Fondazione FONAMA	fonama@fonama.org	Tel. 335250742
	Traduzioni a cura di Natale Marzari Dopo 41 anni e 5 mesi, nel maggio 2006 la magistratura di Trento ha riconosciuto l'esistenza  e  la gravità di quella malattia rara che nessuna altra istituzione o persona singola della provincia di Trento ancora mi riconosce, e per negare la quale ancora mi perseguita.    Natale Marzari

Bioenergetica

Potenziali ossidoriduttivi: Questi forniscono una misura quantitativa dell'ossidazione o del potere di riduzione. Gli agenti con forte potere di ossidazione (come l'ossigeno molecolare) hanno potenziali ossidoriduttivi positivi, i buoni agenti riduttori hanno potenziali ossidoriduttivi negativi. Gli elettroni si muovono spontaneamente verso quelle sostanze con i potenziali ossidoriduttivi più positivi. Il campione per l'intera scala è l'idrogeno puro gassoso ad 1 atmosfera di pressione in contatto con un elettrodo di platino platinato immerso in acido 1 molare. Questa combinazione è chiamata elettrodo standard ad idrogeno (SHE) ed è definita avere potenziale ossidoriduttivo zero.

I potenziali ossidoriduttivi standard (Eo) sono misurati con il 50% di forma ossidata ed il 50% di forma ridotta per la sostanza in questione. [Questo è simile al pKa nella equazione di Henderson Hasselbach, la quale è eguale al valore del pH misurato con il 50% di amplificatore protonato ed il 50% di amplificatore deprotonato.] Se la reazione di ossidazione / riduzione coinvolge protoni (molte lo fanno) allora si deve essere in presenza anche di acido 1 molare. Questo è un po' inopportuno per i sistemi biologici, così spesso noi lavoriamo con Eo' il quale è il potenziale ossidoriduttivo misurato a pH 7. Questo ha un effetto principale: a pH 7 l'idrogeno gassoso ha un potenziale ossidoriduttivo di -420 mV.

Il potenziale ossidoriduttivo efficace dipende dalla proporzione delle forme ossidate e ridotte. Questo può costituire una grande differenza: la coppia NADPH / NADP (mantenuta nelle cellule pressoché al 100% nella forma ridotta) è un agente riduttore biologico molto migliore del NADH / NAD (non più del 30% ridotto in normali condizioni) nonostante il fatto che i loro potenziali riducenti standard siano identici. 

(E è misurato in volt, R è la costante del gas [8,31 joule / gradi / mole], T è la temperatura assoluta, F è la costante di faraday [96.500 coulomb / mole], z è il numero di elettroni coinvolti nella reazione e ln denota il logaritmo naturale. Se il logaritmo naturale viene sostituito dai logaritmi su base 10, questo deve essere moltiplicato per un fattore di conversione di 2,303)

Notare che è insignificante parlare del potenziale ossidoriduttivo per una singola sostanza isolata: devono essere definite entrambe le forme ossidata e ridotta, sebbene in alcuni casi siano ovvii (per es. il NADH) la cui forma ossidata è il (NAD). Per l'idrogeno gassoso la forma ossidata può essere sia protoni o acqua (dovete specificare quale) mentre per l'ossigeno la forma ridotta è solitamente sia ioni idrossile o acqua, ma potrebbe essere superossido o perossido, e questo influenzerebbe il valore del potenziale ossidoriduttivo. 

Il valore numerico di 2,303 R T/ La F è circa 60mV a 37^oC. Potete usare questa informazione per calcolare il cambiamento nel
potenziale ossidoriduttivo per l'idrogeno gassoso, andando dall'acido 1 molare in un elettrodo all'idrogeno standard al campione biologico standard al pH 7,0?

Alcuni potenziali ossidoriduttivi possono essere misurati direttamente (inserendo un elettrodo di platino in una miscela di forme ossidate e ridotte, e completando il circuito tramite un ponticello del sale collegato ad un elettrodo di riferimento adatto) ma i potenziali ossidoriduttivi biologici sono ottenuti più comunemente indirettamente studiando la posizione di equilibrio delle reazioni dove un partecipante ha un potenziale ossidoriduttivo conosciuto. Se tutto è presenti in quantitativo equimolare, una buona coppia riducente può ridurre una coppia più debole. Tuttavia, un agente riduttore debole potrebbe ridurre un agente riduttore più forte, facendo si che la coppia più debole si trovi ampiamente nella forma ridotta, e la coppia più forte ampiamente nella forma ossidata. Simili considerazioni si applicano agli agenti ossidanti, con gli argomenti appropriatamente invertiti.

