KMYASAL TERMODNAMK ve PRENSPLER Do Dr Emine DIRAMAN

KİMYASAL TERMODİNAMİK ve PRENSİPLERİ Doç. Dr. Emine DIRAMAN

Canlılarda enerji gerektiği kadar kullanılmaktadır. Aksi takirde sistem çöker. Enerji bütün metabolik olaylarda (gerek yapım gerekse yıkım) ekonomik olarak kullanılmalıdır. Biyoenerjitik denildiğinde yaşayan hücrelerde enerjinin kullanımının ve transformasyonunun açıklaması akla gelir. Bir hücrede meydana gelen, açığa çıkan enerjinin kökeni, enerjinin ölçülmesi ve kullanılan enerjinin hesaplanması biyokimyasal olayların açıklanması için önemli bir konudur.

Evrende hiçbir olay termodinamik kanunlarına zıt olarak gerçekleşmez. Termodinamiğin incelediği madde topluluğuna sistem, sistemin dışındaki her şeye çevre adı verilir. Çevre ve sistemin toplamı evreni oluşturur. Eğer, bir sistem, çevresi ile enerji ve madde alışverişi içindeyse açık sistem, madde alışverişi yapmayıp, yalnızca enerji alışverişi içindeyse kapalı sistem; her ikisine de kapalıysa yalıtılmış sistem adını alır.

Canlılar açık sistemlerdir. Bir termodinamik büyüklükteki değişim miktarı, o değişimin gerçekleştiği yola, yani, mekanizmaya bağlı değilse, ona hal fonksiyonu denir. Örneğin ileride ayrıntılı olarak ele alacağımız iç enerji (E), entalpi (H), entropi (S) ve serbest enerji (G) birer hal fonksiyonudur.

Kimyasal Termodinamik ve Prensipleri Tepkimelerin oluşumu sırasında enerji alış verişi ile kimyasal tepkimelerin hangi yöne ve ne kadar ilerleyebileceğini inceleyen bilim dalıdır. Buna paralel olarak belirli koşullarda gerçekleşmeyen bir kimyasal tepkimenin hangi koşullarda gerçekleşebileceği kimyasal termodinamik ile açıklanır. Bu tür olaylar hücrenin yaşamı için önemlidir. Hücredeki bütün kimyasal olaylar termodinamik yasalarla gerçekleşir.

Kimyasal termodinamik belirli yasalara dayanır. 1. Enerjinin Korunması Prensibi Herhangi bir kimyasal olayda enerji kendiliğinden yok olmaz ve kendiliğinden de oluşmaz. Termodinamiğin birinci yasasına göre bir sistem ve çevrenin toplam enerjileri sabit kalır. Diğer bir deyimle enerji korunur. Ancak enerji şekil değiştirebilir. Örneğin, ışık enerjisi kimyasal enerjiye, ısı enerjisi radyant enerjiye dönüşebilir.

2. yolda daha fazla enerji gereklidir (E 2 > E 1). Eğer enerjinin korunumu prensibi doğru olmasaydı, 1. yoldan gidip 2. yoldan geri dönüldüğünde E 2 - E 1 kadar enerji kazanılırdı. Oysa yapılan çalışmalar da bunun böyle olmadığını ve olamayacağını ortaya çıkarmıştır. Bir cisim iş yapabilecek yetenekte ise o cisimde enerji vardır denir ve bu enerji, E, iç enerji olarak tanımlanır. Burada, E, sistemin iç enerjisini, yani sahip olduğu enerji çeşitlerinin toplamını (potansiyel, kinetik, dönme, titreşim, vs. gibi) ifade eder. • Bir sistemin enerjisindeki değişim; başlangıç ve bitim durumlarına bağlıdır, dönüşüm yoluna bağlı değildir.

