CAPiTULO 8

Cadena respiratoria terminal

Como se menciono anteriormente, en la cadena respiratoria terminal, la energia necesariapara la sintesis del ATP por medio de la fosforilacion oxidativa se obtienen de la oxidacion delNADH2 y FADH2. Antes de entrar en una descripcion de este mecanismo, es necesario discutiralgunos aspectos de la termodinamica de las oxidaciones biologicas.

Dentro de todas las reacciones que se producen en los sistemas vivos, un gran numero deellas son procesos de oxidacion 0 de reduccion: La respiracion, oxidaciones anaerobias,fermetaciones, fotosintesis, reduccion del sulfato 0 del nitrato, denitrificacion, fijacion delnitrogeno, etcetera.

La definicion mas general de la oxidacion corresponde a la perdida de electrones y ladefinicion de reduccion es la ganancia de electrones. Por ejemplo, en la reduccion del fierro:

donde el ion ferrico (Fe3+) es la forma oxidada y el ion ferroso (Fe2+)es la forma reducida. EIpar redox 0 pareja reductor/oxidante es la pareja del componente en sus estados oxidado yreducido:

Fe3+/ Fe2+

Una mezcla de la forma reducida y de la forma oxidada de una sustancia se denominasistema redox. Un sistema redox aislado no evoluciona considerando la reaccion reversibleanterior en la cual es evidente que cuando la forma oxidada toma "z" electrones a la formareducida, esta se transforma en la forma reducida y la forma reducida se convierte en oxidada,sin cambiar la relacion entre las formas reducidas y oxidadas. Para evolucionar un sistema redox,ya sea hacia una forma reducida 0 hacia una forma oxidada, resulta necesario suministrar 0

eliminar electrones. La primera cosa a realizar es introducir otro par redox y mezclarlo dentro dela misma solucion. Por ejemplo, la oxidacion de ion ferroso por medio del ion cuprico:

Fe2++ Cu2+ ~ Fe3++ Cu+

Cuando existen dos 0 mas sistemas redox se tiene una reaccion de oxidorreduccion.

Tabla 8.1 Electronegatividad, en la escala de Pauling, de algunos elementos biologicamenteimportantes

AzufreBoroCaboCarbonoCobreFierroFosforoHidrogenoNitrogenoOXlgenoPotasioSodio

2.52.01.02.51.91.82.12.13.03.50.80.9

EI grado de oxidacion se refiere a la diferencia del numero de electrones en la ultimaorbita de un elemento, entre su estado basal 0 fundamental y su estado actual. Por ejemplo,el fierro para pasar del estado basal Fe al estado ferroso Fe2+ pierde dos electrones. De lamisma manera, el grado de oxidacion del ion ferrico es +3. EIyodo se reduce cuando gana unelectron para producir el ion yoduro (1-) teniendo un grado de oxidacion igual a - 1.

Para poder determinar el grado de oxidacion de un elemento en una estructura moleculares necesario introducir la nocion de electronegatividad. Cuando dos atomos se encuentranunidos covalentemente (A:B), el doblete 0 par de electrones, que 105 une, estara mas proximoa uno de ellos. Se considera que el atomo que tiene el doblete mas cerca es Iigeramente masnegativo y entonces se dice que es mas electronegativo. Un razonamiento cuantitativo hechopor el qUlmico Linus Pauling, dio origen a una escala de electronegatividad que lIeva sunombre (Tabla 8.1).

EI calculo del grado de oxidacion de 105 elementos en una molecula, se efectuaadjudicando convencionalmente al elemento mas electronegativo 105 dos electrones de unenlace. En el caso de un enlace entre dos atomos con la misma electronegatividad, se Ieadjudica un electron a cada atomo.

Consideremos por ejemplo al metano, CH4. EI carbon, teniendo una electronegatividadsuperior a la del hidrogeno dentro de la escala de valores de Pauling (2.5 contra 2.1), es alcarbono al que se Ie atribuye el par de electrones, 0 sea un total de ocho electrones. EIcarbono es su estado basal posee cuatro electrones en su ultima orbita, de donde su grado deoxidacion sera 4-8 = -4. Estees el grado de oxidacion mas bajo posible para el carbona, 0 seaque en el metano, el carbono se encuentra en la forma mas reducida.

