Le reazioni redox in biochimica assumono una particolare importanza e spesso avvengono grazie all’azione di enzimi come le ossidoreduttasi.
Un organismo vivente ha bisogno di energia per sopravvivere e per svolgere determinate funzioni; l’energia deriva dall’ossidazione dei metaboliti che sono ridotti in una serie di reazioni in cui l’ossigeno è l’accettore finale di elettroni.
L’elettrochimica gioca pertanto un ruolo fondamentale nelle molteplici reazioni biologiche come, ad esempio la fermentazione lattica che prende le mosse dall’acido piruvico, prodotto terminale della glicolisi:
piruvato + NADH + H+ → lattato + NAD+
La reazione di ossidoriduzione è data da due semireazioni:
piruvato + 2 H+ + 2 e– → lattato ( semireazione di riduzione)
NADH + H+ → NAD+ +2 H+ + 2 e– (semireazione di ossidazione)
L’ NAD+ prodotto dalla reazione viene poi sfruttato in altre vie metaboliche per ottenere ATP. Ad ogni semireazione di riduzione corrisponde un potenziale standard di riduzione. Si riportano, nella tabella seguente i potenziali normali di riduzione più comuni in chimica biologica
Tabella
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Potenziali standard di riduzione |
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Semireazione |
E° (Volt) |
| O2 + 4 H+ + 4 e– → 2 H2O |
+0.816 |
| SO42- + 2 H+ + 2 e– → SO32- + H2O |
+0.480 |
| Fumarato + 2 H+ + 2 e– → succinato |
+0.030 |
| Acetaldeide + 2 H+ + 2 e– → etanolo |
– 0.163 |
| Ossalacetato + 2 H+ + 2 e– → malato |
– 0.175 |
| FAD + 2 H+ + 2 e– → FADH2 |
– 0.219 |
| NAD+ + H+ + 2 e– → NADH |
– 0.320 |
| Piruvato + CO2 + 2 H+ + 2 e– → malato |
– 0.330 |
Quando le reazioni elencate sono considerate da destra a sinistra, ovvero nel senso dell’ossidazione, il segno che assume E° è opposto a quello della riduzione.
Esempi di reazioni redox in biochimica
Affinché le reazioni redox in biochimica fungano da fonte di energia gli organismi utilizzano o sono in grado di creare molecole che sono agenti riducenti. Questi elettroni vengono passati da un vettore di elettroni all’altro, in una serie di reazioni di trasferimento di elettroni.
Gli elettroni fluiscono in modo esergonico da specie con un potenziale di riduzione inferiore o superiore. Il più noto tra gli esempi di reazioni redox in biochimica è la fotosintesi clorofilliana.
Tra gli esempi di reazioni redox in biochimica consideriamo l’ossidazione di NADH prodotto nel citosol delle cellule con l’ossigeno; l’ossigeno ossida l’NADH a NAD+ quindi va considerata la semireazione:
NADH → NAD+ + H+ + 2 e– il cui potenziale è uguale in valore assoluto a quello della semireazione di riduzione ma ha segno opposto pertanto E° = + 0.320
La semireazione di riduzione dell’ossigeno è quella indicata in tabella:
O2 + 4 H+ + 4 e– → 2 H2O il cui potenziale è + 0.816 V
Dopo aver moltiplicato per 2 la prima delle due semireazioni in modo che gli elettroni scambiati siano uguali otteniamo:
2 NADH → 2 NAD+ + 2 H+ + 4 e–
Sommiamo tale semireazione a quella di riduzione dell’ossigeno e, dopo aver fatto le opportune semplificazioni, si ha:
2 NADH + O2 + 2 H+ → 2 NAD+ + 2 H2O
Il potenziale della reazione è dato dalla somma dei potenziali delle semireazioni: E = + 0.320 + 0.816 = + 1.14 V.
Dal valore positivo del potenziale della reazione si comprende che l’ossidazione di NADH da parte dell’ossigeno è un processo spontaneo. La reazione è, tuttavia, molto lenta quindi affinché essa avvenga è necessario un enzima che agisca da catalizzatore.
Un altro esempio di reazioni redox in biochimica è la reazione: succinato + FAD → fumarato + FADH2. Valutiamo, utilizzando i dati presenti in tabella, se la reazione avviene spontaneamente.
Dai dati presenti vediamo che le due semireazioni sono:
FAD + 2 H+ + 2 e– → FADH2 (semireazione di ossidazione) per la quale E° = – 0.219 V
succinato → Fumarato + 2 H+ + 2 e– ( semireazione di ossidazione) per la quale E° = – 0.030
Sommando le due semireazioni otteniamo che il potenziale della reazione è pari a – 0.219 – 0.030 = – 0.249 V e pertanto la reazione non è spontanea.