Oxidorredución

Chámase oxidorredución[1] ou reacción de oxidación-redución ou de redución-oxidación ou reacción redox a toda reacción química na cal os átomos cambien o seu estado de oxidación; en xeral, as reaccións redox implican a transferencia de electróns entre especies químicas.

A reacción pode ser ou ben un proceso redox simple, como a oxidación do carbono para dar dióxido de carbono (CO2) ou a redución do carbono polo hidróxeno para orixinar metano (CH4), ou ben un proceso complexo como a oxidación da glicosa (C6H12O6) no metabolismo humano por medio dunha serie de complexos procesos de transferencia de electróns.

O termo "oxidorredución" ou "redox" procede dos dous conceptos implicados na transferencia de electróns: redución e oxidación,[2] que se poden explicar de maneira simple así:

  • Oxidación é a perda de electróns ou un incremento no estado de oxidación dunha molécula, átomo, ou ión.
  • Redución é a ganancia de electróns ou unha diminucuión no estado de oxidación dunha molécula, átomo, ou ión.

Aínda que as reaccións de oxidación están xeralmente asociadas coa formación de óxidos ao reaccionar con moléculas de oxíxeno, estes son só exemplos específicos dun concepto máis xeral de reaccións que implican xeralmente a transferencia de electróns.

As reaccións redox teñen varias semellanzas coa reaccións ácido-base. Igual que as reaccións ácido-base, as reaccións redox prodúcense á vez, é dicir, non pode haber unha reacción de oxidación sen que simultaneamente se produza unha reacción de redución. A oxidación por separado e a redución por separado denomínanse cada unha semirreacción, porque as dúas semirreaccións ocorren sempre xuntas para constiruíren a reacción completa redox. Cando se escriben semirreaccións, xeralmente inclúense a ganancia ou perda de electróns explicitamente para que queden equilibradas con respecto á carga eléctrica.

Aínda que estas descricións adoitan ser suficientes para moitos propósitos, non son totalmente precisas. A oxidación e redución realmente refírense a un cambio no estado de oxidación, e pode non haber transferencia real de electróns. Así, a oxidación defínese mellor como un incremento no estado de oxidación, e a redución como unha diminución no estado de oxidación. Na práctica, a transferencia de electróns sempre causa un cambio no estado de oxidación, pero hai moitas reaccións que se clasifican como "redox" e nas que non hai transferencia de electróns (como as que implican a enlaces covalentes).

Os termos oxidante/redutor e oxidado/reducido ás veces orixinan confusión, polo que debe terse en conta o seguinte:

  • Oxidante ou axente oxidante é (na definición xeral utilizada) o que capta electróns, polo que o seu estado de oxidación diminúe (polo que el se reduce). Pero ao quitarlle electróns a outra substancia, esa outra substancia oxídase (perde electróns).
  • Redutor ou axente redutor é o que cede electróns, polo que o seu estado de oxidación aumenta (polo que el se oxida). Pero ao ceder electróns a outra substancia, esa outra substancia redúcese (gaña electróns).
NaF
Sodio e flúor enlazados ionicamente para formar fluoruro de sodio. O sodio perde o seu electrón externo e queda nunha configuración electrónica estable, e este electrón pasa ao átomo de flúor exotermicamente. Os ións con carga oposta atráense. O sodio é oxidado, e o flúor reducico.
As dúas partes dunha reacción redox.
As dúas partes dunha reacción redox.
Os elos dunha cadea de ferro enferruxados pola oxidación.
Os elos dunha cadea de ferro enferruxados pola oxidación.
Un incendio.
Un incendio.
Os elos dunha cadea de ferro enferruxados pola oxidación.
Un incendio.

Etimoloxía

"Redox" é unha abreviación formada por "redución" e "oxidación".