Comparemos ahora dos moleculas de estructura similar, el lactato y el piruvato.

OH 0I /

CH -CH-C3 "- 0-

Para ambas moleculas, al carbono del grupo metilo (CH3-) se Ie adjudican 105 seiselectrones de 105 enlaces C-H y un solo electron del enlace C-C (el par se reparte conun electron para cada ,llomo de carbon), 0 sea un total de siete.

De donde el grado de oxidacion de ese carbono en ambos casas sera de 4-7= -3.Tambien para ambas moleculas, el carbon del grupo carboxilo (COO-) se queda con unelectron del enlace C-C y no se Ie adjudica ninguno proveniente de 105 enlaces con el oxfgeno,ya que este es mas electronegativo que el carbono. EI grado de oxidacion del carbono delgrupo carboxilo sera de 4-1 = + 3. Aplicando el mismo razonamiento en el carbo no intermedio,en el caso del ion lactato, el carbono tiene tres electrones, dos del hidrogeno y uno de cadacarbona, vecino, de donde su grado de oxidacion es O. En el caso del piruvato, este carbonosolo tiene dos electrones de 105 dos enlaces con 105 carbonos vecinos, de donde su grado deoxidacion es +2. Asf aumenta en dos unidades el grado de oxidacion del segundo carbonocuando ellactato se transforma en piruvato. Esteproceso es, entonces, un proceso de oxidacion.

Los iones de piruvato y lactato forman un par redox obedeciendo a la siguiente ecuacion:o 0 OH 0~ II \ II

CH -c-c-o-+ 2W +2e- ~ CH -c-c-o-.J .J I

H

Algunos de 105 acarreadores de electrones que participan en el metabolismo, hacenintervenir dobles enlaces conjugados. Consideremos la parte de la molecula del NAD 0 delNADP que interviene en la reaccion de oxidorreduccion, todo el resto de )a molecula estarepresentado por R y apliquemos las reglas antes usadas para calcular el grado de oxidacion.

~ 0 H H 0(-1) II "'" r-;; II

H" /C~ /C"'" H" /C"'" /C"'"] T NH2 + 2e- + 2W ~ ] TI NH2

/C"'" /.t::J /C"'" /C~H N+ H H N H

I IR RLos grados de oxidacion de 105 dos carbonos que modifican su estado redox estan

indicados entre parentesis. Para estos dos atomos, el grado de oxidacion cambia de 0 (-1+1)para la forma oxidada a un valor de -2 (-2 + 0) en la forma reducida. Esto significa que se tratade un proceso de oxidorreduccion con la participacion de dos electrones. Desde el punta devista de la estructura molecular, es posible apreciar que el sistema de dobles enlaces conjugadosimplica tres carbonos y un nitrogeno participando en la reaccion de oxidorreduccion.

De la misma manera, la oxidorreduccion del grupo prostetico de las flavoprotefnas,como el FAD, se describe con la siguiente ecuacion:

oII

C)Q(H3 N~ /C" /HO C!+2J NI I + 2e- + 2W ~/C~/C~CH3 N (+3) N "'::::0

IR

Es una vez mas, el sistema de dobles enlaces conjugados los afectados por la oxi-dorreduccion, pero intervienen dos carbonos y dos nitrogenos.

