↔ ADP + Y-P
A ação catalítica de uma cínase pode ser descrita como a transferência do grupo fosfato (P)
terminal do ATP (ou doutro nucleosídeo trifosfato) para um substrato Y que o aceita.
Evidentemente que a reação inversa a esta (a transferência de um grupo fosfato de um composto YP para o ADP) também será catalisada pela mesma cínase. Independentemente do sentido em que a
reação 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 5), a cínase da frutose-6-fosfato
(Equação 28) e a cínase do piruvato (Equação 27).
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As fosforílases e as pirofosforílases são transférases em que o substrato aceitador é,
respetivamente, o fosfato inorgânico (Pi) e o pirosfosfato inorgânico (PPi):
Equação 62
Equação 63
XT + Pi ↔ X + T-P
YT + PPi ↔ Y + T-P-P
No primeiro caso (Equação 62) a enzima denominar-se-ia fosforílase do XT e no segundo
pirofosforílase do YT (Equação 63). Um exemplo de uma fosforílase é a fosforílase do glicogénio
(Equação 64).
Equação 64
glicogénio (n) + Pi → glicogénio (n-1) + glicose-1-fosfato
A reação catalisada pela fosforílase do glicogénio é fisiologicamente irreversível no sentido
indicado pela Equação 64 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 65).
Equação 65
glicose-1-fosfato + UTP → UDP-glicose + PPi
Nas células, a reação catalisada pela pirofosforílase do UDP-glicose também é irreversível
(fisiologicamente irreversível) no sentido indicado pela Equação 65. A causa dessa irreversibilidade
está relacionada com o facto de o PPi ser, nas células, instantaneamente hidrolisado a Pi: sem um
dos produtos a reação não pode ocorrer em sentido inverso. Para compreendermos porque se chama
pirofosforílase do UDP-glicose (uridino difosfato de glicose) à enzima que catalisa a reação
expressa pela Equação 65 temos de pensar na reação 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 reações catalisadas pelas fosforílases e pelas pirofosforílases chamam-se,
respetivamente, fosforólises e pirofosfosforólises. Se atentarmos na Equação 64 notaremos que na
lise do glicogénio o fosfato foi o reagente que provocou essa lise; se atentarmos na Equação 65 (lida
em sentido inverso) notaremos que, na lise do UDP-glicose, o pirofosfato foi o reagente que
provocou essa lise.
2.4.c As hidrólases (EC 3.x.y.z) catalisam reações de hidrólise.
As hidrólases catalisam reações de em que uma molécula de H2O é um dos reagentes e
durante o processo ocorre cisão do outro reagente:
Equação 66
AB + H2O → A + B
Os ligações químicas que podem sofrer hidrólise são as ligações glicosídicas (semiacetal
ligado a hidroxilo, ácido, amina ou outro semiacetal + H2O → semiacetal livre + hidroxilo livre,
ácido livre, amina livre ou outro semiacetal livre), as ligações éster ou tioéster (éster ou tioéster +
H2O → ácido + hidroxilo ou tiol), as ligações amida (amida + H2O → ácido + amina) e as ligações
anidrido (anidrido + H2O → ácido + ácido).
Exemplos de hidrólases em que há rotura de ligações glicosídicas são a maltase (Equação
35) e a fosfátase da frutose-2,6-bisfosfato (Equação 67).
Equação 67
frutose-2,6-bisfosfato + H2O → frutose-6-fosfato + Pi
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Exemplos de hidrólases em que há rotura de ligações éster são a fosfátase da frutose-1,6bisfosfato (Equação 29) e a hidrólase da 6-fosfoglicono-lactona (Equação 68). No caso da hidrólase
da 6-fosfoglicono-lactona a ligação éster que sofre hidrólise é intramolecular (um éster
intramolecular é uma lactona) e por isso, da rotura, não resultam dois compostos mas apenas um.
Equação 68
6-fosfoglicono-lactona + H2O → 6-fosfogliconato
A glutamínase (Equação 69) e a asparagínase (Equação 70) são hidrólases que catalisam a
hidrólise de ligações amida.
Equação 69
Equação 70
glutamina + H2O → glutamato + NH4+
asparagina + H2O → aspartato + NH4+
As reações químicas catalisadas pela ATPase do Na+/K+ (Equação 8) e pela síntase do ATP
(Equação 9) também são hidrólises. Em ambos os casos há rotura da ligação anidrido que existe
entre os fosfatos β e γ do ATP e o outro reagente é a água. No caso da síntase do ATP, por motivos
já explicados (ver Capítulo 1.2), a reação ocorre nas células no sentido inverso à reação de
hidrólise.
As fosfátases são hidrólases em que um dos produtos é o Pi. Numa reação do tipo expresso
pela Equação 71 a enzima seria uma fosfátase do XP. Exemplos de fosfátases já foram apontados
acima (Equação 29 e Equação 67).
Equação 71
XP + H2O → X + Pi
2.4.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.
Nas reações catalisadas pelas líases um dos reagentes que contém uma dupla ligação
combina-se com um segundo reagente de tal maneira que o produto já não contém a dupla ligação:
Equação 72
A=B + C ↔ ABC
Obviamente que a reação inversa à descrita acima também será catalisada por uma líase.
