1 BIOCHEMIE des Stoffwechsels (772.113)

Abhängigkeit der Spontaneität einer Reaktion von der
Reaktions-Enthalpie und Reaktions-Entropie
BIOCHEMIE des Stoffwechsels
(772.113)
3. Einheit
Thermodynamische Konzepte für
biologische Systeme (2)
Thermodynamische Parameter einfacher Prozesse
Reaktion
Hr(kJ/mol) Sr(kJ/mol.K) Gr(kJ/.mol)
Hydratation von Ionen (25°C)
Na+(g) + Cl-(g)  Na+(aq) + Cl-(aq)
-760
-0,185
-705,0
Dissoziation von Ionen in Lösung
H2O(l) + CH3COOH(aq)  H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
-10,3
-0,126
27,26
-0,071
22,7
Transfer von Toluol in Wasser
+ 1,72
Ist die Freie Reaktionsenthalpie, Gr, bei einer bestimmten
Zusammensetzung null, dann hat das System weder die Tendenz zur
Bildung von Produkten noch zur Bildung von Edukten, es befindet
sich im Gleichgewicht.
Das Kriterium für chemisches Gleichgewicht bei konstantem
Druck und konstanter Temperatur ist daher (Sges = 0):
Gr = 0
Beispiel:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Der Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante Keq einer bestimmten
Reaktion ergibt sich bekanntlich aus der Zusammensetzung der
Reaktionsmischung im Gleichgewicht. Am Weg zum Gleichgewicht
wird die Zusammensetzung der Reaktionsmischung durch den
Reaktionsquotienten Q beschrieben.
Hr Sr Gr = Hr - TSr 
-
+
Reaktion bei allen Temperaturen spontan
(exergonisch)
-
-
Reaktion durch Enthalpie begünstigt, aber durch die
Entropie gehindert. Sie läuft nur unterhalb
T = Hr /Sr freiwillig ab.
+
+
Reaktion von der Enthalpie her ungünstig
(endotherm), aber durch die Entropie begünstigt. Sie
ist spontan oberhalb T = Hr /Sr
+
-
Reaktion in allen Temperaturbereichen
endergonisch
Freie Reaktions-Enthalpien bei beliebigen
Konzentrationen
Die Freie Standard-Reaktions-Enthalpie, Gr, ist mit einem sehr
speziellen Reaktionstyp verknüpft, nämlich mit dem Übergang von
reinen, unvermischten Reaktanten in ihren Standardzuständen zu den
reinen, unvermischten Produkten in ihren Standardzuständen. In der
Biochemie
sind
natürlich
die
zellulären
StoffmengenKonzentrationen relevant. Viel interessanter als die Gr-Werte ist
die Frage, ob eine bestimmte Mischung von Reaktanten und
Produkten die Tendenz zur Bildung weiterer Produkte hat.
Die Freie Reaktionsenthalpie, Gr, gibt nun die Änderung der
Freien Enthalpie bei einer Reaktion an. Der Prozess tendiert in jene
Richtung, die mit einer Abnahme der Freien Enthalpie einhergeht.
Wenn Gr für ein vorliegendes Mischungsverhältnis negativ ist,
haben die Edukte (Reaktanten) die Neigung zur Bildung weiterer
Produkte.
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Der Reaktionsquotient Q ist
Q = (PNH3/P)2 / [(PN2/P)  (PH2/P)3]
Px ist der
Partialdruck der
Spezies X und
P ist der
Standardzustand (1 bar)
Wenn das System seine Gleichgewichtszusammensetzung erreicht,
entspricht der Reaktionsquotient der Gleichgewichtskonstante Keq
(Q = Keq). Es hat sich ein dynamisches Gleichgewicht
(Geschwindigkeit der Hin- und Rückreaktion ist ident!) etabliert:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Keq
Der Reaktionsquotient bzw. die Gleichgewichtskonstante wird
üblicherweise mit Hilfe der Aktivitäten, a, ausgedrückt:
Q = (aNH3)2 / [(aN2)  (aH2)3]
1
Q = (aNH3)2 / [(aN2)  (aH2)3]
Die Aktivität, a, ist eine dimensionslose Größe. In der Regel ist es
ausreichend, die folgenden Werte für a zu verwenden:
Keq >> 1
In der Gleichgewichts-Reaktionsmischung
dominieren die Produkte
In der Gleichgewichts-Reaktionsmischung
dominieren die Edukte
Für ideale Gase:
ax = Px/P
Keq << 1
Für reine Flüssigkeiten und Feststoffe:
ax = 1
Für gelöste Stoffe bei geringer Konzentration:
ax = [X]/(1 mol/L)
Die Werte von Gr und Gr sind über einen einfachen Ausdruck
miteinander verknüpft, den man in zwei Schritten herleiten kann:
Aktivitäten berücksichtigen die Wechselwirkungen zwischen den
einzelnen Spezies, etwa intermolekulare Wechselwirkungen (DipolWechselwirkungen, Wasserstoffbrücken usw.).
Gr = Gr + RTlnQ
Ableitung:
Es ist immer zu beachten, dass das Gleichgewicht dynamisch ist.
Für ein ideales Gas hängt die Freie Enthalpie mit seinem
Partialdruck p in einer Mischung folgendermaßen zusammen:
G = G + nRTln(P/P)
mit P = 1 bar

G = G + nRTlna
mit a = P/P
Beispiel: Gleichgewicht zwischen Oxyhämoglobin, HbO2, und
Desoxyhämoglobin (Hb):
Hb(aq) + O2(g)  HbO2(aq)
Im Gleichgewicht entspricht die Geschwindigkeit der Sauerstoffanlagerung gleich der Geschwindigkeit der Abdissoziation!
G = G + nRTlna
dG = VdP
mit a = P/P
Wenn die Probe nicht kompressibel ist (also V von P unabhängig
ist), liefert die Integration
Hat das Gas einen Druck von 1 bar, dann ist a = P/P = 1
und G = G
G = VP
Beweis für G = G + nRTlna
Bei einem Gas muss die Gesamtänderung der Freien Enthalpie beim
Übergang vom Anfangsdruck PA zum Enddruck PE der Tatsache
entsprechen, dass sich V mit dem Druck ändert 
Ideales Gasgesetz: V = nRT/P
Es gilt für Prozeß bei konstanter Temperatur:
dG = dH – TdS
Mit
H = U + PV
und dH = dU + PdV + VdP
folgt
PE
dH = dq + dw + PdV + VdP
Mit
dw = -pdV
und
dq = TdS (für reversible Änderungen)
G =
VdP = nRT (1/P)dP = nRTln(PE/PA)
PA
PA
dH = TdS –PdV + PdV + VdP = TdS + VdP
PE
P
dann G = G; Wenn PE = P dann G = G - G;
dG = dH – TdS = TdS + VdP - TdS
Wenn PA =
dG = VdP
G = G - G = nRTln(P/P) bzw. G = G + nRTlna
Beispiel: Die Freie Enthalpie eines Gases (1 mol), dessen Druck
infolge einer Reaktion bei 25°C von 1 bar auf 0,5 bar abnimmt,
ändert sich folgendermaßen:
Die Freie Reaktions-Enthalpie bei der angegebenen
Zusammensetzung ist die Differenz aus Produkten und Edukten:
G = G + nRTlna = G + [(1 mol)(8,314 JK-1mol-1)(298 K) (ln0,5)]
G = G + (1 mol).RT.{lnaC3 – lnaAaB2}
G = G + nRTlna = G - 1717 J = G - 1,7 kJ
G = G + (1 mol).RT.ln (aC3 / (aAaB2)
G = (3 mol)  GC - {(1 mol)  GA + (2 mol)  GB}
Einführen der molaren Reaktions-Enthalpie Gr
Allgemeine Reaktion:
Gr = G /1 mol
A(g) + 2 B(g)  3 C(g)
Reaktionsquotient Q = (aC3 / (aAaB2)
Die Freie Enthalpie von 3 mol C in einem Reaktionsstadium mit
dem Partialdruck PC ist (mit aC = PC/P):
GC = (3 mol)  {GC
+
RTlnaC} = (3 mol) GC + (1 mol)  RTlnaC
GA = (1 mol) GA + (1 mol) RTlnaA
GB = (2 mol) GB + (1 mol)  RTlnaB2