Tambien en el caso de las quinonas, el sistema de dobles enlaces conjugados constituyela base de sus propiedades de oxidorreduccion. Si R representa la cadena isoprenoica yR' = CH3 en el caso de la ubiquinona de las mitocondrias 0, R' = CH3 Y R"= -H en el caso dela plastoquinona en los c1oroplastos, la ecuacion de oxidorreduccion se escribe de la siguientemanera:

Como 10 muestra la ecuacion 6.2, es posible obtener energia libre 0 trabajo cuando setienen un potencial electrico

De la misma manera que el pKa, en la quimica de la relacion acido-base, representa unamedida cuantitativa de la tendencia de un acido a perder un proton, existe en la quimica de laoxidorreduccion un parametro cuantitativo que define la facilidad de un compuesto a perderelectrones 0 ser oxidado. Debido a que este compuesto puede considerarsele co·mo un agentereductor este valor se denomina potencial reductor estandar 0 E'o. En el equilibrio acido-basico se toma arbitrariamente al agua como neutral con un pKa igual a 7. Cualquier compuestocon un valor de pKa menor a 7, el cual tendera a protonar el agua, se considera un acido y loscompuestos que tienden a ser protonados por el agua se les conoce como bases. En latermodinamica de oxidorreduccion, se emplea tambien un estandar de referencia que es elelectrodo de hidrogeno estandar en una celda electroquimica.

EI electrodo de hidrogeno es un sistema redox electroactivo, 2H+/H2, que se construyecon una lamina de platino recubierta por una espuma del mismo platino depositadaelectroliticamente (negro de platino), sumergida en una solucion de HCI a la cual se Ie haceburbujear hidrogeno (figura 8.1).

La reaccion de oxidorreduccion puede escribirse de la siguiente manera.

H2 f----7 2H+ + 2e-

Cuando se tiene un medio con un pH = 0 y se burbujea hidrogeno a 1 atm de presion,se obtiene un electrodo de hidrogeno estandar.

Esta media celda electroquimica se caracteriza por el hecho de que la actividad de losprotones y la actividad del hidrogeno son iguales a 1. Sabiendo que solamente las diferencias de

potencial, y no 105 potenciales, tienen un significado fisico, se ha impuesto la convenci6n deque el potencial del electrodo de hidr6geno estandar es igual a 0 a todas las temperaturas. Latermodinamica redox utiliza el electrodo de hidr6geno estandar como referencia en una celdaelectroquimica.

Una celda electroquimica consiste en dos medias celdas, cada una conteniendo undonador de electrones y su respectivo aceptor (figura 8.2). En el diagrama, el lado izquierdo

1 M Fe+2

1 M Fe+3

de la celda electroquimica es una media celda consistente en el electrodo de hidr6geno estandar.La otra media celda contiene una mezcla de donador y aceptor de electrones, ambos en unaconcentraci6n de 1 M. En este ejemplo, la celda contienen 1 M de iones ferricos y 1M de ionesferrosos.

La neutralidad electrica se conserva par medio del contacto de un puente de agar salino.EIgalvanometro que se une alas dos medias celdas mide la fuerza electrornotriz 0 fern, en volts.

Estaes la medida del potencial (0 presion) de 105 electrones fluyendo desde una mediacelda hasta la otra. Dependiendo de si el hidrogeno (H2) tiene mayor 0 menor tendencia aperder electrones que el donador de electrones ensayado, 105 electrones fluiran en un sentidoo en otro. Si el H2 pierde sus electrones con mayor facilidad que el donador de electronesensayado, 105 electrones fluiran del electrodo de hidr6geno hacia la celda de medicion, oxidadoel H2 en H+ y obteniendo una fem positiva. Por el contrario, si el donador de electrones de lacelda de medicion pierde mas facilmente 105 electrones que el H2, este se oxidara y el flujo deelectrones sera de la celda de medici6n hacia el electrodo de medicion, obteniendo en elgalvan6metro una fem negativa.

La tendencia de un donador de electrones en reducir su respectivo aceptor es el potencialreductor, como se mencion6 anteriormente.

Encondiciones estandar, 250 C y 1M de donador y aceptor de electrones, este potencialse denomina potencial reductor estandar E'o.

Cuanto mayor sea el valor de E'0 para un par redox, mas fuerte es como oxidante elaceptor de electrones del par. Por ejemplo, sabemos por experiencia que el ion ferrico es unoxidante fuerte. Esto se confirma cuando se mide la fem del par redox Fe3+/Fe2+en la celdaelectroquimica de referencia, en don de se obtiene un valor de E'o = + 0.77 V. Los valores deE'0 para algunos de 105 pares redox de interes en biologia se muestran en la tabla 8.2.