Em geral, as líases têm nomes de uso corrente que nos dizem pouco acerca da reação que
catalisam. A enólase (Equação 73), a fumárase (Equação 74) e a aldólase (Equação 75) são líases.
Equação 73
Equação 74
Equação 75
2-fosfoglicerato ↔ fosfoenolpiruvato + H2O
fumarato + H2O ↔ malato
frutose-1,6-bisfosfato ↔ dihidroxiacetona-fosfato + gliceraldeído-3-fosfato
O fosfoenolpiruvato, o fumarato e o gliceraldeído-3-fosfato contêm duplas ligações que não
existem nem no 2-fosfoglicerato, nem no malato nem na frutose-1,6-bisfosfato. De notar que as
reações expressas pela Equação 73 e pela Equação 74 não são reações de hidrólise. Quando a H2O
reage com o fosfoenolpiruvato ou com o fumarato desaparecem ligações duplas mas não se rompem
ligações glicosídicas, éster, amida ou anidrido. Enzimas com atividades semelhantes às catalisadas
pela enólase ou pela fumárase são às vezes conhecidas como hidrátases: é o caso da hidrátase do 2enoil-CoA (Equação 76).
Equação 76
2-enoil-CoA + H2O → 3-hidroxi-acil-CoA
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2.4.e As isomérases (EC 5.x.y.z) catalisam reações em que um isómero se converte
noutro.
As isomérases catalisam reações de isomerização (A↔B) interconvertendo isómeros. São
exemplos de reações catalisadas por isomérases as expressas pela Equação 77 (isomérase das
hexoses-fosfato), Equação 78 (epimérase das pentoses-5-fosfato) e Equação 79 (mútase do
fosfoglicerato).
Equação 77
Equação 78
Equação 79
glicose-6-fosfato ↔ frutose-6-fosfato
ribulose-5-fosfato ↔ xilulose-5-fosfato
3-fosfoglicerato ↔ 2-fosfoglicerato
Quando os isómeros que se interconvertem são epímeros, a isomérase em questão será uma
epimérase. Quando apenas diferem na posição de um grupo fosfato a isomérase que catalisa a
reação denomina-se mútase.
2.4.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.
As lígases (ou sintétases) catalisam reações dos tipos esquematizados pelas :
Equação 80
Equação 81
ATP (ou GTP) + A + B ↔ ADP (ou GDP) + Pi + AB
ATP (ou GTP) + A + B ↔ AMP (ou GMP) + PPi + AB
Nos casos dos exemplos as sintétases que catalisassem estas reações poderiam denominarse, em ambos os casos, sintétase do AB. São exemplos de sintétases a sintétase de acil-CoA
(Equação 82), a sintétase do succinil-CoA (Equação 34) e a carboxílase do piruvato (Equação 31).
Equação 82
ácido gordo + CoA + ATP → acil-CoA + AMP + PPi
As sintétases são as enzimas em que mais facilmente se percebe que a reação que catalisam
pode ser entendida como o somatório de uma reação de hidrólise (exergónica) acoplada a uma
reação inversa a uma outra reação de hidrólise (endergónica). Nas mitocôndrias, a reação catalisada
pela sintétase do succinil-CoA (ver Equação 34) evolui habitualmente no sentido da formação de
succinato, CoA e GTP (ou ATP): geralmente, no ciclo de Krebs, a reação de hidrólise do succinilCoA é a componente exergónica de um processo global em que a formação de ATP (ou GTP) a
partir de ADP (ou GDP) + Pi é a componente endergónica.
2.4.g Por tradição algumas enzimas chamam-se vulgarmente síntases.
A palavra síntase não faz parte do léxico da classificação das enzimas, mas está
popularmente associada a algumas enzimas. Em todas as reações se sintetizam compostos e não
será de estranhar que um investigador que tenta descobrir a enzima que sintetiza o composto A,
acabe por chamar síntase do A à enzima que descobriu e que catalisa a síntese de A.
A enzima que, nos seres vivos, catalisa a síntese do glicogénio (Equação 83) chama-se
síntase do glicogénio e facilmente se compreende que esteja classificada como uma transférase: a
síntase do glicogénio catalisa a transferência de um resíduo de glicose do UDP-glicose para uma
molécula de glicogénio que fica com mais um resíduo de glicose.
Equação 83
glicogénio (n) + UDP-glicose → glicogénio (n+1) + UDP
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A síntase do citrato catalisa uma reação mais complexa (Equação 84) e é fácil de
compreender que a sua classificação na classe das líases não tenha qualquer relevância no nome que
vulgarmente lhe é atribuído.
Equação 84
acetil-CoA + oxalacetato + H2O → citrato + CoA
Este texto foi, na sua 1ª versão, escrito em novembro de 2005 por Rui Fontes que agradece todas as
críticas que queiram fazer-lhe. Foi revisto nos anos de 2007, 2008, 2009, 2010 e 2011 (sempre entre
setembro e dezembro).
3 Bibliografia
Como bibliografia geral foram consultados diversos livros de texto de Bioquímica e de Química
assim como:
Cvitas, T. (2007) The Gibbs function of a chemical reaction, Croatica Chemica Acta. 80, 605-612.
Banks, B. E. & Vernon, C. A. (1970) Reassessment of the role of ATP in vivo, J Theor Biol. 29, 301-26.
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