Gr = Gr + RTlnQ
3
Der Term RTlnQ zählt zum Wert von Gr entweder etwas hinzu
(Q > 1 und lnQ > 1) oder zieht etwas ab (Q < 1 und lnQ < 0).
Deshalb ändert sich während der Reaktion Gr!
2
Wenn Reaktion das Gleichgewicht erreicht hat, dann gilt:
Gr = 0 = Gr + RTlnQ
Im Gleichgewicht entspricht Q = Keq und es folgt:
Gr = -RTlnKeq
Dies ist eine der wichtigsten Gleichungen der chemischen
Thermodynamik, da sie die Angabe der Gleichgewichtskonstante
für jede Reaktion aus Tabellenwerken mit thermodynamischen
Daten erlaubt. Umgekehrt kann bei Kenntnis der GleichgewichtsKonzentrationen die Freie Standard-Reaktions-Enthalpie errechnet
werden.
Reaktion:
aA + bB  cC + dD
Gleichgewicht: Gr = 0
Gr = -RTlnKeq = -RTln {[C]ceq[D]deq/[A]aeq[B]beq}
Die Gegenwart eines Katalysators hat keinen Einfluß auf die
Gleichgewichtskonstante einer Reaktion.
Es gilt:
Verknüpfung von Keq mit Gr bei 25°C (298 K)
Keq
Gr (kJ/mol)
--------------------------------------------106
-34,3
104
-22,8
102
-11,4
101
-5,7
100
0,0
Gr = -RTlnKeq
10-1
5,7
10-2
11,4
10-4
22,8
10-6
34,3
Änderung von Keq (25°C) um Faktor 10 führt zu einer
Änderung von Gr um 5,7 kJ/mol
Die Freie Reaktions-Enthalpie als Funktion der Entfernung der
Reaktion vom Gleichgewicht. Reaktion: A  B
Gr = Gr + RTlnQ
Gr = -RTlnKeq
Gr entspricht der Differenz der Freien-Standard-Enthalpien von
Produkten und Reaktanten und hat damit unabhängig von der
Reaktionsführung immer denselben Wert! Selbst wenn ein Enzym
die Reaktion beschleunigt, indem es einen anderen Weg von Edukten
zu Produkten ermöglicht, hat es keinen Einfluß auf den Wert von
Gr und damit auch keinen auf die Gleichgewichtskonstante.
Die Gleichgewichts-Zusammensetzung einer Reaktionsmischung
ist unabhängig von der Gegenwart eines Katalysators!
Keq = [B]eq/[A]eq
Energieinhalt
des
Systems
Gr > 0
Gr < 0
Q = Keq
Gr = 0
Reines A
0,001K
0,01K
0,1K
Keq
Reines B
10K
100K
1000K
Reaktionsquotient Q = [B]/[A]
Die Änderung der Freien Enthalpie, Gr, liefert eine
quantitative Aussage über den Maximalwert an nützlicher
(nichtexpansiver) Arbeit, die eine Reaktion leisten kann, die
bei konstanter Temperatur und konstantem Druck stattfindet.
Ist Gr = 0, befindet sich das System im Gleichgewicht und
kann keine “nützliche” Arbeit leisten.
Wieso nichtexpansive Arbeit?
dG = dwrev + TdS + PdV –TdS = dwrev + PdV
wrev = dwrev,exp + dwrev,nonexp = -PdV + dwrev,nonexp
dG = dwrev + PdV = -PdV + dwrev,nonexp + PdV
dG = dwrev,nonexp
dG = dH – TdS = dU + PdV –TdS = dw + dq + PdV –TdS
“Nützliche” Arbeit in biologischen System ist z.B.
T = konstant; P = konstant
(Bio)synthetische Arbeit: z.B. Knüpfen von Bindungen
Maximale Arbeit wird nur erreicht, wenn der Prozess reversibel
geführt wird:
Mechanische Arbeit: Änderungen des Ortes und der Richtung
(z.B.: Muskelkontraktion oder Wanderung der Chromosomen
bei der Mitose)
dG = dwrev + dqrev + PdV –TdS mit dqrev = TdS
dG = dwrev + TdS + PdV –TdS = dwrev + PdV
Konzentrations- und elektrische Arbeit: Bewegung von
Molekülen und Ionen über Membranen
3
Beispiel: Oxidation von 1 mol Glucose
C6H12O6(s) + 6 O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(g)
Gr = -2885 kJ/mol
Die maximale nichtexpansive Arbeit, die aus einem Mol
Glucose erhalten werden kann, ist also 2,88  103 kJ!
Biochemische Reaktionen laufen in der Regel in wässrigen Medien
und bei pH 7 ab.
Gr‘ symbolisiert die Standard-Reaktions-Enthalpie bei pH 7.
Wie ist der Zusammenhang zwischen der chemischen StandardReaktions-Enthalpie (pH = 0), Gr, und dem biologischen
Standardzustand, Gr‘ (pH 7.0)? Wie muss man Wasser, das
explizit im Zuge einer Reaktion entsteht oder verbraucht wird, im
Reaktionsquotienten bzw. in der Gleichgewichtskonstante
berücksichtigen?
Um 1 mol Peptidbindung zu knüpfen, muss z.B. 17 kJ an Arbeit
investiert werden.
Folgendes ist zu beachten:
Fazit: Durch die Oxidation von einem Glucose-Molekül können
170 Peptidbindungen geknüpft werden.
A) Wenn an der Reaktion weder Wasser noch Protonen beteiligt sind,
stimmen Gr und Gr‘ überein.
B) Werden im Zuge einer biochemischen Reaktion werden Protonen
freigesetzt, dann gilt: A  B- + n H+ mit Keq‘ =Keq[H+]neq
 Gr‘ = Gr + nRTln[H+]eq
Beispiel:
(C)
Werden im Zuge einer biochemischen Reaktion Protonen
verbraucht, dann gilt: A- + n H+  B mit Keq‘ = Keq / [H+]neq
 Gr‘ = Gr + RTln(1/[H+]n) = Gr - nRTln[H+]eq
(D)
Entstehen im Verlauf einer biochemischen Reaktion H2OMoleküle, dann gilt:
A + B  C + D + n H2 O
Gr = -RTlnKeq = -RTln ([C]eq[D]eq[H2O]eqn/[A]eq[B]eq)
Gr‘ = -RTlnKeq‘ = -RTln([C]eq[D]eq /[A]eq[B]eq)
und damit
Gr‘ = Gr + nRTln[H2O]
mit [H2O]eq = 55,5 mol/l und bei T = 298 K gilt
NH
Die Freie Standard ReaktionsEnthalpie der Hydrolyse-Reaktion O
von Phosphocreatin beträgt bei 37°C
–42,8 kJ/mol.
O
O
P HN
N
O
CH3
O
Phosphocreatin(aq) + H2O(l)  Creatin(aq) + Pi(aq)
Gr‘ (37°C)= - 42,8 kJ/mol
Die physiologische Konzentrationen von Phosphocreatin, Creatin und
anorganischem Phosphat liegen typischerweise zwischen 1 mM und 10
mM. Annahme: Sie betragen 1 mmol/L. Berechnen Sie die
