Transporte electronico
Páginas: 21 (5181 palabras)
Publicado: 3 de abril de 2011
MARCO TEORICO
Enzimas de oxidación-reducción y transporte electrónico.
Transporte Electrónico
Es la fuente principal de las actividades celulares, ya que libera una gran cantidad de energía libre, la mayor parte de la cual se conserva en forma de energía del enlace fosfato de ATP.
La mayoría de los miembros de la cadena de transporte electrónico están incrustados en la membranamitocondrial interna y resulta muy difícil su extracción en forma soluble así como su purificación
Reacciones de oxidación-reducción (u oxidorreducción)
Las reacciones de oxidación-reducción son aquellas que se verifican con transferencia de electrones desde un dador electrónico (el agente reductor, o reductor) a un aceptor electrónico (el agente oxidante u oxidante).
Los agentes oxidantes yreductores actúan como pares redox conjugados, o parejas, integrados por un dador electrónico y su aceptor conjugado, de la misma manera que los ácidos y bases de Brönsted actúan como pares conjugados ácido-bae.
Reacciones ácidos-base:
Dador de protones H+ + aceptor de protones
Reacciones de óxido-reducción:
Dador electrónico e- + aceptor electrónico
La tendencia de unagente reductor a perder electrones (o de un agente oxidante a ganar electrones) viene dada por su potencia de oxiderreducción estándar, que se define como la fuerza electromotriz (fem), expresada en voltios, de un semi-elemento en el que el reductor y el oxidente se hallan presentes en concentración 1 M, a 25°C y pH 7,0, en equilibrio con un electrodo que puede aceptar reversiblemente electrones delas especies reductoras.(véase figura 1)
También según acuerdo, el potencial de oxidorreducción estándar de la reacción del electrodo de hidrógeno
2H+ + 2e_ H2
Los potenciales de oxidorreducción estándar (llamados también potenciales redox estándar) de algunos pares redox de importancia biológica se consignan en la tabla 1
En los pares redox que poseen un potencial estándar másnegativo que el par 2H+ -H2, el reductor posee una mayor tendencia a perder electrones que el hidrógeno molecular.
Al igual que en la ecuación de Henderson-Hasselbalch se expresa la relación cuantitativa entre la constante de disociación de un ácido, su p H y la concentración de sus especies dadoras y aceptoras de protones, una relación formalmente semejante, la ecuación de Nernst, expresa la relaciónentre el potencial redox estándar de un determinado par redox, su potencial obervado, y la relación de concentraciones entre sus especies dadora y aceptora de electrones.
La ecuación de Nernst es la siguiente:
La ecuación de Nernst expresa matemáticamente la forma de una curva de valoración de un dador electrónico determinado con un agente oxidante fuerte (véase figura 2)
En este punto,está claro que el término 0,03 log ([aceptor electrónico] \ [dador electrónico]) es igual a cero y ecuación de Nernst se simplifica.
Eh=E´0
El potencial redox estándar es, por tanto, la fem expresada en voltios del semielemento precisamente en el punto medio de la curva de valoración de un reductor determinado, a pH7,0, 25°C y 1,0 atm, lo mismo que el pK’ de un ácido se iguala al Ph en elpunto medio de la curva de valoración ácido-base. E’0, que es el potencial redox estándar, sellama frecuentemente el potencial del punto medio.
Los potenciales redox estándar de varios sistemas de oxidación reducción biológicos, nos permiten la predicción de la dirección hacia la que tenderán a desplazarse los electrones desde un par redox a otro en las condiciones estándar, lo mismo queocurre con el potencial de transferencia del grupo fosfato , que nos permite predecir la dirección en la que los grupros fosfato serán transferidos enzimáticamente.
Clases de enzimas transferidores de electrones
Participan cuatro tipos de enzimas de óxido-reducción o de proteínas de transferencia electrónica
1) Las deshidrogenasas piridin dependientes que necesitan NAD o NADP como...
Enzimas de oxidación-reducción y transporte electrónico.
Transporte Electrónico
Es la fuente principal de las actividades celulares, ya que libera una gran cantidad de energía libre, la mayor parte de la cual se conserva en forma de energía del enlace fosfato de ATP.
La mayoría de los miembros de la cadena de transporte electrónico están incrustados en la membranamitocondrial interna y resulta muy difícil su extracción en forma soluble así como su purificación
Reacciones de oxidación-reducción (u oxidorreducción)
Las reacciones de oxidación-reducción son aquellas que se verifican con transferencia de electrones desde un dador electrónico (el agente reductor, o reductor) a un aceptor electrónico (el agente oxidante u oxidante).
Los agentes oxidantes yreductores actúan como pares redox conjugados, o parejas, integrados por un dador electrónico y su aceptor conjugado, de la misma manera que los ácidos y bases de Brönsted actúan como pares conjugados ácido-bae.
Reacciones ácidos-base:
Dador de protones H+ + aceptor de protones
Reacciones de óxido-reducción:
Dador electrónico e- + aceptor electrónico
La tendencia de unagente reductor a perder electrones (o de un agente oxidante a ganar electrones) viene dada por su potencia de oxiderreducción estándar, que se define como la fuerza electromotriz (fem), expresada en voltios, de un semi-elemento en el que el reductor y el oxidente se hallan presentes en concentración 1 M, a 25°C y pH 7,0, en equilibrio con un electrodo que puede aceptar reversiblemente electrones delas especies reductoras.(véase figura 1)
También según acuerdo, el potencial de oxidorreducción estándar de la reacción del electrodo de hidrógeno
2H+ + 2e_ H2
Los potenciales de oxidorreducción estándar (llamados también potenciales redox estándar) de algunos pares redox de importancia biológica se consignan en la tabla 1
En los pares redox que poseen un potencial estándar másnegativo que el par 2H+ -H2, el reductor posee una mayor tendencia a perder electrones que el hidrógeno molecular.
Al igual que en la ecuación de Henderson-Hasselbalch se expresa la relación cuantitativa entre la constante de disociación de un ácido, su p H y la concentración de sus especies dadoras y aceptoras de protones, una relación formalmente semejante, la ecuación de Nernst, expresa la relaciónentre el potencial redox estándar de un determinado par redox, su potencial obervado, y la relación de concentraciones entre sus especies dadora y aceptora de electrones.
La ecuación de Nernst es la siguiente:
La ecuación de Nernst expresa matemáticamente la forma de una curva de valoración de un dador electrónico determinado con un agente oxidante fuerte (véase figura 2)
En este punto,está claro que el término 0,03 log ([aceptor electrónico] \ [dador electrónico]) es igual a cero y ecuación de Nernst se simplifica.
Eh=E´0
El potencial redox estándar es, por tanto, la fem expresada en voltios del semielemento precisamente en el punto medio de la curva de valoración de un reductor determinado, a pH7,0, 25°C y 1,0 atm, lo mismo que el pK’ de un ácido se iguala al Ph en elpunto medio de la curva de valoración ácido-base. E’0, que es el potencial redox estándar, sellama frecuentemente el potencial del punto medio.
Los potenciales redox estándar de varios sistemas de oxidación reducción biológicos, nos permiten la predicción de la dirección hacia la que tenderán a desplazarse los electrones desde un par redox a otro en las condiciones estándar, lo mismo queocurre con el potencial de transferencia del grupo fosfato , que nos permite predecir la dirección en la que los grupros fosfato serán transferidos enzimáticamente.
Clases de enzimas transferidores de electrones
Participan cuatro tipos de enzimas de óxido-reducción o de proteínas de transferencia electrónica
1) Las deshidrogenasas piridin dependientes que necesitan NAD o NADP como...
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