• E = İç enerjiye katkıda bulunan enerjilerin toplamı • E = Eöteleme + Edönme + Etitreşim + Eelektrik Sistem hal değiştirirken bu enerjilerden birinde değişim olabilmektedir. Sistem X durumundan Y durumuna geçerken iç enerji durumundaki değişim X ve Y’ ye bağlıdır, dönüşüm yoluna bağlı değildir. Termodinamikte sistemin, sadece bulunduğu duruma bağlı olan ve gidiş yoluna bağlı olmayan büyüklükler değerler hal fonksiyonu olarak adlandırılır. ΔE = Δ Ey - Δ Ex (1) sistemin iç enerji Y halindeki iç enerjisi X halindeki iç enerjisi İç enerji de bir hal fonksiyonudur. İç enerjideki değişiklik ölçülebilir.

Çevre ile hiçbir enerji ve kütle alışverişi olmadığından yalıtılmış sistemin iç enerjisi sabittir. Δ Ex = Δ Ey Bir sistemin iç enerjisi değişirse iç enerjiye katkıda bulunan enerjilerden biri, birkaçı veya hepsi değişime uğrayabilir. Bir sisteme Q miktarında ısı verildiği düşünülürse 1. Yasaya göre bu katılan enerji, sistemin yaptığı iş veya sistemin iç enerjisindeki değişiklik şeklinde görülür. • Q = ΔE +W (2) • ΔE = Q –W (iç enerji değişimi ) (3)

İç enerji değerini ölçmek için tepkimeyi sabit hacimde gerçekleştirmek ve bu aşamada soğurulan ısıyı ölçmek gerekir. Tepkime sonucunda ısı açığa çıkıyorsa Qv (-)’dir. Tepkime ürünlerinin iç enerjileri reaksiyona giren maddelerin iç enerjisinden düşük ise bu tepkimede ısı açığa çıkar. Böyle ısının açığa çıktığı tepkimeler ekzotermik reaksiyonlardır. Eğer tepkime süresince tepkime ısı soğuruyor ise Qv (+) , ΔE (+)’ dir. Bu halde tepkime ürünlerinin iç enerjileri tepkimeye girenlerin iç enerjilerinden büyük ise bu tip tepkimede ısı soğurulur. Tepkime sırasında ısı soğuran reaksiyonlar endotermik reaksiyonlar olarak adlandırılır. Doğal olarak Qv (+) işaretli olacaktır.

Maddeler neden tepkimeye girer? Biyokimyasal tepkimeler, sadece enerjik olarak yatkın ise gerçekleşir. Eğer ürünler, substratlardan daha kararlıysa genellikle tepkime gerçekleşir. Kül, odundan daha kararlıdır (düşük enerjilidir), bu nedenle aktivasyon enerjisi sağlanır sağlanmaz (örneğin kibritle), odun yanar. Elbette bu kuralın çok fazla istisnası olabilir, ancak genel olarak şunu diyebiliriz ki eğer bir tepkimenin ürünleri daha kararlı (düşük enerjili) bir yapıda ise reaksiyon ileri doğrultuda ilerler. Reaksiyonlarda, reaktanların ürünlere dönüştürmeye yatkın olup olmadığını tespit eden iki faktör vardır: Bu iki faktör entalpi ve entropi olarak adlandırılırlar.

Entalpi Basit olarak entalpi(H) bir maddenin ısı içeriğidir. Isının ne demek olduğunu çok iyi hatırlarız. Çocukken, mutfaktaki ocaklara yanarken dokunmamayı öğreniriz. Ancak Entalpi bu ısıyla aynı değildir. Entalpi, maddenin taneciklerinin iç enerjilerinin hepsi ve hacminin basıncıyla çarpımının toplamına eşittir. H = E + P. V H = entalpi E = iç enerjidir (joule cinsinden) P = basıncıdır (Pascal cinsinden) V= hacim (metre küp cinsinden)