Reaktionsenthalpie unter diesen Bedingungen:
Temperatur:
Gr’= Gr
37°C = 310 K
’ +
RTlnQ =
Gr‘ = Gr + n.(9,96 kJ/mol)
- 42800 J/mol + (8,314 J/mol.K)(310 K)
ln([0,001][0,001]/[0,001])
Gr’ = - 60,5 kJ/mol
Beispiel:
Beispiel:
Man lasse die Hydrolyse von Fructose-1-P,
Die Freie Enthalpie für die Hydrolyse
von Acetylphosphat unter
biologischen Standardbedingungen ist
Gr‘ = - 42,3 kJ/mol:
Fructose-1-P(aq) + H2O(l)  Fructose(aq) + Pi(aq)
bei 25°C ins Gleichgewicht kommen. Die ursprüngliche
Konzentration von Fructose-1-P war 0,2 mol/L. Wenn das System
H
H
O
C
C
OPO32-
H
Acetylphosphat
das Gleichgewicht erreicht, beträgt die Konzentration von Fructose-
Acetyl-P(aq) + H2O(l)  Acetat(aq) + Pi(aq)
1-P nur mehr 6,52 x 10-5 mol/L. Berechnen Sie die
der Hydrolyse von Fructose-1-P unter Standardbedingungen.
Kalkulieren Sie die Freie Enthalpie für die Hydrolyse von
Acetylphosphat in einer Lösung von 2 mM Acetat, 2 mM Phosphat
und 3 mM Acetylphosphat bei 25°C.
Keq‘ = [0,2][0,2]/[6,52  10-5] = 613,5
Gr‘ = Gr‘ + RTlnQ = - 42,3 kJ/mol + (8,314 J/mol.K)(298 K)
Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion und die Freie Enthalpie
Gr‘ = -RTlnKeq‘ = - (8,314 JK-1mol-1)  (298 K)  ln(613,5) =
-15904 J/mol = -15,9 kJ/mol
ln([0,002][0,002]/[0,003])
Gr‘ = -42,3 kJ/mol - 16401 J/mol = - 58,7 kJ/mol
4
Abhängigkeit der Freien Reaktions-Enthalpie von
der Temperatur
Die Gleichgewichtskonstante einer Reaktion ändert sich mit der
Temperatur. Der einfachste Weg, Größe und Richtung dieses
Effektes zu bestimmen, besteht darin, den Einfluß der Temperatur
auf Gr‘ zu ermitteln.
Es gilt:
lnK‘x,eq = lnK‘eq + (Hr‘ / R) (1/T – 1/Tx) und
Gr,x‘ = -RTlnK‘x,eq
Es gilt:
Gr‘ = Hr‘ - TSr‘
Gr‘ = Hr‘ - TSr‘
Hr und Sr ändern sich nicht signifikant mit der Temperatur,
da sowohl die Enthalpien als auch die Entropien der Edukte und
Produkte durch die Temperaturänderung beeinflußt werden.
Wegen Gr‘ = Hr‘ - TSr‘ hängt die Freie Enthalpie aber
von der Temperatur ab.
Gr‘ = Hr‘ - TxSr‘
Van‘t Hoff‘sche Gleichung
Für eine bestimmte Temperatur T gilt: Gr’ = -RTlnK’eq
lnK’eq = - Gr‘ / RT = - (Hr‘ / RT) + (Sr‘ / R)
Bei einer anderen Temperatur Tx ergibt sich mit
Gr‘ = Hr‘ - TxSr‘
lnK‘x,eq = lnK‘eq + (Hr / R) (1/T – 1/Tx)
bzw.
lnK’x,eq = - Gr‘ / RTx = - (Hr‘ / RTx) + (Sr‘ / R)
Tx > T und Hr‘ negativ (exotherme Reaktion)
 K‘x,eq < K‘eq
Annahme:
lnK’eq = - Gr‘ / RT = - (Hr‘ / RT) + (Sr‘ / R)
Die Differenz beider Ausdrücke ist
Die Gleichgewichtskonstante einer exothermen
Reaktion nimmt mit steigender Temperatur ab!
lnK‘eq – lnK‘x,eq = - (Hr‘ / R) (1/T – 1/Tx)
Umgeformt ergibt sich
lnK‘x,eq – lnK‘eq = (Hr‘ / R) (1/T – 1/Tx )
lnK‘x,eq = lnK‘eq + (Hr‘ / R) (1/T – 1/Tx)
Annahme:
van‘t Hoff‘sche
Gleichung
Tx > T und Hr‘ positiv (endotherme Reaktion)
 K‘x,eq > K‘eq
Die Gleichgewichtskonstante einer endothermen
Reaktion nimmt mit steigender Temperatur zu!
Beispiel: Denaturierung von Chymotrypsinogen (siehe Einheit 2)
Es wurden K‘eq bei verschiedenen Temperaturen bestimmt.
Hr‘ wird aus der
Steigung der Kurve
ermittelt. Für 54,5°C
gilt:
R lnK eq
25
54,5°C
10
-5
Hr
-3,31 - (-17,63)
= 14,42
-20
-35
2.98
van‘t Hoff‘sche
Gleichung
‘
=
(-14,42) / [(-0,027) 10-3]
= 533 kJ/mol
3,04 - 3,067
= -0,027
3.03
3.08
-1
1000/T (K )
d(lnK‘eq)
Hr’ = -R. -----------d(1/T)
R(lnK‘x,eq – lnK‘eq) = (Hr‘) (1/T – 1/Tx )
R(lnK‘x,eq – lnK‘eq) /(1/T – 1/Tx ) = Hr
bzw.
Sind bei einer Reaktion die
d(lnK‘eq)
Gleichgewichtskonstanten bei mehreren
Hr’ = -R. ------------ Temperaturen bekannt, so kann in diesem
Temperaturbereich die Reaktions-Enthalpie
d(1/T)
ermittelt werden.
T(K):
324,4
326,1
327,5
329
330,7
332,0
333,8
K‘eq:
0,041
0,12
0,27
0,68
1,9
5,0
21
Denaturierung von
Chymotrypsinogen
Gr
’ = -RTlnK ‘ =
Gr’ = -RTlnK‘eqeq =
= -(8,314 J/mol.K)(327,5K) ln(0,27)
= -(8,314 J/mol.K)(327,5K) ln(0,27)
= 3,56 kJ/mol
= 3,56 kJ/mol
Gr’,
kJ/mol
Mit Hilfe der
bekannten
Abhängigkeit von
Keq von T, kann
Gr’ bei
verschiedenen T
ermittelt werden.
Denaturierung eines
Proteins: Ab einer
bestimmten
Temperatur wird
Gr’ negativ und die
Denaturierung findet
statt!
5
Denaturierung von Chymotrypsinogen
Beispiel:
Gr’ = 3,56 kJ/mol = Hr - TSr
= -(3560-533000) / 327,5
Die Gleichgewichtskonstante für die Reaktion A  B ist 0,5 bei
20°C und 10 bei 30°C. Kalkulieren Sie Hr für diese Reaktion,
unter der Annahme, dass Hr von der Temperatur unabhängig ist.
Bestimmen Sie Gr und Sr bei 20°C und 30°C.
= 1620 J / (K. mol)
Gr‘ = - RTln K‘eq
Hr’ = 533 kJ/mol (54.5°C)
Sr’ = -(Gr’ -Hr )/T
Sr,
kJ/mol
20°C: Gr‘ = - (8,314 J/mol.K).(293 K) ln0,5 = 1,69 kJ/mol
Im Zuge der
Temperaturerhöhung
wird der entropische
Beitrag immer
positiver (günstiger)
30°C: Gr‘ = - (8,314 J/mol.K).(303 K) ln10 = - 5,8 kJ/mol
Hr‘ = -R.dln(K‘eq)/d(1/T) = - 8,314{ln10 - ln0,5}/{1/303 - 1/293}
= 221,14 kJ/mol
Sr‘ = -{(G - H)/T} = -{(1,69 kJ - 221,13 kJ) / (293 K)} =
0,75 kJ/K.mol (20°C)
Intermediate des Stoffwechsels mit
hohem Gehalt an Freier Enthalpie
Abhängigkeit der Freien Reaktions-Enthalpie
vom Druck
Die Größe lnK’eq ist proportional zu Gr’.