A palabra oxidación orixinalmente implicaba unha reacción co oxíxeno para formar un óxido, xa que o dioxíxeno (O2 (g)) foi historicamente o primeiro axente oxidante recoñecido. Máis tarde, o significado do termo ampliouse para abranguer as substancias similares ao oxíxeno que realizaban reaccións químicas similares. Finalmente, o significado xeneralizaouse incluíndo todos os procesos que implicaban perda de electróns.

A palabra redución orixinalmente referíase á perda de peso que se producía despois de quentar un mineal metálico como un óxido metálico para extraer o metal. Noutras palabras, o mineral era "reducido" a metal. Antoine Lavoisier (1743-1794) demostrou que esa perda de peso debíase á perda de oxíxeno en forma de gas. Posteriormente, descubriuse que o átomo metálico gañaba electróns nese proceso. O significado de redución despois foi xeneralizado para incluír todos os procesos que implicaban ganancia de electróns. Malia que "redución" pode parecer antiintuitivo cando se fala dunha ganancia de electróns, axuda a pensar na redución como unha perda de oxíxeno, que era un dos seus significados históricos.

O electroquímico John Bockris utilizou as palabras electronación e deselectronación para describir os procesos de redución e oxidación, respectivamente, cando ocorren en eléctrodos.[3] Estas palabras son análogas a protonación e desprotonación, pero non foron adoptadas apenas polos químicos.

O termo "hidroxenación" podería utilizarse no lugar de redución, xa que o hidróxeno é o axente redutor nun grande número de reaccións, especialmente en química orgánica e bioquímica. Pero, a diferenza de oxidación, que foi xeneralizada a partir do seu elemento raíz, hidroxenación mantivo a súa conexión específica coas reaccións que engaden hidróxeno a outra substancia (por exemplo, a hidroxenación de graxas insaturadas a graxas saturadas, R-CH=CH-R + H2 → R-CH2-CH2-R).

Axentes oxidantes e redutores

Nos procesos redox, o redutor transfire electróns ao oxidante. Así, na reacción, o redutor ou axente redutor perde electróns e é oxidado, e o oxidante ou axente oxidante gaña electróns e é reducido. O par formado por un axente oxidante e un axente redutor implicados nunha determinada reacción denomínase par redox. Un par redox é unha especie química reducida xunto coa sús forma oxidada, por exemplo, Fe2+/Fe3+.

Oxidantes

As substancias que teñen a capacidade de oxidar a outras substancias (facendo que perdan electróns) dise que son oxidantes ou oxidativas e denomínanse axentes oxidantes ou oxidantes. É dicir, o oxidante (axente oxidante) quita electróns doutra substancia, e dese modo el queda reducido. Como "acepta" electróns, o axente oxidante tamén se chama aceptor de electróns. O oxidante prototípico é o oxíxeno.

Os oxidantes son xeralmente substancias químicas que teñen elementos con altos estados de oxidación (por exemplo, peróxido de hidróxeno (H2O2), permanganato (MnO4-), trióxido de cromo (CrO3), dicromato (Cr2O72-), óxido de osmio (VIII) (OsO4), ou substancias cos elementos máis electronegativos (oxíxeno (O2), flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2]]), todos os cales poden gañar facilmente electróns extra oxidando outras substancias.

Redutores

As substancias que teñen a capacidade de reducir outras substancias (o que fai que esas substancias gañen electróns) dise que son redutoras ou redutivas e denomínanse axentes redutores ou redutores. O redutor (axente edutor) transfire electróns a outras substancias, e así el queda oxidado. Como "doa" electróns, o axente redutor denomínase tamén doante de electróns. Os doantes de electróns poden tamén formar complexos de transferencia de carga con aceptores de electróns.

Os redutores en química son moi diversos. Os metais elementais electropositivos, como o litio, sodio, magnesio, ferro, cinc, e aluminio, son bos axentes redutores. Estes metais doan ou ceden electróns doadamente. Os reactivos de transferencia de hidruros, como o NaBH4 e o LiAlH4, son amplamente usados en química orgánica,[4][5] principalmente na redución de compostos de carbonilo a alcohois. Outro método de redución implica o uso de gas hidróxeno (H2) cun catalizador de paladio, platino, ou níquel. Estas reducións catalíticas utilízanse principalmente na redución de enlaces carbono-carbono dobres ou triplos.