Quando un reagente ossidante interagisce con un agente riducente, la differenza fra i loro rispettivi potenziali ossidoriduttivi E è correlata alla energia libera di Gibbs G per la reazione generale: 

(dove G è misurato in joule, E è misurato in volt, F è la costante di faraday [96.500 coulomb / mole] e z è il numero di elettroni trasferiti nella reazione). E' necessaria un po' di cura con i segni aritmetici nel decidere quale numero dovrebbe essere sottratto da che cosa. Ricordare che G è negativo se la reazione generale è favorevole.

I numerosi portatori di elettroni che compongono la catena respiratoria sono organizzati in ordine approssimativo ai loro potenziali ossidoriduttivi: le coppie di riduzione migliori all'estremità del substrato e le coppie d'ossidazione migliori all'estremità dell'ossigeno. Ai punti chiave lungo la catena, la differenza nel potenziale ossidoriduttivo fra gli elementi portatori adiacenti fornisce la forza di azionamento per pompare i protoni fuori dello spazio della matrice nel citosol come parte del meccanismo generale di accoppiamento energetico.

I potenziali ossidoriduttivi per alcune reazioni biologiche importanti sono elencati nella tabella:

Equazione di Nernst: Questa equazione ha varie forme: non siate sorpresi se trovate un'altra versione. La forma incontrata il più comunemente nei sistemi biologici collega il potenziale della membrana alle concentrazioni di uno ione diffusibile in equilibrio con il potenziale da ogni lato della membrana:

(dove è il potenziale di membrana in volt, R è la costante del gas [8,31 joule / gradi / mole], T è la temperatura assoluta, Cin e Cout sono le due concentrazioni ioniche, z è la carica elettrica sullo ione, F è la costante di faraday [96.500 coulomb / mole]. Il fattore di 2,303 deriva dall'uso del logaritmo 10 invece dei logaritmi naturali.)

Quando il sistema raggiunge l'equilibrio, la tendenza degli ione a diffondersi attraverso la membrana, seguendo il gradiente di concentrazione, è bilanciato esattamente dalla forza elettrica di attrazione nella direzione opposta. Il potenziale di membrana cambia il segno se si inverte l'orientamento del gradiente, o se si sostituisce la diffusione anionica con una diffusione cationica mantenendo tutte le concentrazioni inalterate. Usate il vostro buonsenso per  distinguere: all'equilibrio, la concentrazione più alta di ioni positivi  sarà dal lato negativo della membrana, e viceversa.

A 37^oC il valore di 2,303 R T / z F è circa 60mV così il potenziale di membrana aumenta di 60mV per ogni aumento di 10 volte del gradiente ionico. E' la stessa cosa della misura elettrica con l'elettrodo a vetro per il pH (60mV per unità di pH) il che non deve sorprenderci poiché il voltaggio aumenta per lo stesso meccanismo.

Notare che gli ioni devono poter attraversare la membrana con movimento della carica affinché la suddetta equazione sia valida, e deve essere raggiunto l'equilibrio con il gradiente elettrico. L'equazione di Nernst non si applica agli ioni non-permeanti, o a quelli che attraversano per un meccanismo di scambio elettricamente neutro. Nessun lavoro utile può essere ottenuto da un gradiente ionico coerente alla equazione di Nernst (vedere sotto per una discussione dettagliata) ma è possibile ottenere energia da un gradiente ionico il quale NON ha raggiunto l'equilibrio, per esempio il gradiente del sodio attraverso il plasmalemma, o il gradiente dei protoni attraverso la membrana mitocondriale interna.

L'equazione di Nernst può essere usata per calcolare il potenziale della membrana mitocondriale misurando la distribuzione di un catione solubile nei lipidi come il tetrafenilammonio, o il rubidio più la valinomicina.

Energia libera di Gibbs: (G) Questo è il lavoro utile che può essere ottenuto da una reazione chimica, e riflette il suo spostamento relativo dall'equilibrio. Nessun lavoro utile può essere ottenuto da una reazione che ha raggiunto l'equilibrio, ed in questo caso G = 0.

Per una reazione chimica dove una serie di reagenti R_n forma una serie di prodotti P_m:

il rapporto preciso fra G ed il limite della reazione è dato dall'equazione di Gibbs:

G = G⁰ + R T ln ( [P₁] . [P₂] . [P₃] ... / [R₁] . [R₂] . [R₃] ...)

(dove R è la costante del gas [8,31 joule / gradi / mole], T è la temperatura assoluta, e ln( ) è il logaritmo naturale di tutte le concentrazioni del prodotto moltiplicate insieme, divise poi da tutte le concentrazioni dei reagenti moltiplicate insieme). Se preferite lavorare con i logaritmi su base 10, dovete moltiplicare l'intero ultimo termine qui sopra [cominciando da R T ln( ....) ] per 2,303

G⁰ è lo standard per l'energia libera per la reazione, misurato quando tutti i reagenti ed i prodotti sono presenti ad una concentrazione  1 molare.