Adenosintriphosphat
Gr’ ist definiert als die Differenz der Freien Enthalpien der
Substanzen in ihren Standardzuständen, d.h. bei einem Druck von
1 bar und pH 7,0! Deshalb ist Gr’ unabhängig vom Druck
während der Reaktion.

Abhängigkeit der ATP-Hydrolyse vom pH-Wert, der
Konzentration an Erdalkali-Ionen und den tatsächlichen
zellulären Konzentrationen von ATP, ADP und
anorganischem Phosphat
Die Gleichgewichtskonstante ist unabhängig vom Druck!

Gruppenübertragungspotentiale
Das bedeutet jedoch nicht, dass die einzelnen Partialdrücke oder
Konzentrationen der Reaktionspartner gleich bleiben! Generell ist
es so, dass bei einer Gasphasen-Reaktion eine Druckerhöhung die
Gleichgewichts-Zusammensetzung so verändert, dass die Anzahl
der Moleküle in der Gasphase verringert wird (Beispiel HaberBosch-Verfahren!).

Gekoppelte Reaktionen

Thermodynamische Betrachtung der „energiereichen“
Intermediate des Stoffwechsels
OO
ATP
N
CH2
N
H2N
O
N
N
P
O-
O
O
O
O
P
P
-
O O
N
CH2
N
Adenosintriphosphat
1941: Erkennung seiner
Rolle im Energiestoffwechsel der Zelle durch
Fritz Lipmann
und Herman Kalckar
H2N
N
O
OH
HO
O
O
P
P
O

N
Adenin
P
O-
O
OH
ATP,
O-
O
O-
HO

Adenosintriphoshat, ATP
O -O
O-

Phosporylgruppen: -, -, 
Adenosin
Adenosinmonophosphat (AMP)
ATP + H2O  ADP + Pi
Gr‘ = -35.7 kJ/mol
6
ATP-Hydrolyse
pH-Wert und
Ionisierungsgrad
Die Änderung der Freien Enthalpie im Zuge einer (bio-)chemischen
Reaktion hängt von der Natur der Edukte und Produkte, der
Temperatur, den aktuellen zellulären Konzentrationen der Edukte
und Produkte und dem pH-Wert ab.
ATP hat 5 dissoziierbare Protonen:
pKa = 4,06
NH3
pKa = 6,95
O
a) pH-Wert und Ionisierungsgrad
HO
b) Konzentration von Metallionen
P
O
O
O
P
OH
OH
O
P
NH2
O
Gr‘,
kJ/mol
O
O
P
O
O
O
P
N
CH2
Mg2+
ATP4- + H2O 
ADP3- + HPO42- + H+
Abhängigkeit der Freien Enthalpie der Hydrolyse von ATP
von den tatsächlichen zellulären Konzentrationen
Die Änderung der Freien Enthalpie der Hydrolyse von ATP in
Abhängigkeit von der Entfernung vom thermodynamischen
Gleichgewicht (ATP4- + H2O  ADP3- + HPO42- + H+):
Annahme: Keq (pH 7; [Mg2+] = 10 mmol/L) = 1.0  105
_________________________________________________________________________
Gr’
[ATP]/[ADP], wenn
(kJ/mol)
[Pi] = 10 mmol/L
1
0
10-7
105
103
102
-11,4
10-5
10
104
-22,8
10-3
1
105
-28,5
10-2
0,1
106
-34,2
10-1
10-3
108
-45,6
10
10-5
1010
-57
103 typisch für
Mitochondrien: [Pi] = 10 mM; [ATP] = 10 mM; [ADP] = 50 µM
Keq/Q
Gr‘,
OH
Alkalischer Bereich, pH > 7.0:
Pro pH-Einheit wird bei der
ATP-Hydrolyse um 5,7 kJ/mol
mehr an Energie frei. Warum:
[H+] ist im Zähler des
Massenwirkungsgesetzes.
Q
Mg2+, Ca2+, Na+ und K+ gehören zu den Mengenelementen („bulk
elements“) in biologischen Systemen. Die Freie Enthalpie der
ATP-Hydrolyse hängt von der Erdalkali-Konzentration der Zellen
ab:
O
O
OH
pKa =
6,95
N
N
O
OH
Abhängigkeit der Freien Enthalpie der ATP-Hydrolyse
von Metallionen
N
P
O
völlig deprotoniert
Abhängigkeit der Freien Enthalpie der Hydrolyse
von ATP vom pH-Wert:
O
CH2
OH
Dies gilt generell für alle Verbindungen mit hohen Phosphatgruppenübertragungspotentialen (siehe unten).
N
N
O
OH
c) Tatsächliche zelluläre Adenylat-Konzentrationen
HO
N
N
Das Hydrolysegleichgewicht von ATP ist sehr komplex. Die Freie
Enthalpie der Hydrolyse von ATP hängt von folgenden Faktoren ab:
(mM) (kJ/mol)
0
5
-35,7
G‘,
kJ/mol
NH2
N
N
O
-31,0
O
O
HO P O P O P O CH2
O
O
N
N
O
O
OH
OH
Typische Verhältnisse:
pH = 7, [Mg2+] = 5 mmol/L
 Gr‘ = -31,0 kJ/mol
5 mM
Alle lebenden Organismen verwenden ATP um Freie Enthalpie
zwischen energieproduzierenden und energieverbrauchenden
Systemen zu übertragen. Vorgänge, die mit einer starken Abnahme
der Freien Enthalpie verbunden sind (wie z.B. der oxidative Abbau
von Kohlenhydraten oder Fettsäuren), werden dazu verwendet um
die Bildung von ATP anzutreiben.
Die Hydrolyse von ATP wiederum wird dazu verwendet,
biosynthetische Reaktionen und andere Prozesse, die einen Anstieg
an Freier Enthalpie erfordern, zu ermöglichen.
ATP kann auf mehrere Arten hydrolysiert werden:
ATP + H2O  ADP + Pi
Gr’ = -31,0 kJ/mol
ADP + H2O  AMP + Pi
Gr’ = -31,0 kJ/mol
ATP + H2O  AMP + PPi
Gr’ = -32,2 kJ/mol
Pi, anorganisches Phosphat (HPO42-); PPi, Pyrophosphat (HP2O73-).
7
Täglicher ATP-Verbrauch eines Menschen (70 kg)
Gruppenübertragungspotential
Viele (bio-)chemische Reaktionen involvieren den Transfer einer
funktionellen Gruppe von einem DONOR-Molekül auf ein
AKZEPTOR-Molekül (z.B. Wasser). Das Konzept der
Gruppenübertragungspotentiale erklärt die Tendenz solcher
Reaktionen.
Bei der Hydrolyse von biologischen Phosphorylverbindungen
entspricht das Gruppenübertragungspotential der Änderung der
Freien Enthalpie beim Transfer der Phosphatgruppe auf das
Akzeptormolekül Wasser.
Kalorienverbrauch pro Tag: z.B. 2800 kcal = 11700 kJ
Annahme:
Die thermodynamische Effizienz (Wirkungsgrad) der
biochemischen Prozesse sei 50 %
Hydrolyse von ATP unter typischen zellulären Bedingungen liefert
etwa 50 kJ/mol
Aufnahme von 11700 kJ mit 50% Wirkungsgrad:
5860 kJ werden in Form von ATP gespeichert.
Das entspricht 5860 kJ /(50 kJ/mol) = 117 mol ATP pro Tag
Bindungen, deren Hydrolyse mit stark negativen Gr‘ Werten
einhergehen (< -25 kJ mol-1), werden als „energiereich“ bezeichnet
und mit einer Schlangenlinie (~) symbolisiert:
M (ATP, Dinatriumsalz) = 551 g/mol
117 mol  (551 g/mol) = 64467 g = 64,467 kg ATP pro Tag
ATP: A-R-P ~ P ~ P
Mensch enthält etwa 50 g ATP, d.h. 1 ATP wird pro Tag etwa
1300mal recycliert
A = Adenyl-, R = Ribosyl-, P = Phosphorylrest
Intermediate des Stoffwechsels mit
hohem Gehalt an Freier Enthalpie
-
O
O
N
H2N
 O
-
CH2
N
O
N
N
P
O