Potenciais de redución

Cada semirreacción ten un potencial estándar de eléctrodo (E0cell), que é igual á diferenza de potencial (ou voltaxe) (E0cell) no equilibrio nas condicións estándar dunha cela electroquímica na cal a reacción do cátodo é a semirreacción considerada, e o ánodo é un eléctodo de hidróxeno estándar no que se oxida o hidróxeno: ½ H2 → H+ + e-.

O potencial de eléctrodo de cada semirreacción tamén se denomina potencial de redución E0red, ou potencial medido cando a semirreacción ten lugar nun cátodo. O potencial de redución é unha medida da tendencia de que o axente oxidante sexa reducido. O seu valor é cero para H+ + e → ½ H2 por definición, positivo para axentes oxidantes máis fortes que o H+ (por exemplo, +2.866 V para o F2) e negativo para axentes oxidantes que son máis febles que o H+ (por exemplo, –0.763 V para o Zn2+).[6]

Para unha reacción redox que teña lugar nunha cela, a diferenza de potencial é E0cela = E0cátodo – E0ánodo

Porén, o potencial da reacción no ánodo era ás veces expresado como potencial de oxidación, E0ox = – E0. O potencial de oxidación é unha medida da tendencia do axente redutor a ser oxidado, pero non representa o potencial físico nun eléctrodo. Con esta notación, a ecuación de voltaxe na cela escríbese cun signo máis (+) E0cell = E0cátodo + E0ox (ánodo)

Exemplos de reaccións redox

Redox reaction
Ilustración dunha reacción redox.

Un bo exemplo é a reacción entre o hidróxeno e o flúor, na cal o hidróxeno é oxidado e o flúor é reducido:

H2 + F2 → 2 HF

Esta reacción global pódese escribir como dúas semirreaccións:

A semirreacción de oxidación é:

H2 → 2 H+ + 2 e

e a semirreacción de redución é:

F1 + 2 e → 2 F

Analizar cada semirreacción por separado xeralmente fai máis claro o proceso químico global. Como non hai carga neta durante unha reacción redox, o número de electróns en exceso na reacción de oxidación debe igualar o número consumido pola reacción de redución (como se mostra arriba).

Os elementos, mesmo cando están én forma molecular, sempre teñen un estado de oxidación de cero. Na primeira semirreacción, o hidróxeno oxídase desde un estado de oxidación de cero a un estado de oxidación de +1. Na segunda semirreacción, o flúor redúcese desde un estado de oxidación de cero a un estado de −1.

Cando se suman as dúas semirreaccións os electróns cancélanse:

H2 2 H+ + 2 e
F2 + 2 e 2 F

H2 + F2 2 H+ + 2 F

E os ións combínanse para formar fluoruro de hidróxeno:

2 H+ + 2 F → 2 HF

A reacción global é:

H2 + F2 → 2 HF

Desprazamento de metais

Galvanic cell with no cation flow
Unha reacción redox é a forza que impulsa unha cela electroquímica como a cela galvánica ilustrada. A pila consta dun eléctrodo de cinc nunha solución de ZnSO4 conectado cun cable e un disco poroso a un eléctrodo de cobre nunha solución de CuSO4.

Neste tipo de reacción, un átomo metálico dun composto (ou en solución) é substituído por un átomo doutro metal. Por exemplo, o cobre deposítase cando o metal cinc se sitúa nunha solución de sulfato de cobre(II):

Zn(s)+ CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Na reacción anterior, o metal cinc despraza ao ión cobre(II) da solución de sulfato de cobre e así libera metal cobre libre.