Kimyasal tepkimeler genel olarak sabit hacimde değil sabit basınç altında gerçekleştirilir. Bu nedenle bu koşullar altında soğurulan ısı da ΔE veya Qv ‘ye eşit olamaz. Sabit basınç altında yürüyen kimyasal olaylardaki ısı alış verişi • H = E + P. V ile sağlanır H = Entalpi (gizli ısı) : Entalpi sistemin iç enerjisi gibi sistemin ilk ve son haline bağlı olan bir hal fonksiyonudur. Çünkü bu fonksiyon yalnızca E, P, V değerlerine bağlıdır. • ΔH = ΔE + ΔPV • ΔH = (Q – W) + ΔP. V Basınç sabit olduğunda değişen hacimdir. Burada yapılan iş W = P. ΔV ‘dir. Basınç sabit olduğu için • ΔH = Q – P. ΔV + P. ΔV • ΔH = Q ( Sabit basınçta )

Entalpi değişimi sabit basınç altında gerçekleştirilen bir tepkimenin absorbladığı veya dışarıya verdiği ısıya eşittir. Sıvılar ve katılar arasındaki kimyasal tepkimelerde hacim değişimi çok küçük olduğundan entalpi değişimi iç enerji değişimine eşit kabul edilir. Bu bilgiler çerçevesinde ekzotermik bir olayda entalpi değişimi (-) , endotermik bir olayda entalpi değişimi (+ ) olur.

Sistemlerdeki değişimin, mesela, bir kimyasal tepkimenin yönünü iki eğilim belirler; (1) enerjisini en aza indirme, ve (2) düzensizliği kazanma. Termodinamiğin birinci kanunu ile bir reaksiyonun kendiliğinden olup olamayacağı tahmin edilemez. ∆E, (+) olduğu halde bazı reaksiyonlar ve olaylar kendiliğinden olur. Böyle durumlarda sistem çevreden ısı alır ve toplam enerji yine sabit kalır. Bu durumda ∆E’den farklı bir fonksiyona ihtiyaç vardır.

Entropi (S), bu işte faydalanılacak fonksiyonlardan birisidir ve bir sistemin düzensizlik derecesinin bir ölçüsü olarak tanımlanır. Bir sistem daha düzensiz ve dağınık bir hale geçtiğinde entropisi artar ve ∆S (+) olur. Termodinamiğin ikinci kanununa göre bir olay, ancak ve ancak sistem ve çevre entropilerinin toplamı arttığı zaman, kendiliğinden cereyan eder.

• 2 ) Termodinamiğin II. Prensibi Tüm olaylar sistemin ve çevrenin entropisi ile ilgilidir. Açığa çıkan ve soğurulan enerjiyi sürekleyici 3. kuvvet entropidir. Entropi Düzensizliğin derecesidir. Bir sistemin orijinal konumu düzenli konumudur. Orijinal halinin dışındaki durumu ise düzensizdir. Entropi , istenilen, arzu edilen kimyasal düzen anlamındadır. ( Her ne kadar kimyasal düzensizlik derecesi olarak bilinsede ). Örnek : Ağaç ve masa

Kendiliğinden yürüyen bir olay için daima (∆Ssistem+∆Sçevre)>0, yani ∆Sevren > 0’dır. Burada dikkat edilecek nokta, kendiliğinden yürüyen bir olayda sistemin entropisi azalabilir, fakat bu durumda çevrenin entropisi (∆Ssistem+∆Sçevre)>0 olacak kadar artmalıdır.

Bir sistemde denge konumunda fiziksel ve kimyasal değişmeler durmuştur. Denge konumunda kimyasal tepkimelerin entropisi maksimumdur (Oluşabilecek tüm değişmeler gerçekleşmiştir). Entropinin yükselmesi ile oluşan ve dengeye ulaşılan bir olayda entropide azalma olmaksızın başlangıç konumuna geri dönülemez. Entropi de bir hal fonksiyonudur. Entropinin yükselmesi ile oluşan olaylar irreversible (dönüşümsüz) olaylar olarak tanımlanır (S > 0). Entropide değişiklik olmaksızın olaylar ise reversible (dönüşümlü) ‘ dür (ΔS = 0 ).