P
O
O
O
P
O -O
O-

Adenosintriphosphat

Abhängigkeit der ATP-Hydrolyse vom pH-Wert, der

Konzentration an Erdalkali-Ionen und den tatsächlichen
zellulären Konzentrationen von ATP, ADP und
OH
anorganischem Phosphat
HO
Die Änderung der freien Enthalpie bei Übertragung der - (aus
ATP) bzw. -ständigen (aus ADP) Phorphorylgruppe auf H2O ist
stark negativ (< -25 kJ/mol). ATP bzw. ADP sind „energiereich“,
ihr Gruppenübertragungspotential ist groß.

Freie Standard-Enthalpie der Phosphathydrolyse bei einigen
biologisch relevanten Verbindungen
Verbindung
Gr
Phosphoenolpyruvat
-61,9
1,3-Bisphosphoglycerat
-49,4
‘
Acetylphosphat
-43,1
Phosphocreatin
-43,1
PPi
-33,5
ATP  AMP + PPi
-32,2
ATP  ADP + Pi
-31,0
Glucose-1-phosphat
-20,9
Fructose-1-phosphat
-16,0
Glucose-6-phosphat
-13,8
Glycerin-3-phosphat
-9,2
Gruppenübertragungspotentiale
Phosphoenolpyruvat, PEP
(kJmol-1)
-
O
Phosphorylierung
von ADP
O
OPO32-
C
C
PEP + H2O  Pyruvat + Pi
O
-
O
P
O
-
O
Phosphorylierung
der
Hydrolyseprodukte
durch ATP
CH2
H
OH
C
C
H
H
Gr’ = -61,9 kJ/mol
O
C
OPO32-
1,3-Bisphosphoglycerat
1,3-Bisphosphoglycerat + H2O  3-Phoshoglycerat + Pi + H+
Gr’ = -49,4 kJ/mol
8
H
O
C
H
C
OPO3
2-
Acetylphosphat
-
O
O
NH3+
C
C
H
NH H
(CH2)3 N
C
Argininphosphat
PO32-
N
H
H
Acetylphosphat + H2O  Acetat + Pi +
H+
Gr’ =
-47,3 kJ/mol
Gr’ = -38,1 kJ/mol
Argininphosphat + H2O  Arginin + Pi
NH2
NH
O
O
N
N
O
P HN
Creatinphosphat
N
CH3
O
O
HO
O
P
O
O
O
Creatinphosphat + H2O  Creatin + Pi
O
P
O
O
P
CH2
Adenosintriphosphat, ATP
O
O
OH
Gr’ = -43,1 kJ/mol
N
N
O
OH
Gr’ = -31 kJ/mol
ATP + H2O  ADP + Pi
NH2
O
O
P
O
P
O
N
N
O
CH2
O
H
Adenosindiphosphat,
ADP
H
OH
O
O
H
OH
Gr’ = -31 kJ/mol
ADP + H2O  AMP + Pi
O
O
P
O
P
-
H
OH
OH
O
H
OH
O
NH
H
O
N
O
O
CH2OH
N
O
N
P
O
O
O-
O
O
CH2
Uridindiphosphat-Glucose, UDP-Glucose
H
H
H
OH
H
OH
O
O
P
Pyrophosphat, PPi
O
UDP-Glucose + H2O  Glucose + UDP
O
Gr’ = -31,9 kJ/mol
Pyrophosphat + H2O  Pi + Pi
H
H
O
C
C
O
S
CH2 CH2 NH
C
CH2 CH2 NH
H
Acetyl-CoA
Gr’ =
-32,2 kJ/mol
O
OH
CH3
C
CH
C
CH2 O
CH3
Uridindiphosphat, UDP
O
ADP
C
-
O
H
C
CH3
H2C
H2C
S-Adenosylmethionin
CH2
N
N
O
NH2
N
HO
N
OH
Acetyl-CoA + H2O  CoA + Acetat
Gr’ = -31,5 kJ/mol
S
NH3+
S-Adenosylmethionin + H2O  Methionin + Adenosin
Gr’ = -25,6 kJ/mol
Adenosin
Methionin
9
Fructose-1-P + H2O  Fructose + HPO32CH2OH
OH
O
OH
H
H OH
CH2
H
H O
HO
HO
H
H
OP
-
O
HO
O
Gr’ = -21,0 kJ/mol
HO
O
OH
O
Glycerin-3-P + H2O  Glycerin + HPO42O
P
N
N
O
H2N
N
O
Gr’ = -9,2 kJ/mol
OH Adenosinmonophosphat,
OH
AMP
OH
N
HO
AMP + H2O  Adenosin + HPO4
2-
Gr’ =
Fructose-1-P
O-
Gr’ = -13,9 kJ/mol
-
O
O
P
HO
Glucose-6-P
H O
HO
HO
Veresterung
H
H
OH
OH
Glucose
Freie Standard-Enthalpie der Phosphathydrolyse bei einigen
biologisch relevanten Verbindungen
Glycerin-3-phosphat
P
P
O-
H
HO
O
OH
Glucose-6-P + H2O  Glucose + Pi
Glucose-1-Phosphat, Glucose-1-P
Glucose-1-P + H2O  Glucose + Pi
O
O-
H
OH
O
Gr’ = -16,0 kJ/mol
-9,2 kJ/mol
Verbindung
Gr‘ (kJmol-1)
Phosphoenolpyruvat
-61,9
1,3-Bisphosphoglycerat
-49,4
Acetylphosphat
-43,1
Phosphocreatin
-43,1
PPi
-33,5
ATP  AMP + PPi
-32,2
ATP  ADP + Pi
-30,5
Glucose-1-phosphat
-20,9
Fructose-1-phosphat
-16,0
Glucose-6-phosphat
-13,8
Glycerin-3-phosphat
-9,2
Übergangszustand
ATP ist also Energiemittler zwischen „energiereichen“
Phosphoryldonoren (Synthese bei der „Verbrennung von Nährstoffen“)
und „energieärmeren“ Phosphorylakzeptoren !
Das Donor/Akzeptorpaar ATP4-/ADP3- nimmt in der Hierachie der
Phosphorylgruppenübertragungspotentiale eine Mittelstellung ein.