En la celda electroquimica se tiene la siguiente reaccion.

[0 ]a [H ]n/2~C = -z FE = ~CO+RT In x 2

[Redt [H+ rSi se define la fuerza electromotriz estandar 0 fem estandar como

~COE =---o F

la fem de la celda estara descrita por la siguiente ecuaci6n:

[Ox)" [H2f/2

[Redt [H+rComo una de las mitades de la celda es siempre el electrodo de hidrogeno estandar,

podemos escribir:

Tabla 8.2 Potenciales reductores estandar de interes en biologia

Oxidante Reductor z E'0 (volts)

Acetato + C02 Piruvato 2 -0.70Succinato + C02 u-Cetoglutarato 2 -0.67Acetato Acetaldehido 2 -0.6002 02 1 -0.45Ferredoxina (ox) Ferredoxina (red) 1 -0.432W H2 2 -0.42Acetoacetato ~-hidroxibutirato 2 -0.35Piruvato + C02 Malato 2 -0.33NAD+ NADH + W 2 -0.32NADP+ NAPH + W 2 -0.32FMN FMNH2 2 -0.30Lipoato (ox) Lipoato (red) 2 -0.29l,3-Bifosfoglicerato Gliceraldehido3-fosfato+Pj 2 -0.29Glutationa (ox) Glutationa (red) 2 -0.23FAD FADH2 2 -0.22Acetaldehido Etanol 2 -0.20Piruvato Lactato 2 -0.19Oxaloacetato Malato 2 -0.17u-cetoglutarato+NH4+ Glutamato 2 -0.14Azul de metileno (ox) Azul de metileno (red) 2 -0.01Fumarato Succinato 2 +0.03CoQ CoQH 2 +0.04Citocromo b (+3) Citocromo b (+2) 1 +0.07Deshidroascorbato Ascorbato 2 +0.08Citocromo c1 (+3) Citocromo c1 (+2) 1 +0.23Citocromo c (+3) Citocromo c (+2) 1 +0.25Citocromo a (+3) Citocromo a (+2) 1 +0.291/2 02 + H20 H202 2 +0.30Ferricianuro Ferrocianuro 2 +0.36Nitrato Nitrito 1 +0.42Citocromo a3(+3) Citocromo a3 (+2) 1 +0.55Fe (+3) Fe (+2) 1 +0.771/202 + 2W H20 2 +0.82

[Ox]aE'=E' + RTIn---

o zF [Redt

Estarelaci6n es laecuaci6n de Nernst y define el potencial de oxidorreducci6n 0 potencialredox de un par.

N6tese que esta ecuaci6n es similar a la de Henderson-Hasselbalch:

[aceptor de protones]pH = pKa + In ---------

[donador de pro tones ]

de la misma manera que al pKa se Ie define como el punta medio de la curva de titulaci6n, al E'0se Ie considera como el punta medio de la titulaci6n electroquimica donde el aceptor y donadorde electrones se encuentran en la misma concentraci6n.

Ejemplo 8.1 Por medio de 105potenciales redox resulta posible determinar la constante deequilibrio de la reacci6n de oxidorreducci6n catalizada por la lactato deshidrogenasa.

Piruvato + NAOH + H+ ~ lactato + NAO+

o 0II #

CH -C-C + 2H+ + 2e- ~3 '\

0-

OH 0I #

CH -CH-C3 '\

0-

E'0 (piruvato/lactato) = -0.19 Volts

E'o(NAO+/NAOH2) = 0.32 Volts

E'(pir/lac)=E~(pir/lac)+ RT In [Piruvato]zF [Lactato]

Si la reacci6n de oxidorreducci6n se encuentra en el equilibrio, se tiene E'0 (pir/lac)= E' (NAP+/NAOH) Y se tendra:

RT [Iactato] [NAO+]M~ =~ (NAO+ /NAOH) - ~(pir/lac)=-In-. ----

. zF [plruvato] [NAOH2]

zF I [lactat0l[NAO+] -InK- ~Eo = In -------RT [piruvato)[NAOH]

(2) (96 500) •InK= ( )( ) [(-0.32)-(-0.19)]=-10.12

8.314 298.15

K = 4.02 x 10-5

EIvalor de la constante de equilibrio nos muestra que el equilibrio es muy favorable a laformacion dellactato y NAO+. Estose confirma por el valor de ~G calculado con ayuda dela siguiente ecuacion en el equilibrio.