Tersinir bir olayda çevrenin entropisi sabit kalır. Tersinir olmayan olayda çevrenin entropisi artar. Yaşamla ilgili olayları da içine alan fiziksel çevredeki tüm olaylar genel olarak tek yönlüdür. Kimyasal olaylarda entropi doğrudan doğruya ölçülemez. Bu tip olaylarda sistemdeki ve çevredeki entropi beraber değerlendirilir. Kimyasal tepkimelerde entalpi değişimi (ΔH ) ve iç enerji değişiminin (ΔE ) (-) işaretli olması bu kimyasal olayın kendiliğinden olabileceğini gösterir.

Bir kimyasal reaksiyonun kendiliğinden olup olmayacağı termodinamiğin ikinci kanunu kullanılarak belirlenemez. Bu durum yeni bir fonksiyonun ortaya atılmasıyla aşılmıştır: Serbest enerji yılında J. Willard Gibbs tarafından termodinamiğin birinci ve ikinci kanunlarınınbirleştirilmesiyle elde edilen kavram Serbest Enerji Değişimidir. Kimyasal tepkimelerin serbest enerji değişimi kolaylıkla ölçülebilir. Canlı hücrelerde olduğu gibi ısı ve basıncı sabit olan bir sistemde serbest enerji değişimi ΔG (Gibbs) ile gösterilir.

Bu fonksiyonun temel denklemi; ∆G = ∆H – T. ∆S olup burada ∆G, değişime maruz kalan sistemin sabit basınç (P) ve sıcaklıktaki (T) serbest enerji değişimi, ∆S de sistemin entropisindeki değişimdir. Görüldüğü gibi bu denklemde çevrenin özellikleri yer almamaktadır. Entalpi değişimi, ∆H = ∆E + P∆V ile de verilir. Sabit basınçta, ∆H sistemin ısı alışverişine eşittir.

Kimyasal reaksiyonlar ve canlılar sabit basınç altında açık sistemler olduğundan ve özellikle, biyokimyasal reaksiyonların hepsinde hacim değişimi (∆V) çok küçük olacağından, ∆H, canlı sistemin toplam enerjisindeki değişimi tam olarak yansıtabilir. Doğadaki tüm sistemler iç enerjilerini minimum, entropilerini de maksimum yapacak yöne doğru giderler. Bu iki eğilim birbirine zıttır. Bu nedenle tüm sistemler bu iki eğilimin uzlaştığı bir noktaya erişirler ve burası kararlı bir konumdur ve denge konumu olarak tanımlanır.

Sabit sıcaklık ve sabit basınç altında oluşagelen bir olayın yürüyüp yürümeyeceğini söylemek için serbest enerji değişimini hesaplamak gerekir. Serbest enerji değişimi (- ) ise tepkime kendiliğinden yürür. Buna göre bir reaksiyonda; ∆G < 0 ise, reaksiyon belirtilen yönde kendiliğinden gerçekleşir. ∆G = 0 ise, reaksiyon dengede olup, bileşenlerinin konsantrasyonunda hiçbir net değişme olmaz. ∆G > 0 ise, reaksiyon belirtilen yönde kendiliğinden gerçekleşmez. Bu reaksiyonun belirtilen yönde gerçekleşmesi için dışarıdan serbest enerji verilmesi gerekir.

Az önceki kriterleri bir canlı için yorumlarsak, Canlıdaki tüm olaylarda ∆G < 0 tür ve canlılarda denge hali, yani, ∆G = 0 canlının ölümü manası taşır. Bir reaksiyonun ∆G değeri, ürünlerin toplam serbest enerjileri ile (son hal), reaktantların toplam serbest enerjilerinin (ilk hal) arasındaki farka eşittir ve değişimin gerçekleştiği yola bağlı değildir. Böylece ∆G reaksiyon hızı hakkında hiçbir bilgi vermez, yalnızca olabilirliğini ifade eder.