„ATP as an intermediate energy-shuttle molecule“.
Wichtig ist die Tatsache, dass (obwohl die Hydrolyse von ATP einen
sehr negativen Gr’-Wert hat) ATP in wässriger Lösung eine relativ
stabile Verbindung ist. Unter den physiologischen Bedingungen von
pH und Temperatur hydrolysiert es nicht sehr schnell. Die Hydrolyse,
obwohl thermodynamisch extrem begünstigt, wird durch eine hohe
Aktivierungsschwelle verlangsamt. Erst diese Tatsache gewährleistet
die rasche und selektive Nutzung der Freien Enthalpie des ATP.
Enzyme (z.B. Kinasen) können diese Barriere aber leicht überwinden.
Edukte
Phosphorylierung
der
Hydrolyseprodukte
durch ATP
„Energiereich“ bedeutet also
nicht, dass diese Verbindungen
instabil sind und sofort
hydrolysieren! Für den Bruch
der O-P -Bindung in ATP ist
eine Aktivierungsenergie von
200-400 kJ/mol nötig (vgl.
Hydrolyse: -31,0 kJ/mol)
Aktivierungsenergie
(200-400 kJ/mol)
ATP
Phosphorylierung
von ADP
Enzyme (Katalysatoren):
Überwinden die AktivierungsProdukte Schwelle
Gr’ =
-31 kJ/mol ADP + Pi
Biochemischer Nutzen energiereicher Phosphatverbindungen: Sie
sind kinetisch stabil gegenüber Hydrolyse, jedoch gleichzeitig
kompetent in (Enzym-katalysierten) Reaktionen große Beträge an
freier Enthalpie freizusetzen.
10
Energiereiche Phosphatverbindungen sind Übergangsformen
gespeicherter Energie („transient forms of stored energy“) im
Gegensatz zu langfristigen Speicherformen (z.B. Glykogen, Stärke)
(„longterm storage of energy“).
Ein wichtiger Grund in der Bedeutung des ATP liegt auch darin,
dass die bei der Hydrolyse frei werdenden Produkte in einer Reihe
von chemischen Reaktionen mit anderen Molekülen gekoppelt
werden können. Beispiel: Einbau von Phosphat in Glucose.
Weiters stellen das Adenin und die Ribosylgruppe von ATP, ADP
und AMP zusätzliche Strukturmerkmale
zur Verfügung, die es diesen
Verbindungen ermöglichen,
an Enzyme zu binden und an
der Regulation enzymatischer
Reaktionen teilzunehmen.
AMP
Gekoppelte Reaktionen
Energetisch ungünstige Reaktionen werden im Stoffwechsel mit
energetisch günstigen gekoppelt, um synthetische Arbeit leisten zu
können.
Im allgemeinen gilt, wenn die Änderung der mit zwei Reaktionen
A  B und C  D assoziierten Freien Enthalpie GAB’ und
GCD’ ist, dann ist die Änderung der Freien Enthalpie, die den
kombinierten Prozeß (A + C  B + D) begleitet, einfach
GAB’ + GCD’. Dieses Prinzip erlaubt es lebenden Organismen,
komplexe Moleküle mit höherer Enthalpie und geringerer Entropie
zu synthetisieren.
Die Änderung der Freien Enthalpien ist additiv, wohingegen die
Gleichgewichtskonstanten multiplikativ kombiniert werden müssen:
AB’  KCD’
Kopplung erfolgt direkt durch Enzyme, hier durch Kinasen
(Enzymklasse 2: Transferasen). Sie katalysieren die Übertragung
von Phosphorylgruppen von ATP auf andere Moleküle und
umgekehrt.
Der Kopplungsmechanismus muss aber nicht unbedingt direkt
über ein Enzym funktionieren. Ein anderer allgemeiner
Mechanismus zur Kopplung einer energetisch ungünstigen
Reaktion an eine günstige besteht darin, einfach dafür zu sorgen,
dass eine der Reaktionen der anderen vorausgeht oder folgt.
Sind die Änderungen der Freien Enthalpien für die Reaktionen
A  B GAB
und für B  C
GBC
’,
dann ist die
Änderung der Freien Enthalpie für A  C gleich
GAB’ + GBC’.

Adenosintriphosphat

Abhängigkeit der ATP-Hydrolyse vom pH-Wert, der
Konzentration an Erdalkali-Ionen und den
tatsächlichen zellulären Konzentrationen von ATP,
ADP und anorganischem Phosphat