~Co=-RTln K

~CO = -(8.314) (298.15) In (4.02 X 10-5)

~Co = -25090 Jjmol

EIvalor negativo nos indica que el equilibrio se desplaza hacia la derecha 0 sea hacia laformacion de lactato y NAD+.

Otra alternativa para calcular la ~CO consiste en utilizar la ecuacion 8.2:

~co = -z F~E'0 = -(2) (96 500) [-0.32- (-0.19) 1~co = -25 090 Jjmol

Como ya hemos visto, el metabolismo celular produce compuestos reducidos en todos 105

compartimentos importantes de la CE~lulaseucariotes. La glicolisis se \leva a cabo en el citosQI,mientras que la oxidacion de acidos grasos y el cicio de Krebs ocurren en la matriz mitocondrial.EItipo y numero de mitocondrias en una celula varia significativamente de acuerdo a la celula.Estenumero puede ser tan pequeno como solo uno 0 lIegar hasta cien mil.

La mitocondria esta constituida por cuatro regiones: las membranas internas y externasel espacio intermembranas y la matriz (figura 8.3) La membrana interior se encuentra muyplegada formando crestas, 10 cual aumenta considerablemente su superficie. Debido a que las

//

//

//

//

Figura 8.3 Estructura de famitocondria.

Membranaexterior

proteinas respiratorias estan soportadas en las membranas internas, la densidad de las crestasse correlaciona con la actividad respiratoria de la celula. Por ejemplo, las celulas del musculocardiaco, las cuales tienen altos indices de respiracion, contienen crestas densamenteempacadas. Por el contrario, las celulas del higado poseen crestas mucho mas separadas,pues presentan una menor tasa de respiracion.

Independientemente de donde, 0 en que compartimento celular se produzca la oxidacionbiologica, todos estos procesos producen acarreadores de electrones reducidos yprincipalmente NADH2. La mayor parte del NADH2 se reoxida por las enzimas de la cadenarespiratoria terminal, lascuales se hallan en la membrana interna de la mitocondria, produciendoATP durante esta oxidacion. La membrana interna esta constituida por 70% de proteinas y30% de IIpidos. De estasproteinas, 50% se puede estar involucrada en el transporte de electronesy la fosforilacion oxidativa. EIresto de las proteinas se encuentran principalmente relacionadoscon el transporte de sustancias a traves de la membrana. Por el contrario, la membrana externade la mitocondria contiene proteinas que incluyen aquellas enzimas que oxidan aminoacidos,que sintetizan acidos grasos y fosfollpidos, y que realizan hidroxilaciones enzimaticas.

Enla membrana interna de la mitocondria estan dispuestas las proteinas y acarreadores deelectrones que los conducen desde el NADH2 hasta el oxigeno, que es el aceptor final de elec-trones y que en conjunto contituyen la cadena respiratoria terminal (figura 8.4). EItransporte deelectrones puede ser considerado como una cascada de electrones que pasa del NADH2, porflavoproteinas, centros fierro azufre, coenzima Q y sobre todo por varios tipos de citocromos.

Evidentemente que para que el transporte de electrones pueda realizarse, los com-ponentes siguen una serie de reacciones de oxidorreduccion, en una secuencia correspondienteal incremento de su potencial redox E'Q. La cascada de electrones comienzan con la reoxidacion

de NADH2 par media de la NADH deshidrogenasa, la cual contiene un grupo flavina mono-nucleotido como grupo prostetico y cataliza la siguiente reaccion:

EIcomplejo enzimatico tambien acepta electrones del NADPH2, pero ineficientemente.La via mas utilizada es la oxidacion del NADPH2 con la reduccion del NAD+ par media de laenzima transhidrogenasa:

EI complejo NADH deshidrogenasa contiene tambien un numero de centros fierro-azufre(Fe-S). Estos centros Fe-Spueden hallarse en tres formas (FeS, Fe2S2y Fe4S4)y contienen enuna estructura tetrahedrica 105 azufres del grupo tiol de cisteinas y sulfuros inorganicos,complejando iones de fierro. Estos grupos transfieren 105 electrones del FMNH2 hacia lacoenzima Q, cambiando el grado de oxidacion del fierro.

