2018-01-21
4192
Электронотранспортная дыхательная цепь (ЭТЦ)- система структурно и функционально связанных трансмембранных белков и переносчиков электронов, которая позволяет запасти энергию, выделяющуюся в ходе окисления НАД·Н и ФАДН2р л.
В клетках эукариот ЭТЦ расположена во внутренней мембране митохондрий, у прокариот – в цитоплазматической мембране и мезосомах (или тилакоидах).
Протонный потенциал преобразуется АТФ-синтазой в энергию химических связей АТФ. Сопряжённая работа ЭТЦ и АТФ-синтазы носит название окислительного фосфорилирования.
Цепь переноса электронов:
· Комплекс I (НАДН дегидрогеназа) окисляет НАД-Н, отбирая у него два электрона и перенося их на растворимый в липидах убихинон, который внутри мембраны диффундирует к комплексу III. Вместе с этим, комплекс I перекачивает 2 протона и 2 электрона из матрикса в межмембранное пространство митохондрии.
· Комплекс II (Сукцинат дегидрогеназа) не перекачивает протоны, но обеспечивает вход в цепь дополнительных электронов за счёт окисления сукцината.
· Комплекс III (Цитохром bc1 комплекс) переносит электроны с убихинона на два водорастворимых цитохрома с, расположенных на внутренней мембране митохондрии. Убихинон передаёт 2электрона, а цитохромы за один цикл переносят по одному электрону. При этом туда также переходят 2 протона убихинона и перекачиваются комплексом.
· Комплекс IV (Цитохром c оксидаза) катализирует перенос 4 электронов с 4 молекул цитохрома на O2 и перекачивает при этом 4 протона в межмембранное пространство. Комплекс состоит из цитохромов a и a3, которые, помимо гема, содержат ионы меди.
Кислород, поступающий в митохондрии из крови, связывается с атомом железа в геме цитохрома a3 в форме молекулы O2. Каждый из атомов кислорода присоединяет по два электрона и два протонаи превращается в молекулу воды.
Способность каждой сопряжённой окислительно-восстановительной пары обратимо отдавать электрон выражается стандартным окислительно-восстановительным потенциалом (Ео‘). В стандартных условиях и при равных концентрациях всех реагентов, а также Ео', определяемый как Ео при pH 7. ΔЕ – разность потенциалов двух систем.
Величина окислительно-восстановительного потенциала равна э.д.с. в вольтах (В), возникающей в полуэлементе, в котором донор электронов и сопряжённый с ним акцептор присутствуют в концентрации 1,0М t= 250C, рН 7, находятся в равновесии с электродом, способным принимать электроны от донора и передавать их акцептору. В качестве стандартного полуэлемента используют водородный электрод, эдс которого при давлении газа Н21 атм., концентрации протонов 1,0М (рН0) и t= 250C условно равен нулю.
Для выражения стандартных потенциалов принято пользоваться понятием восстановительный потенциал, чем более отрицательной величиной он выражается, тем выше способность отдавать электроны, и наоборот.
Каждая химическая реакции по истечении некоторого времени достигает состояния равновесия, при котором прямая и обратная реакции идут с равными скоростями. Соотношение концентраций исходных веществ (А, В) и конечных продуктов (С, D) в равновесном состоянии описываются законом действующих масс. Константа равновесия К непосредственно связана с изменением свободной энергии реакции в стандартных условиях ΔG° (ΔG° = -RT ln К) Уравнение действительно для любых концентраций веществ. Если ΔG < 0, реакция протекает спонтанно до тех пор.пока не будет достигнуто равновесие (т. е. до ΔG° = 0). При ΔG > 0 реакция не может протекать спонтанно (эндергонический процесс). В биохимии ΔG обычно относят к pH 7 и обозначают как ΔG0 ' или ΔG '.
Реакции переноса электронов также протекают в соответствии с законом действующих масс. Для отдельной окислительно - восстановительной системы (редокс-системы) справедливо уравнение Нернста (приведено на слайде). Потенциал переноса электронов такой системы (т.е. склонность системы отдавать и принимать электроны) определяется ее окислительно-восстановительным потенциалом в стандартных условиях (стандартным восстановительным потенциалом E° и соответственно Е°' при pH 7). При описании реакций между двумя редокс-системaми вместо ΔG обычно используют разность потенциалов двух систем (ΔΕ). ΔΕ и ΔG связаны простым соотношением, но имеют противоположные знаки. Окислительно-восстановительная реакция протекает спонтанно, если ΔΕ > 0.
Изменение стандартной свободной энергии в реакции, связанной с переносом электронов, вычисляется по формуле:
ΔG°’ = - n FΔЕо’,
где n – число перенесённых электронов;
F – число Фарадея [23062 кал/(В*моль)];
ΔG°’ – изменение стандартной свободной энергии в клетке;
ΔЕо’ – разность стандартных потенциалов электроннодонорной и электронакцепторной систем в стандартных условиях.
Как уже было сказано выше, чем более отрицательная величина восстановительного потенциала, тем выше способность отдавать электроны, и наоборот. Эта способность электронов переходить от электроотрицательных систем к электроположительным связана с тем, что такой поток сопровождается уменьшением свободной энергии; поток электронов направлен всегда таким образом, чтобы свободная энергия системы уменьшалась. Все системы в природе стремятся к минимуму энергии, так как такое состояние более устойчиво.
При преходе 2х электронов от окислительно восстановительной пары НАДН/НАД+ (Ео’= -0,32В) к паре Н2О/ ½ О2ΔG°’=52,6 ккал. Этого количества энергии (52,6ккал), высвобождающейся при переносе двух электронов в стандартных условиях от НАДН на О2более чем достаточно для синтеза трёх молекул АТФ, который в стандартных условиях требует затраты 3*7,3=21,9 ккал.
С помощью этой же формулы ΔG°’ = - n FΔЕо’ можно рассчитать изменение стандартной свободной энергии для любого отрезка цепи переноса электронов по разности между стандартными потенциалами двух окислительно-восстановительных пар – электронодонорной и электроноакцепторной.