Gruppenübertragungspotentiale

Gekoppelte Reaktionen
Gr‘ (kJ/mol)
Beispiele:
Die Freie Enthalpie aller Komponenten einer Lösung ist additiv.
’
Intermediate des Stoffwechsels mit
hohem Gehalt an Freier Enthalpie
Pi + Glucose  Glucose-6-P + H2O
ATP + H2O  ADP + Pi
+13,9
-31,0
ATP + Glucose  ADP + Glucose-6-P
-17,1
Enzyme: Hexokinase, Glucokinase
H
C
OPO32O
C C
O
H2 O
H
H
O
C
C
O
C
+ HPO42-
O
H
H
Gr‘ = -62,2 kJ/mol
ADP + Pi  ATP + H2O
Gr‘
= +31,0 kJ/mol
Phosphoenolpyruvat + ADP  Pyruvat + ATP -31.2 kJ/mol
Enzym: Pyruvatkinase
Beispiel:
Acetyl-CoA + Oxalacetat  Citryl-CoA  Citrat + Coenzym A
Acetyl-CoA + Oxalacetat  Citryl-CoA
Gr‘ = -0,21 kJ/mol
Citryl-CoA  Citrat + Coenzym A
Gr‘ = -35,2 kJ/mol
Kombination durch Enzym Citratsynthase
Gr‘ = -35,41 kJ/mol
Der Mechanismus der Citratsynthase stellt sicher, dass beide
Reaktionen zusammen erfolgen.
Treibt bei sequentiellen Reaktionen eine die andere an, ist es nicht
notwendig, dass die zwei Schritte vom selben Enzym katalysiert
werden. Dies kann aber hilfreich sein, um die Gesamtreaktion zu
beschleunigen.
11
Übungsbeisbeispiel:
Beispiel:
Malat + NAD+  Oxalacetat + NADH + H+
Gr‘ = +30 kJ/mol
Enzym: Malat-Dehydrogenase
Wird diese Reaktion gekoppelt mit
Acetyl-CoA + Oxalacetat  Citryl-CoA  Citrat + Coenzym A
(Enzym: Citratsynthase; Gr‘ = -35,4 kJ/mol)
Ein wichtiger Schritt in der Glykolyse (Embden-Meyerhof-Weg) ist
die Kopplung der Oxidation von Glycerinaldehyd-3-Phosphat mit der
anschließenden ATP-Bildung aus 1,3-Bisphosphoglycerat. Die beiden
beteiligten Enzyme sind Glycerinaldehyd-3-Phosphat-Dehydrogenase
und Phosphoglycerat-Kinase. Berechnen Sie die Freie Enthalpie der
gekoppelten Gesamtreaktion bei pH 7,0 und 38°C, wenn für beide
Reaktionen folgende Gleichgewichtskonstanten gegeben sind:
Reaktion 1:
dann beträgt der kombinierte Gr –Wert -5,4 kJ/mol, sodass die
Gleichgewichtskonstante für die Gesamtsequenz günstig ist.
In beiden Reaktionen wird durch Entfernen eines Produktes die
Reaktion angetrieben. Wichtig:
‘
Nicht Gr‘ sondern Gr‘ bestimmt, ob ein Prozeß spontan abläuft.
Glycerinaldehyd-3-Phosphat + Pi + NAD+ 
Reaktion 2:
1,3-Bisphosphoglycerat + ADP 
3-Phosphoglycerat + ATP
Gleichgewichtskonstanten gekoppelter Reaktion sind
multiplikativ zu behandeln:
Gr‘

Adenosintriphosphat

Abhängigkeit der ATP-Hydrolyse vom pH-Wert, der
Konzentration an Erdalkali-Ionen und den
tatsächlichen zellulären Konzentrationen von ATP,
ADP und anorganischem Phosphat

Gruppenübertragungspotentiale

Gekoppelte Reaktionen

Thermodynamische Betrachtung der
„energiereichen“ Intermediate des Stoffwechsels
= - RTln Keq
R = 8,314 J/(mol  K) und T = 273 + 38 = 311 K
Gr‘ = - [8,314 J/(mol  K)][311 K] ln 152,78 = -13005 J/mol = = -13,005 kJ/mol
Thermodynamische Betrachtung der
„energiereichen“ Intermediate des Stoffwechsels
Wie erklärt man sich die stark negative Freie Enthalpie der
Hydrolysereaktionen von phosphorylierten Intermediaten? Welche
strukturellen Merkmale zeichnen diese Moleküle aus?
Energiereiche Phosphorylverbindungen: Die Freie Enthalpie der
Hydrolyse ist kleiner (noch mehr exergonisch) als -25 kJ/mol.
Darunter fallen folgende Typen biochemisch relevanter Moleküle:
•
•
•
•
•
•
•
Phosphoanhydride (ATP, ADP, GTP, GDP, PPi etc.)
Gemischte Anhydride (Acylphosphate, z.B.: Acetylphosphat)
Enolphosphate (PEP)
Phosphoguanidine (Phosphocreatin, Phosphoarginin)
Thioester (z.B.: Acetyl-CoA)
Zuckernucleotide, cyclische Nucleotide
S-Adenosylmethionin
Keq = 1,746  103
Intermediate des Stoffwechsels mit
hohem Gehalt an Freier Enthalpie
Lösung:
Gesamtgleichgewichtskonstante Keq = (0,875  10-1)  (1,746  103)
= 152,78
Keq = 0,875  10-1
1,3-Bisphoglycerat + NADH + H+
Phosphoanhydride (ATP, ADP, GDT, GTP...)
OO
N
CH2
N
H2N
O
N
N
OH
HO
P
O-
O
O
O
O
P
P
O -O
O-
Phosphorsäureanhydridbindungen
Nucleosidtriphosphate enthalten 2 Pyrophosphat-Bindungen, die
bei Hydrolyse große Mengen an Freier Enthalpie freisetzen.
Ursachen:
Elektrostatische Abstoßung der Edukte (Reaktanten).
Stabilisierung der Produkte durch Ionisation und Resonanz
Erhöhung der Entropie durch Hydrolyse
12
-
-
O
O
C
O
+
Stabilisierung der Hydrolyseprodukte durch Ionisation
2 H+
H2O
O
C
2 CH3
+
O
C
O
O
O
-
-
OR
P
+
OR
O
+
O
P
O
P
H2O
O
P
Elektrostatische Abstoßung in den Edukten
(z.B. in Pyrophosphat: HP2O73-)
O
O
O
C
C
C
C
CH3
CH3
O
O
O
C
C
O
O
P
O
O
O
P
N
N
O
CH 2
O
CH3
OH
N
N
P
O
O
P
Beispiele:
CH 2
Partiell positive Ladungen am C-Atom und PAtom bewirken Bindungsspannung
Erhöhung der Entropie
Acetylphosphat + H2O  Acetat + Pi + H+ Gr’ = -47,3 kJ/mol
O
O
OH
Acetylphosphat, 1,3- Bisphosphoglycerat,
Aminosäureester der tRNAs
N
N
O
CH3
Erhöhte Resonanzmöglichkeiten der Produkte
NH 2
O
O
Gemischte Anhydride
Ursachen:
H 2O
O
C
O
Die Hydrolyse von Acylphosphaten ist stark exergonisch; die
Produkte sind viel stabiler als die Edukte
O
OH
O
O
O
C
N
HPO 4 2- + H +
pH-abhängig,
siehe pKa-Werte
C
O
O
CH3
N
Zunahme der
Entropie !
OH
O
C
CH3
NH 2
O
P
O
O
CH3
O
Entropiefaktor
2 Edukte
3 Produkte
--------------
O
Produkte HPO42-
CH3
O
O
Produkte:
Simultane
Resonanz
CH3
P
O
Stabilisierung der Produkte durch Resonanz. Die Hauptprodukte
der ATP-Hydrolyse (ADP3-, HPO42-) weisen eine größere Zahl
mesomerer Grenzstrukturen auf als ATP.
(nur alternativ)
O
OH
O
Nettoladung -2 (Stabilisierung
des elektrophilen Phosphoratoms)
Edukte: kompetitive Resonanz
OH
P
O
O
O
O
P
OR'
Beispiel Essigsäureanhydrid
CH3
O
Edukt Pyrophosphat, HP2O73Nettoladung -3
O
-
P
O
O
OR'
O
-
OH
CH3
CH3
O
O
O
OH
13
1,3-Bisphosphoglycerat + H2O  3-Phoshoglycerat + Pi + H+
H O
O
H O
H C C OPO32-
H C C O-
H2O
H
O-
O
Acetylphosphat + H2O  Acetat + HPO42- + H+
-
O P
H
OH
C
OH
O
H2O
O-
H+
CH2 O
O-
H
O
Gr’ = -49,4 kJ/mol
O-
P
C
O-
P
O
Gr’ = -47,3 kJ/mol
H
H
O
C
C