A ecuación iónica para esta reacción é:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Escribindo as dúas semirreaccións, vese que o cinc se oxida:

Zn → Zn2+ + 2 e

E o cobre redúcese:

Cu2+ + 2 e → Cu

Outros exemplos

2 NO3 + 10 e + 12 H+ → N2 + 6 H2O

Corrosión e enferruxamento

Rust screw
Os óxidos como o óxido de ferro(III) ou ferruxe, o cal consiste en óxido de ferro(III) hidratado Fe2O3·nH2O e óxido hidróxido de ferro(III) (FeO(OH), Fe(OH)3), fórmanse cando o oxíxeno se combina con outros elementos.
PyOx
Ferro oxidado en cubos de pirita.
  • O termo corrosión refírese á oxidación electroquímica de metais nunha reacción cun oxidante como o oxíxeno. O enferruxamento ou oxidación do ferro, que é a formación de óxidos de ferro, é un bo exemplo de corrosión electroquímica; orixínase como resultado da oxidación do metal ferro. A ferruxe común xeralmente é óxido de ferro(III), formado na seguinte reacción química:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
Fe2+ → Fe3+ + e
H2O2 + 2 e → 2 OH
A ecuación global é:
2 Fe2+ + H2O2 + 2 H+ → 2 Fe3+ + 2 H2O

Reaccións redox na industria

A protección catódica é unha técnica usada no control da corrosión da superficie dun metal facendo que este sexa o cátodo dunha cela electroquímica. Un simple método de protección conecta o metal protexido a un "ánodo sacrificial" máis fácil de corroer, que actúa como ánodo. O metal sacrificial é o que se corroe en lugar do metal protexido. Unha aplicación da protección catódica é o aceiro galvanizado, no cal unha cuberta sacrificial de cinc sobre o aceiro protexe a este da oxidación.

O proceso primario de reducir minerais a alta temperatura para producir metais coñécese como fundición.

A oxidación utilízase en moitas industrias como na produción de produtos de limpeza e de amoníaco oxidante para producir ácido nítrico, o cal se usa na maioría dos fertilizantes.

As reaccións redox son o fundamento das celas electroquímicas.

O proceso de galvanoplastia utiliza reaccións redox para cubrir obxectos cunha fina capa dun material, como nas pezas de automóbiles cromadas, cubertería prateada, e xoiaría cuberta con capas de ouro e prata.

A produción de discos compactos depende dunha reacción redox, que cobre o disco cunha fina capa de película metálica.

Reaccións redox en bioloxía

Ácido ascórbico
Ácido deshidroascórbico

As reaccións redox están implicadas en moitos procesos biolóxicos importantes.

A respiración celular, por exemplo, é a oxidación de compostos orgánicos como a glicosa (C6H12O6) a CO2 e a redución de oxíxeno a auga. Faise por medio de numerosos pasos intermedios nos que se van orixinando compostos orgánicos cada vez máis oxidados. A ecuación global da respiración é:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

O proceso da respiración celular depende de forma fundamental da redución do coencima NAD+ a NADH e da reacción inversa (a oxidación do NADH ao NAD+). Os coencimas recollen os electróns procedentes dos substrantos que se están oxidando, e despois poden volvelos a ceder. Na respiración actúa unha cadea de transporte de electróns na cal os transportadores sofren sucesivas oxidacións-reducións, de modo que un transportador da cadea é o aceptor de electróns do membro anterior da cadea, e o doante de electróns do membro seguinte da cadea. Os coencimas levan electróns á cadea procedentes dos substratos "respirados" (oxidados) e lévanos ata o aceptor final, que é o oxíxeno na respiración aerobia (ou outra substancia na respiración anaerobia). Durante a circulación de electróns créase un gradiente de protóns, o cal impulsa a síntese de ATP.