Serbest enerji değişimini , işlevini belirleyebilmek için denge sabiti ile arasındaki ilişkiyi bilmek gerekir. ΔG = ΔG° + R. T. ln K a. A + b. B c. C + d. D ΔG° : Standart serbest enerji değişimi R : 1, 987 cal/mol derece T : Mutlak sıcaklık (°K = °C + 273) [C]c [D]d K: Denge sabiti K= [A]a [B]b Tepkime dengede iken tepkimeye giren moleküller ve tepkime ürünü konsantrasyonunda bir değişme olmaz ve tepkime de serbest enerji değişimi ‘’ 0’’ olur. 0 = ΔG° + R. T. ln. K (T=KELVİN ) ΔG° = - R. T. ln K ΔG° = - R. T (2, 303) log K

• Verilen bir tepkimenin standart serbest enerji değişimi tepkimeye giren her bir molekülün serbest enerji değişimlerinin toplamı ile tepkime ürünlerinin serbest enerji değişimleri toplamları arasındaki farka eşittir. • ΔG° =∑ ΔG°rün - ∑ ΔG° • Standart serbest enerji değişimi, tepkime 25°C ve 1 atm basınç altında yapılıyorken A, B, C, D nin konsantrasyonlarının 1 M ‘ da kaldığı koşullarda A ve B maddelerinin C ve D ‘ye çevrildiği zaman absorbe edilen veya kaybedilen enerji miktarıdır.

ÖRNEK : 38°C de gerçekleşen bir enzimatik tepkimede fosfoglukomutaz GLUKOZ 1℗ GLUKOZ 6 ℗ 0, 05 M(%5) Denge 0, 95 M (%95) 0. 950. K´ = = 19 05 ΔG = 0 (serbest enerji değişimi ΔG =0) ΔG° + R. T. log K =0 (ΔG° : standart serbest enerji değişimi ) ΔG° = - R. T. log K ΔG° = - (1, 987) (311) (2, 303) log 19 (T = 38+273 =311) ΔG° = -1819 cal /mol

Bu tepkimede Glukoz 1 P 0, 01 M , Glukoz 6 P 0, 001 M ise : Serbest enerji değişimi ? 0. 001 • ΔG = ΔG° + R. T ( 2, 303)log [ ] 0. 01 ΔG= (- 1819) + (1, 987) (311) (2, 303). (-1) • ΔG= -3242 cal /mol (bu tepkime kendiliğinden gerçekleşir. ) Bu tepkimede Glukoz 1 P 0, 0001 M , Glukoz 6 P 0, 01 M ise : Serbest enerji değişimi? 0. 01 • ΔG = ΔG° + R. T ( 2, 303)log [ ] 0. 0001 • ΔG= (- 1819) + (1, 987) (311) (2, 303). (2) • ΔG= 1027 cal /mol (bu tepkime kendiliğinden gerçekleşmez. ) Standart serbest enerji değişimine bakarak bir tepkimenin kendiliğinden başlayıp başlayamayacağını , başlaması için ne kadar enerji gerektiğini hesaplayabiliriz.

ATP molekülü yüksek enerjili fosfat bağları içerir. Bu enerji hücrede kullanılır. Enerji gerektirdiğinde bazı reaksiyonlarda bir bağ, bazılarında iki bağ açılır. Ne kadar enerji gerekli ise o kadarı kullanılır. ( Canlının gereksinim duyduğu enerji sadece ATP’ den karşılanmaz ). Canlılarda enerji molekülü olarak kullanılan ATP hidrolizinde enzimatik olarak ATP ADP+ P ayrılır. Bu tepkimenin denge sabitini standart serbest enerji değişimini hesaplamak için ATP ‘nin hidrolizi için kısmen büyük olan standart serbest enerji değişimi 2 veya daha fazla ayrılarak toplam üç fosfat grubunu hesaplamada kullanılır.