O
O
O
-

H
O-
P
OH
C
OH
OHO
OCH2 O
O
H
C
P
P
H+
O-
O
O-
O
Enzym: 3-Phosphoglycerat-Kinase:
1,3-Bisphosphoglycerat + ADP  3-Phosphoglycerat + ATP
Aminosäureester der tRNA
Aminoacyl-Adenylate sind Intermediate bei der
Proteinbiosynthese. Wiederum handelt es sich um gemischte
Anhydride aus Carbonsäuren und Phosphorsäuren. Mehrere
Reaktionsschritte werden durch das Enzym Aminoacyl-tRNASynthetase gekoppelt.
RCH(NH3+)CO-AMP
gemischtes Anhydrid
N
RCH(NH3+)COO- + ATP4-  RCH(NH3+)CO-AMP + PPi
RCH(NH3+)CO-AMP + tRNA  RCH(NH3+)CO -tRNA + AMP
RCH(NH3+)COO- + tRNA + ATP 
RCH(NH3+)CO-tRNA + AMP + PPi
Gesamt:
Die Freie Enthalpie der Hydrolyse der Anhydridbindung des
Aminoacyl-Intermediates (RCH(NH3+)CO-AMP) ist die
treibende Kraft der Bindungsknüpfung an die tRNA.
Die Freie Enthalpie der
Hydrolyse der Anhydridbindung
des Aminoacyl-Intermediates
(RCH(NH3+)CO-AMP) ist die
treibende Kraft der
Bindungsknüpfung an die tRNA.
Esterbindung
RCH(NH3+)CO-tRNA
Enolphosphate
Ursache:
O
O
H
C
OPO32-
H
C
OH
H
H
C
C
OPO32-
Mg2+, K+
Pyruvatkinase
H
C
H
C
O
H
H
C
H2 O
Enolase
C
O
O
ATP
O
O
C
ADP, H+
C
Als Folgereaktion der Hydrolyse bildet sich eine
sehr instabile Enolform, die in die stabilere
Ketoform umgewandelt wird.
PEP entsteht in der Glycolyse durch Dehydratisierung von
2-Phosphoglycerat:
O
O
Phosphoenolpyruvat (PEP): Höchstes Gruppenübertragungspotential
C
H
C
H
OPO32Phosphoenolpyruvat,
PEP
PEP
14
O
-
-
O
O
O-
P
O
O
C
C
Guanidiniumphosphate
H2O
CH2
Guanidiniumphosphate:
O
-
O
O
OH
C
C
-
P
O
CH2
O
Gr’ = -28,3 kJ/mol
O
Stabile
Ketoform des
O Pyruvats
Tautomerisierung
OH
O
-
O
C
C
C
C
Argininphosphat
Energiereiche
Phosphatverbindungen mit
Guanidinium (bzw.
Amidinium), die bei der
Muskelkontraktion die
Rolle von ATP-Depots
spielen, werden
Phosphagene genannt.
OH
Instabile Enolform des Pyruvats
-
CH2
Creatinphosphat
Creatinphosphat
-
O
CH3
Gr’ = -33,6 kJ/mol
Argininphosphat
Thioester
Effektive Resonanzstabilisierung der Hydrolyseprodukte;
hohe Symmetrie der Hydrolyseprodukte
H
H
O
C
C
O
S
CH2 CH2 NH
C
O
OH
C
CH
CH2 CH2 NH
H
CH3
C
CH2 O
ADP
CH3
Acetyl-CoA + H2O  CoA + Acetat
Gr’ = -31,5 kJ/mol
Limitierte Resonanzstabilisierung der Edukte
Sauerstoffester
Succinyl-CoA + GDP + HPO42-  Succinat + GTP + CoA-SH
O-
O
H
R
C
O
R
R'
C
O
R'
H
C
OC
+ GDP + HPO42-  GTP +
R'
R
C
O
S
R'
R
C
S
CoA
S
Thioester: Die Überlappung der -Elektronen des relativ großen
Schwefelatoms mit den Elektronen des C-Atoms in einer C=S
Doppelbindung ist ungünstig.
R'
Enzym des Citratzyklus:
GTP + ADP  GDP + ATP
H
C
H
C
COOCOO-
+ CoA-SH
H
O
+
O
S
H
COO-
CH2
Thioester
R
C
Succinyl-CoA-Synthetase
Nucleosiddiphophat-Kinase
Folge: Resonanz im Gegensatz zu Sauerstoff-Estern
ungünstig! Thioester sind instabiler.
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Zuckernucleotide (Nukleosiddiphosphatzucker)
ADP-Ribose
(Adenosindiphosphatribose)
Bindung eines Zuckers an ein Nucleosiddiphosphat (Bildung einer
C-O-P Bindung).
Beispiele:
ADP-Ribose, GDP-Mannose, UDP-Glucose.
Intermediate der Biosynthese von Polysacchariden
und anderen komplexen Kohlenhydraten
Hydrolyse in Zucker und Nucleosiddiphosphat ist exergonisch
(Ursache: Resonanzstabilisierung der Produkte):
Nucleosiddiphosphatzucker + H2O  Nucleosiddiphosphat + Zucker
Gr‘  -30 kJ/mol
O
CH2OH
O
H
H
OH
NH
H
O
GDP-Mannose
(Guanosindiphosphatmannose)
O
H
O
H
OH
P
-
OH
H
O
P
N
O
O
O-
O
O
CH2
Uridindiphosphat-Glucose, UDP-Glucose
H
H
H
OH
H
OH
UDP-Glucose + H2O  Glucose + UDP
Gr’ = -31,9 kJ/mol
Uridindiphosphat, UDP
Cyclische Nucleotide (Phosphodiester)
S-Adenosylmethionin
S-Adenosylmethionin ist zwar kein phosphoryliertes Intermediat des
Stoffwechsels. Es hat aber einen hohen Gehalt an Freier Enthalpie
und wird als Methylgruppen-Donor im Metabolismus eingesetzt.
Synthese aus Methionin und ATP. Bindung der Aminosäure
Methionin über eine S-C Bindung an einen Adenosinrest.
COO-
COOH
C
CH2
H
NH3+
+ ATP
CH2
Ursache für stark negatives
G‘:
Hohe Spannung im Phosphodiesterring
Funktion: Modulation der Aktivität
regulatorischer Proteine
CH3
S
CH3
Enzym:
S-Adenosylmethionin-Synthase
C
NH3+
CH2
PPi
CH2
+
S
Adenin
CH2
H OH
O
OH
Pi
H
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COOH
C
COO-
NH3+
R
R-CH3
CH2
S
NH3+
C
CH2
CH2
CH3
H
Methyltransferase
CH2
Adenosyl
S
Adenosyl
S-Adenosylhomocystein
Aktivierung der Methylgruppe durch
benachbartes positives S-Atom
COOH
C
NH3+
H2 O
Hydrolase
CH2
Homocystein
CH2
Adenosin
SH
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