A fotosíntese tamén comprende reaccións redox, e na fase luminosa actúa unha cadea de transportadores de electróns e fórmase NADPH, que se utiliza para reducir o CO2. Globalmente os electróns circulan desde o H2O (doante de electróns) ao NADPH e despois ao CO2:

6 CO2 + 6 H2O + luz → C6H12O6 + 6 O2

As reaccións de radicais libres son reaccións redox do sistema defensivo do organismo, que ocorren como parte do mantemento da homeostase, e serven para matar microorganismos. Nelas despréndese un electrón dunha molécula e despois vólvese a captar case instantaneamente. Os radicais libres son un tipo de moléculas redox e poden ser nocivas para o corpo humano se non rexeneran a molécula redox ou se unen a un antioxidante. Os radicais libres poden favorecer as mutacións nas células e os cancros.

O termo estado de oxidación utilízase a miúdo para describir o balance do GSH/GSSG, NAD+/NADH e NADP+/NADPH nun sistema biolóxico como unha célula ou órgano. O estado redox reflicte o equilibrio de varios conxuntos de metabolitos (por exemplo, lactato e piruvato, beta-hidroxibutirato, e acetoacetato), cuxa interconversión depende das súas proporcións. Un estado redox anormal pode orixinar varias situacións daniñas, como hipoxia, shock circulatorio, ou sepse. Os mecanismos redox tamén controlan varios procesos celulares. As proteínas redox e os seus xenes deben estar colocalizados para a regulación redox segundo a hipótese CoRR do funcionamento do ADN nas mitocondrias e cloroplastos.

Ciclos redox

Unha gran variedade de compostos aromáticos son reducidos encimaticamente para formar radicais libres que conteñen un ou varios electróns máis que os seus compostos parentais. En xeral, o doante de electróns é algún flavoencima e os seus coencimas. Unha vez formados, estes radicais libres aniónicos reducen moléculas de oxíxeno a superóxido, e rexeneran o composto parental. A reacción neta é a oxidación dos coencimas do flavoencima e a redución do oxíxeno molecular para formar superóxido. Este comportamento catalítico foi descrito como un ciclo fútil ou ciclo redox.

Exemplos de moléculas que inducen ciclos redox son os herbicidas paraquat e outros violóxenos e quinonas como a menadiona.[7]

Reaccións redox en xeoloxía

UraniumMineUtah
Mina de uranio preto de Moab, Utah. As bandas alternantes vermellas e branco verdosas de arenito corresponden a condicións oxidadas e reducidas na química redox das augas subterráneas.

En xeoloxía, as reaccións redox son importantes tanto para a formación de minerais coma para a mobilización de minerais, e tamén nalgúns medios sedimentarios.

Axuste de reaccións redox

Para describir a reacción electroquímica global dun proceso redox hai que equilibrar ou axustar os compoñentes das semirreaccións para a oxidación e a redución. En xeral, para reaccións en solución acuosa, isto implica engadir H+, OH, H2O, e electróns (e) para compensar os cambios na oxidación.

Medio ácido

En medio ácido, engádense ións H+ e auga ás semirreaccións para axustar a reacción global.

Por exemplo, cando o manganeso(II) reacciona co bismutato de sodio:

Reacción sen axustar: Mn2+(aq) + NaBiO3(s) → Bi3+(aq) + MnO4(aq)
Oxidación: 4 H2O(l) + Mn2+(aq) → MnO4(aq) + 8 H+(aq) + 5 e
Redución: 2 e + 6 H+ + BiO3(s) → Bi3+(aq) + 3 H2O(l)

A reacción está equilibrada axustando as dúas reaccións de semicela para que interveñan o mesmo número de electróns (multiplicando a reacción de oxidación polo número de electróns no paso da redución e viceversa):

8 H2O(l) + 2 Mn2+(aq) → 2 MnO4(aq) + 16 H+(aq) + 10 e
10 e + 30 H+ + 5 BiO3(s) → 5 Bi3+(aq) + 15 H2O(l)

Sumando estas dúas reaccións elimínanse os electróns e obtense a reacción axustada:

14 H+(aq) + 2 Mn2+(aq) + 5 NaBiO3(s) → 7 H2O(l) + 2 MnO4(aq) + 5 Bi3+(aq) + 5 Na+(aq)

Medio básico

En medio básico, engádense ións OH e auga ás semirreaccións para axustar a reacción global.