ATP +Glukoz -----> ADP +Glukoz 6 P Bu tepkime için K = 661 ΔG° 1= -4 kkal /mol Glukoz 6 P hidroliz edildiğinde, • Glukoz 6 P + H 2 O Glukoz P Keq = 171 ΔG° 2= -3, 3 kcal/mol ΔG° = ΔG° 1 + ΔG° 2 = (-4) + (-3, 3) = -7, 3 kcal /mol • ATP nin uç fosfat grubu hidroliz edildiğinde -7, 3 kkal enerji açığa çıkarır. Bunu doğrudan doğruya ölçemeyiz. 2, 3 veya 5 kademeli tepkimede ölçebiliriz

Glukoz 6 P nin uç fosfat grubunun enerjisi -3, 3 kcal dir. ADP nin uç fosfat grubunun enerjisi hesaplanabilir. Yine -7, 3 kcal ‘dir. AMP ‘nin uç fosfat grubunun enerjisi -3, 4 kcal ‘dir. Anhidrit bağlarının enerjisi , ester bağlarının enerjisinden daha fazladır. -3. 4 kcal - 7. 3 kcal A P P

Yüksek Enerjili Fosfat Bileşikleri Fosfat taşıyan bazı bileşikler hidroliz edildiklerinde ATP’den daha fazla standart enerji verirler. Bu bileşikler metabolik yolda önemli olan metabolitlerdir. Bunları iki grup altında inceleyebiliriz: 1) Yakıt olarak kullanılan moleküllerin yakımı sırasında oluşan fosfat bileşikleri 2) Fosfat bağı enerjisinin depo görevini yüklenen bileşikler

1 - Yakıt olarak kullanılan moleküllerin yakımı sırasında oluşan fosfat bileşikleri ÖRNEK 1: 1 -3 difosfogliserik asit (1, 3 di PGA) , fosfoenol pirüvik asit (PEPA) Bu bileşikler glukozun anaerobik yıkımında kullanılırlar. ADP 1, 3 di PGA 3 PGA +ATP ΔG° 1 = - 4. 5 kcal fosfogliseratkinaz Toplam enerjiyi bulmak için ATP yi hidroliz edersek ATP ADP+ P ΔG° 2 = - 7. 3 kcal ΔG° = ΔG° 1 + ΔG° 2 = (-4. 5) + (-7, 3) = - 11. 8 kcal /mol

ÖRNEK 2: 1, 3 di PGA’ in 1. C’ nuna bağlı P grubu hidroliz Edildiğinde mol başına elde edilen enerji 11, 8 kcal dir. ATP PEPA Pirüvik asit + ATP ΔG° 1= -7. 5 kcal ATP ADP+ P ΔG° 2 = -7, 3 kcal ΔG°T = ΔG° 1 + ΔG° 2 = (-7, 5)+ (-7, 3) = -14, 8 kcal /mol • PEPA ‘nın 1. C’ nuna bağlı fosfat grubu hidroliz edildiğinde elde edilen enerji -14, 8 kcal/moldür.

2 - Fosfat bağı enerjisinin depo görevini yüklenen bileşikler ÖRNEK 1 : Fosfokreatin, fosfoarjinin ATP Kreatin fosfat Kreatin P +ADP Kreatin + ATP ΔG° 1= -3 kcal/mol ATP ADP+ P ΔG° 2 = -7, 3 kcal ΔG°T = ΔG° 1 + ΔG° 2 = (-3)+ (-7, 3) = - 10, 3 kcal /mol Fosfojenler, fosfat bağı enerjisini depo eden bileşiklerdir. Bunlar ATP’den fazla enerji veren P bağı bulundururlar

Hidroliz edildiklerinde ATP’den daha az enerji veren P’lı bileşikler de vardır. ÖRNEK: Glukoz 1 P ΔG° = -5 kcal/mol Glukoz 6 P ΔG° = -3, 3 kcal Fruktoz 6 P ΔG° = -3, 8 kcal Gliserol 1 P ΔG° = -2, 2 kcal 1. örnek Bunların P bağlarından bırakılan enerji ATP’nin uç fosfat grubundan bırakılan enerjiden daha azdır. ATP + Gliserol 1 P + ADP ΔG 0 1 = ( - 7, 3)- (-2, 2) =-5, 1 kcal Gliserol 1 P’ ın uç P grubu hidroliz edildiğinde açığa çıkan enerji -5, 1 kcal ‘dir. ΔG = (-5, 1)- (-7, 3) = +2, 2 kcal enerji gliserole verilmiş