Questo grafico mostra il rapporto fra G ed il progresso della reazione per due reazioni chimiche differenti. reazione rossa: G0 è positivo reazione blu: G0 è negativo. In entrambi i casi G è zero all'equilibrio, ma la posizione di equilibrio di colore rosso favorisce i reagenti mentre l'equilibrio del blu favorisce i prodotti.

L'asse orizzontale di questo grafico è R T ln ( [P₁] . [P₂] . [P₃] ... / [R₁] . [R₂] . [R₃] ...)

Poiché G è zero all'equilibrio, ne segue che:

G⁰ = - R T ln ( [P_1E] . [P_2E] . [P_3E] ... / [R_1E] . [R_2E] . [R_3E] ...)

dove l' E in pedice denota la concentrazione del reattivo o del prodotto presente all'equilibrio. Sotto queste condizioni, i termini all'interno delle parentesi tonde che rappresentano le costanti di equilibrio, Keq per la reazione generale, portando alla importante conclusione che:

G⁰ = - R T ln (Keq)

dove Keq = [P_1E] . [P_2E] . [P_3E] ... / [R_1E] . [R_2E] . [R_3E] ...

Energia libera di un gradiente ionico: Nessun lavoro utile non può essere ottenuto dagli ioni conformi all'equazione di Nernst (a meno che non alteriate il gradiente elettrico) poiché questi ioni hanno già raggiunto l'equilibrio con il potenziale di membrana, ma può essere ottenuta energia dalla dissipazione di un gradiente per gli ioni non-diffusibili attraverso la stesso membrana. Ci sono due componenti separabili in questa energia libera, una di queste deriva dal gradiente elettrico attraverso la membrana, e l'altra dalla differenza nelle concentrazioni ioniche. Per calcolare l'energia libera, immaginiamo che gli ioni effettuino una certa operazione utile quando fuoriescono attraverso una membrana molto piccola che separa due serbatoi enormi di capienza efficacemente infinita. Visualizzabile spostando una mole di ioni non-permeanti da un lato della membrana verso l'altro, mantenendo tutto il resto costante (concentrazioni ioniche, tensioni)

G = z F + 2,303 R T log ( [C_out] / [C_in] )

(dove G è l'energia libera, z è è la carica sullo ione, F è la costante di faraday [96.500 coulomb / mole] e è il potenziale di membrana, R è la costante del gas [8,31 joule / gradi / mole], T è la temperatura assoluta, Cin e Cout sono le concentrazioni nei due compartimenti). Il primo termine dal lato destro è come una fattura di elettricità, essenzialmente amper x volt x tempo.  Il secondo termine è una forma un po' modificata della equazione di Gibbs, dove gli ioni intrappolati sono visti come reagenti, e gli ioni fuoriusciti sono visti come prodotti. G⁰ è zero perché non c'è nessuna energia disponibile dal valore della concentrazione se gli ioni hanno la stessa concentrazione da entrambi i lati della membrana. Il fattore di 2,303 consente di usare i logaritmi in base 10 al posto dei logaritmi naturali.

La suddetta equazione permette pressoché infinite opportunità di rielaborazione. Ricordarsi che G è negativo per le reazioni favorevoli. Avete bisogno del segno corretto per il potenziale della membrana, e la carica corretta sullo ione, e ricordarsi che il secondo termine di concentrazione può aggiungere a o sottrarre dal primo termine elettrico, a seconda che Cout sia più grande o minore di Cin. Usate il vostro buonsenso per osservare che cosa sta accadendo, e poi inserite correttamente i segni appropriati.

Equazione di Henderson Hasselbach: Questa collega il pH di una soluzione tampone alla ionizzazione costante per il tampone, e le proporzioni delle forme protonate e non-protonate:  

E' facile ricordare che: più grande è la proporzione della forma protonata, più acido deve essere il tampone. Per un sistema tampone debolmente acido come l'acido acetico e l'acetato di sodio, l'acido acetico libero è la forma protonata ed il sale è la forma deprotonata. Per una soluzione tampone dell'ammonio, il sale sarebbe la forma protonata. 

Il pK_a riflette l'affinità intrinseca del tampone per i protoni, ed è semplicemente il logaritmo₁₀ della costante di associazione, K_a:

Di nuovo, è facile trovare il modo giusto: le basi forti hanno grandi valori di pK, un pH alcalino e un'affinità forte per i protoni. Quando un tampone è neutralizzato esattamente a metà, le concentrazioni delle forme protonata e deprotonata sono eguali. A questo punto il sistema ha la massima capacità di tamponamento ed il pH = pK_a