Por exemplo, na reacción entre o permanganato potásico e o sulfito sódico:

Reacción sen axustar: KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH
Redución: 3 e + 2 H2O + MnO4 → MnO2 + 4 OH
Oxidación: 2 OH + SO32− → SO42− + H2O + 2 e

Axustando o número de electróns nas dúas reaccións de semicela obtense:

6 e + 4 H2O + 2 MnO4 → 2 MnO2 + 8 OH
6 OH + 3 SO32− → 3 SO42− + 3 H2O + 6 e

Sumando estas dúas reaccións de semicela obtemos a ecuación axustada:

2 KMnO4 + 3 Na2SO3 + H2O → 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH

Notas

  1. Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para oxidorredución. Consultado o 8 de febreiro de 2017.
  2. "Redox Reactions". wiley.com.
  3. John O'M. Bockris and Amulya K. N. Reddy (1970). Modern Electrochemistry. Plenum Press. pp. 352–3.
  4. Hudlický, Miloš (1996). Reductions in Organic Chemistry. Washington, D.C.: American Chemical Society. p. 429. ISBN 0-8412-3344-6.
  5. Hudlický, Miloš (1990). Oxidations in Organic Chemistry. Washington, D.C.: American Chemical Society. p. 456. ISBN 0-8412-1780-7.
  6. Valores de potencial de eléctrodo tomados de: R.H.Petrucci, W.S.Harwood and F.G.Herring (2002). General Chemistry (8th ed.). Prentice-Hall. p. 832.
  7. "gutier.doc" (PDF). Consultado o 2008-06-30. 2,76 MiB

Bibliografía

  • Schüring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., Böttcher, J., Duijnisveld, W. H. (editors)(1999). Redox: Fundamentals, Processes and Applications, Springer-Verlag, Heidelberg, 246 pp. ISBN 978-3-540-66528-1 (pdf 3,6 MB)
  • Tratnyek, Paul G.; Grundl, Timothy J.; Haderlein, Stefan B., eds. (2011). Aquatic Redox Chemistry. ACS Symposium Series 1071. ISBN 9780841226524. doi:10.1021/bk-2011-1071.

Véxase tamén

Outros artigos

Ligazóns externas

Anómero

Na química dos glícidos, os anómeros son un tipo de isómeros característicos dos glícidos ciclados. Aparecen nos glícidos que presentan un carbono especial chamado carbono anomérico , no que estaba situado orixinalmente o grupo aldehido ou cetona do glícido, e que se fai asimétrico ao ciclarse a molécula, polo que o grupo osixenado unido a el (un OH xeralmente) pode estar en dúas posicións, das cales depende que se trate dun anómero alfa (α) ou beta (β). Este carbono é o carbono 1 ou 2 normalmente .

Aínda que se dará unha definición máis precisa máis abaixo, podemos dicir grosso modo que nos casos máis simples e colocando a molécula na posición habitual nas proxeccións de Haworth, ocorre o seguinte:

O anómero α ten o OH do carbono anomérico para abaixo nos isómeros da serie D.

O anómero β ten ese OH para arriba nos isómeros da serie D.En realidade, a distinción depende das configuracións absolutas dos substituíntes de certos carbonos. É importante consultar a definición máis precisa no capítulo "Anómeros α e β" de máis abaixo.Estruturalmente os isómeros α e β son absolutamente iguais en todo excepto na posición dese OH (ou o grupo de que se trate) do carbono anomérico, polo que son epímeros, é dicir, isómeros que só se diferencian na configuración nun carbono. Estes anómeros poden existir tanto nos azucres da serie D coma nos da L.

A anomerización é a interconversión entre os isómeros α e β.

Citocromo b559

O citocromo b559 é un importante compoñente do fotosistema II, que intervén na fotosíntese, onde parece que realiza transportes de electróns secundarios para protexer ao fotosistema de danos producidos pola luz.