La coenzima Q a ubiquinona es un transportador de electrones muy lipofilo que consis-te en un grupo benzoquinona can varios grupos isopreno. Cuando se tiene 10 unidades isoprenoen la coenzima Q se utiliza el simbolo QlO. Esta molecula es reducida aceptando 105 electro-nes del fierro del centro Fe-S.A su vez la coenzima Q transfiere 105 electrones a una serie decitocromos. Los citocromos consisten en hemoproteinas rajas a cafes que tienen un espectrovisible distintivo (figura 8.5). Los citocromos mas abundantes se c1asifican como a, b a c

Figura 8.5 Espectros del citocromo c en suforma oxidada y reducida.

IIIIIIIIII

_//~.

/

dependiendo de su espectro. Los citocromos b, c, y Cl contienen el fierro complejado con laprotoporfirina IX;este es el mismo grupo hemo encontrado en la hemoglobina y la mioglobina. En105 citocromos c y Cl, pero no en el citocromo b, el grupo hemo unido covalentemente a laproteina por medio de enlaces tioeter entre las dos cadenas vinilo y dos residuos cisteina. Loscitocromos a y a3 contiene un grupo metalo-porfirina, que es un grupo derivado del hemo, endonde muy cerca del Fe se encuentran asociados iones de cobre. Los citocromos durante lasreacciones de oxidorreducci6n modifican el grado de oxidaci6n del metal asociado, entre +2 Y+3en el caso del Fe y entre +1 y +2 en el caso del Cu. Los citocromos son transportadores de unelectr6n.

Cada par redox participante en la cadena respiratoria terminal tiene un potencial redoxestandar caracteristico. Los donadores de electrones en esta cadena pueden c1asificarseen unorden termodinamico de potenciales redox. EIflujo de electrones se realizara del potencial masnegativo hacia el mas positivo. En la figura 8.6 se muestran en la escala vertical, 105 potencialesredox estandar de 105 transportadores de electrones. Los electrones pasan del par mas negativo(NADH2/ NAD+) al mas positivo (1/2 02+2 W/H20). EIcambio de energia libre en esta cadenaesta directamente relacionado con el cambio del potencial redox de acuerdo con la ecuaci6n 8.1.

donde ~Go es el cambio de energia libre, z es el numero de electrones, F es la constante deFaraday (96 500 J/mol· volt) y Mh es la diferencia de potencial redox estandar de 105 paresparticipantes.

Eo+0.2

® 50

Figura 8.6 Potenciales redox durante el fluio de electrones en la cadena respiratoria terminal. £1potencial redox es lafuerza conductora para la liberacion de energia.

Considerando el total de la cadena respiratoria 0 sea la transferencia de un par deelectrones entre el NADH2 y el 02, se tiene:

LiGD = -(2) (96 500) (0.82 -(-0.32))

LiGD = -220 KJ/mol = -52 Kcaljmol

Como se puede apreciar, estas reacciones liberan una cantidad significativamente altade energfa por cada par de electrones, la cual sirve para la sfntesis de ATP. Sabemos quedurante todos los pasos que conducen a la oxidaci6n completa de un mol de glucosa, paraproducir C02 y H20, atraviesan 12 pares de electrones la cadena respiratoria. Entonces, laenergfa libre liberada sera de 12 x -220 = -2 640 KJ/mol.

Recordando que la LiGO de oxidaci6n de la glucosa es de -2 870 KJ/mol, se puedeconcluir que casi la totalidad del cambio de energfa libre durante la oxidaci6n biol6gica de laglucosa se realiza en la cadena respiratoria terminal.