2. Örnek Gliserol 1 P, ATP’nin bulunduğu ortamda hidroliz edilirse Gliserol 1 P + ADP ATP + Gliserol ΔG° 1= +5, 1 kcal/mol ATP ADP+ P ΔG° 2 = -7, 3 kcal ΔG°T = (-7, 3) + (5, 1) = -2, 2 kcal Gliserol 1 P ‘nin uç fosfat grubunun enerjisi

3. ÖRNEK: ATP + Glukoz 6 P + ADP ΔG° =(-7, 3)- (-3, 3) = -4 kcal /mol Glukoz 6 P + ADP ATP + Glukoz ΔG° =(-3, 3)- (-7, 3) = +4 kcal /mol ATP ADP+ P ΔG° =-7, 3 kcal ΔG°T = (-7, 3) + (+4) = -3, 3 kcal • Sonuç olarak hücrelerde, metabolizmada etkin olarak iş gören bazı metabolitler ATP nin uç P grubundan daha az enerji taşırlar.

METABOLİT YOLLARIN DÜZENLENMESİ Enzimler metabolik faaliyetler için basit üniteler olup her bir kimyasal reaksiyon bir enzim tarafından katalizlenmektedir. Metabolik yollarda birçok enzim görev almakta ve her bir enzimin bir reaksiyonu katalizlemesi ile metabolik yol ilerlemektedir. Metabolik yollardaki kontrol hem substrat hem enzim hem de glikolitik düzeyde olmalıdır.

Dallanma noktalarındaki enzimlere kontrol mekanizmalarında daha fazla iş düşer. Denetimi sağlamak için böyle enzimlerde kendi substratlarından başka substratların da bağlanabileceği kısımların olması gerekir. Yani modülatör bölgelerinin olması gerekir. Dallanma noktalarındaki enzimler allosterik enzimlerdir.

Metabolik yolun düzenlenmesinde etkili 4 ana kademe vardır. 1 - Enzim Aktivitesine Etki Eden Etmenler Ortam p. H’sı, substrat yoğunluğu, enzim yoğunluğu, kofaktörler, ortamda oluşan ürünlerle. 2 - Düzenleyici Enzimlerle Bir çok düzenleyici enzim o metabolik yolun son ürünü tarafından inhibe veya aktive edilebilir. Bu olaya feed back inhibisyonu (son ürün inhibisyonu) denir.

3 - Genetik Kontrol Bir maddenin kullanımı ile ilgili bilgiler DNA’ da kodlanmıştır. Bu kodlanan maddeye o bölgenin operonu denir. Örneğin; Glukozun kodladığı gen bölgesine glukoz operonu, laktozun kodladığı gen bölgesine laktoz operonu (lak operon) denir. Bu bölgelerde belirli işlev gören bölgeler vardır. Örneğin regülatör bölgeleri , yapısal gen bölgeleri vardır.

ÖRN : Laktozu kullanan gen bölgesinden çıkan 3 tip enzim vardır. Bunlar laktozun kullanıldığı sistemlerde laktozu kullanıma sokan enzimlerdir. Bu enzimlerden biri β galaksidaz enzimidir. Bu enzim inducible enzim (uyarılabilir enzim ) grubuna girer. Canlının (bakterilerin) bulunduğu ortamda glukoz konsantrasyonu yeterli düzeyde değilse , laktaz konsantrasyonu fazla ise binlerce β galaksidaz enzimi sentezlenir. Eğer ortamda laktoz yeterli konsantrasyonda değilse laktoz kullanım yolunun durması gerekir. Aksi takdirde nükleotit yolu gereksiz kullanılacak , aminoasit kaynağı gereksiz kullanılacak, gereksiz ürünler oluşacaktır. Bu nedenle regülatör gen bölgesi uyarılır represör protein sentezlenir. Bu protein bu bölgenin okunmasını engeller. (Represör ve inducible = uyarılan bölge ) Bu genetik kontrol metabolizmanın düzenlenmesine örnektir

4 - Endokrin Sistemlerle (Hormonal kontrol ) Örneğin kandaki şekerin konsantrasyonu bazı hormonların aktivitesi ile kontrol edilir.