Estrés oxidativo

O estrés oxidativo é un desequilibrio entre os efectos producidos pola produción de especies reactivas do osíxeno e a capacidade dos sistemas biolóxicos de detoxificar rapidamente os intermediatos reactivos ou reparar os danos resultantes.

As perturbacións do estado redox normal das células poden causar efectos tóxicos debido á produción de peróxidos e radicais libres que danan todos os compoñentes da célula, como as proteínas, lípidos, e ADN. Ademais, algunhas especies reactivas oxidativas actúan como mensaxeiros celulares na sinalización redox. Deste xeito, o estrés oxidativo pode causar perturbacións nos mecanismos normais da sinalización celular.

Nos humanos, pénsase que o estrés oxidativo está implicado no desenvolvemento de moitas doenzas ou que pode exacerbar os seus síntomas. Entre elas están o cancro, enfermidade de Parkinson, enfermidade de Alzheimer, aterosclerose, insuficiencia cardíaca, infarto de miocardio, esquizofrenia; trastorno bipolar, síndrome X fráxil, anemia falciforme, lique plano, vitilixe, autismo, e síndrome de fatiga crónica. Porén, as especies reactivas do osíxeno poden ser tamén beneficiosas, xa que son utilizadas polo sistema inmunitario como un modo de atacar e matar patóxenos. O estrés oxidativo a curto prazo pode tamén ser importante na prevención do envellecemento por indución dun proceso chamado mitohormese.

Fase luminosa

A fase luminosa da fotosíntese, tamén chamada fase fotoquímica, reacción de Hill ou reaccións dependentes da luz da fotosíntese, é a primeira fase do proceso fotosintético na cal as plantas, algas e algunhas bacterias captan a enerxía da luz por medio das súas clorofilas. Na fase luminosa, a enerxía da luz é convertida en enerxía química, en forma de moléculas que teñen enlaces de alta enerxía como o ATP ou poder redutor, como o NADPH. Posteriomente, na fase escura, este ATP e NAPH serán utilizados para a redución do CO2 sintetizando cos seus carbonos azucres como a glicosa. Na fase luminosa utilízase un doante de electróns, xeralmente a auga, que no proceso rompe liberando os seus compoñentes, 2 H+, electróns e osíxeno, polo que o tipo de fotosíntese máis habitual (osixénica) libera osíxeno á atmosfera.

A fase luminosa ten lugar na membrana dos tilacoides dos cloroplastos. O interior do tilacoide denomínase lume tilacoidal, e fóra dos tilacoides está a parte do cloroplasto chamada estroma, onde ten lugar a fase escura. A membrana tilacoidal contén algúns complexos proteicos que catalizan as reaccións luminosas. Os catro complexos proteicos principais da membrana tilacoidal son: fotosistema I (FSI ou PSI), fotosistema II (FSII ou PSII), complexo do citocromo b6f, e a ATP sintase. Estes catro complexos traballan conxuntamente para realizar a captación de luz, o transporte de electróns e a formación de ATP e NADPH.

Os dous fotosistemas que absorben a enerxía luminosa son complexos proteicos que conteñen pigmentos, como as clorofilas. Na fotosíntese das plantas prodúcense dous actos fotoquímicos (absorcións de luz), un no fotosistema I e outro no fostsistema II, que orixinan que as clorofilas perdan electróns. A fase luminosa empeza no fotosistema II. Cando unha molécula de clorofila a, situada nunha zona do fotosistema chamada centro de reacción absorbe un fotón, excítase un electrón da clorofila e atingue un orbital cun nivel enerxético máis alto. Como neste estado excitado o electrón é moi inestable, o electrón é transferido a outra molécula e orixina unha cadea de reaccións redox, chamadas cadea de transporte electrónico. O electrón flúe desde o fotosistema II ao citocromo b6f e deste ao fotosistema I, pasando por unha serie de transportadores de electróns intermedios. No fotosistema I, ten lugar outra absorción de luz e outro desprendemento de electróns da clorofila. Ao final da cadea de transportadores está o aceptor final de electróns, que é o NADP+.