Ahora descubriremos el mecanismo por el cualla energfa liberada de la respiraci6n, se utiliza enla sintesis de ATP.Actualmente, se acepta como modelo para la sfntesis de ATP el modelo deacoplamiento quimio-osmotico propuesto en 1961, por el bioqufmico britanico Peter Mitchell.

De una manera general, el modelo propone que la energia proveniente del transportede electrones se utiliza en un transporte activo de protones de la matriz de la mitocondria, 0

sea que este transporte saca protones de la matriz (figura 8.4). Estaacci6n origina un gradienteelectroqufmico de pro tones, con un pH inferior en la parte externa de la membrana interna.Los pro tones en la parte externa, tienen la tendencia termodinamica de regresar e igualar elpH en ambos lados de la membrana. En otras palabras, la energfa generada se utiliza paramantener el gradiente de protones. Peter Mitchell, recibi6 el premio Nobel en 1978 por suslogros cientificos.

Los protones en su regreso atraviesan el sistema ATPasa, descrito anteriormente en lafotosfntesis, capftulo 7. En la figura 7.12 se muestra la conformaci6n del complejo ATP sintetasao factor acoplador FlFa. En la figura 7.13 tambien se muestra un mecanismo de transporte deprotones a traves del complejo FlFa. Como se discuti6 anteriormente, el complejo Fo contieneun conducto especffico, 0 poro, para el paso de iones H+ que fueron bombeados fuera de lamitocondria por el transporte de electrones. La energfa derivada de este transporte de protonesse usa en la sfntesis de ATP.

En el capftulo 6, se discuti6 el concepto de fuerza protomotriz (Lip). La ecuaci6n 6.13define la fuerza protomotriz en volts:

Ejemplo 8.2 Calcular el cambio de energia libre de Gibbs en una un mitocondria quepresenta un potencial electrico entre el interior y el exterior de la membrana interna de0.14 volts. EIpH del medio interior es de 6.61 y el pH del medio exterior es de 5.19.

Calculando la fuerza protomotriz:

L¥J = -23 ( R; }PHe - PI\) + E

(1.987) (298.15)L\p=-(23) 23040 (5.19-6.61)+0.14

L\CO = FL\p = (23 040) (0.224)= 5160 caljmol

L\CO = 5.16 Kcaljmol

Este valor es la cantidad de energia libre generada por mol de protones H+, la cualgenerariaaproximadamente 10.3 Kcal por cada par de equivalentes reductores. Estacantidadparece ser la justa necesaria para sintetizar un mol de ATP.

Balance energetico en el metabolismo oxidativo

En el capitulo anterior y en este, hemos discutido la via metab61ica mediante la cual 105

carbohidratos se oxidan en C02 y agua. Ahora estamos en posici6n de calcular la energia totalgenerada y la eficiencia metab61ica de esta via metab61ica combinada, primero escribiremos lasecuaciones netas de cada una de las etapas.

Glic61isis

Glucosa + 2 ADP + 2 Pi+ 2 NAD+ f-----7 2 piruvato + 2 ATP + 2 NADH2

+ 2 H20 + 2 H+

Complejo piruvato deshidrogenasa

2 piruvato + 2 NAD+ + 2 CoA-SH f-----7 2 acetil-CoA + 2 NADH2 + 2C02

Cicio de Krebs (incluyendo la conversi6n de GTP en ATP)

2 Acetil-CoA + 4 H20 + 6 NAD+ + 2 FAD++ 2 ADP + 2 Pi f-----7

4 C02 + 6 NADH2 + 6 W +2 FADH2 + 2 CoA-SH + 2 ATP.

Sumando las tres ecuaciones obtenemos la siguiente ecuaci6n total.

Glucosa + 10 NAD+ + 2 FAD + 2 H20 + 4 ADP + 4 Pi

f-----7 C02 + 10 NADH2 + 8 W+ FADH2 + 4 ATP

Estosprocesos generan cuatro moles de ATP directamente, mas 10 moles de FADH2. Porahora, aun es incierta la relaci6n P/O para la oxidaci6n del NADH2 y FADH2, nosotros usaremos

valores de 3 y 2 respectivamente. De este modo, se obtiene un total de 38 AlP generados pormol de glucosa oxidada. En celulas procariotes y otras, 105 acarreadores reducidos sontransportados del citosol hacia la matriz de la mitocondria por el mecanismo glutamato-aspartatosin costo de energia. Sin embargo, en las celulas de 105 organismos eucariotes que utilizan elmecanismo del glicerol fosfato deben pagar un costa energetico. En este caso, los electrones delNADH, del citosol entran a la cadena respiratoria como FADH" de donde la generacion de AlPpor cada NADH, es de dos, y no de tres. Esta disminucion nos da un total de AlP de 36 por molde glucosa oxidada.

Recordando que la oxidacion total de una mol de glucosa produce un "'GO = -2 870 KJ Yque la hidrolisis del AlP es acompai'iada de "'GO = -30.5 KJ/mol, podemos calcular la eficienciade operacion de la maquina bioquimica:

(numero de moles de AlP) (-30.5)

-2870

Eficiencia = (38) (-30.5) - 0.40 = 40%-2870

8.1 De acuerdo a 105 valores de E'0 de la tabla 8.2, calcular la "'Go de la oxidacion del mala to,por la mala to deshidrogenasa.

8.2 Recurriendo a 105 valores de la tabla 8.2, determinar la constante de equilibrio para lareaccion de la glutation peroxidasa.

8.3 EI potencial redox medio, Eo,de la reaccion 2 W + 2 e' = H, se especifico arbitrariamentecomo cero. Calcular E'o a pH 8.

8.4 EI potencial redox medio, Eo,de la siguiente reaccion es de -0.32 V a pH 7. Calcular E'o apH 5.

8.5 Calcular la "'G y la Keqpara la siguiente reaccion:

FADH, + 2 citocromo c (Fe") = FAD + 2 citocromo c (Fe+') + 2 H+

Consulte 105 valores de la labia 8.2.

8.6 Deduzca la ecuacion que relaciona al potencial redox y at pH.

8.7 Determinar "'G para la oxidacion dellactato por el citocromo c oxidado a 298°K y pH 7.

Cit. c (Fe") + e- ~ Cit. c (Fe")

Piruvato + 2 H+ + 2 e- ~ LactatoEo= +0.25 VEo= -0.19 V

8.8 EI nicotinamida adenina dinucleotido (NAD) participa en muchas reacciones de oxi-dorreduccion como par redox bivalente, segun se muestra en la siguiente reaccion:

NAD+ + 2 H+ + 2 e- ~ NADH + H+

Si el par tiene un valor de Eo de -0.32 V a 298°K y pH 7, calcular el potencial redox de unasolucion en estas condiciones, si: a) 90% se encuentra en su forma reducida yb) 10% del nucleotido se encuentra en su forma reducida.

8.9 Se agrega tioglicolato a un medio de cultivo anaerobio con el fin de remover el oxfgenodisuelto y de ajustar el potencial redox del medio, para el crecimiento de bacteriasanaerobias. EI par redox del tioglicolato es:

Si el valor de Eo es de -0.34 V a 35°C y pH neutro, calcular los valores de potencial redoxdel medio de cultivo, sf: a) 20% del tioglicolato se halla en su forma reducida y b) 75% delcompuesto esta reducido.

8.10 EI butiril-CoA se oxida rapidamente en presencia de la butiril-CoA deshidrogenasa y delpigmento redox, piocianina:

butiril-CoA + piocianina oxidada ~ crotonil-CoA + piocianina reducida

Un experimento a 303 K Y pH 7, mostro concentraciones en el equilibrio de 90 mM debutiril-CoA; 42 mM de crotonil-CoA; 31 mM de piocianina oxidada; y 62 mM de piocianinareducida. Calcular el valor de E'o del par crotonil-CoAfbutiril-CoA a 303°K y pH 7 si el parde piocianina tiene una E'0 de -0.034 V en esta condiciones.