Ademais debe haber un doante de electróns que ceda os electróns que as clorofilas están perdendo. No tipo de fotosíntese máis importante, que é a das plantas este doante de electróns último é a auga (fotosíntese osixénica), que rompe no proceso liberando o seu osíxeno. Nas bacterias hai outras posibilidades.

Na fase luminosa prodúcese un fenómeno chamado fotofosforilación, no cal a ATP sintase tilacoidal sintetiza ATP a partir de ADP e fosfato. Este encima ten que ser activado por un fluxo de H+, que se crea porque durante a circulación de electróns pola cadea de transporte electrónico tilacoidal hai un bombeo de H+ ao interior do tilacoide, os cales se acumulan alí, crean un gradiente e saen pola ATP sintase. A fotofosforilación pode facerse de dúas maneiras segundo sexa o proceso de transporte de electróns, polo que hai fotofosforilación cíclica e acíclica. Na cíclica só funciona un fotosistema, só se produce ATP e non NADPH e non se consome auga nin se produce osíxeno. A fosforilción cíclica é importante para producir ATP e axustar a cantidade de NADPH nos niveis correctos para as necesidades da fase escura.

A ecuación neta da fase luminosa na fotosíntese osixénica é:

2 H2O + 2 NADP+ + 3ADP + 3Pi → O2 + 2 NADPH + 3 ATP

Fisioloxía vexetal

A fisioloxía vexetal é unha disciplina que completa á botánica, xa que está dedicada ó estudo do funcionamento dos órganos e tecidos vexetais das plantas.

Fotofosforilación

Denomínase fotofosforilación á produción de ATP impulsada pola enerxía da luz, que ten lugar durante a fase luminosa da fotosíntese no encima ATP sintase, que se dá nas plantas, algas e bacterias fotosintéticas.

Todos os organismos producen ATP como molécula universal almacenadora de enerxía, e só hai dúas fontes de enerxía da que poden dispoñer os seres vivos, as reaccións de oxidorredución (redox) e a enerxía da luz. Na fosforilación é a enerxía da luz a fonte que se usa para impulsar a circulación de electróns por unha serie de transportadores de electróns das membranas dos tilacoides e a creación dun gradiente de protóns nos tilacoides, o cal se utilizará para activar o encima ATP sintase da membrana tilacoidal, que sintetizará ATP. Este encima é similar ao encima mitocondrial que produce ATP na fosforilación oxidativa, e o mecanismo quimiosmótico implicado é en ambos os casos moi similar.

Se na fosforilación oxidativa mitocondrial os electróns son cedidos á cadea de transporte electrónico por coencimas reducidos que se formaron durante a oxidación de moléculas na respiración celular, na fotofosforilación é a enerxía da luz a que excita os electróns da clorofila, que son arrancados da molécula e empezan a circular pola cadea de transportadores (distinta da mitocondrial). Na fotofosforilación a enerxía da luz acaba convertida en enerxía química do ATP.

Fotografía química

A fotografía química é a fotografía tradicional ou clásica en comparación coa máis recentemente aparecida fotografía dixital. Baséase en procedementos físico-químicos para a obtención e o procesado das imaxes.

Para a obtención de imaxes fotográficas, en branco e negro neste caso, empréganse película onde o elemento sensible á luz é o haloxenuro de prata, en suspensión en xelatina moi pura. O tamaño e cantidade dos cristais de haloxenuro de prata determinan a sensibilidade da película, comunmente chamada velocidade, a cal está normalizada e exprésase en graos ISO. Cando se abre o obxectivo por un breve instante, a luz incide sobre a película e deixa sobre ela a impresión da imaxe, que neste punto recibe o nome de imaxe latente, que se irá descompoñendo a partir dese momento ata ser revelada. En realidade a luz dá inicio a un proceso físico-químico producindo un punto de sensibilidade no haloxenuro de prata, obtendo así unha imaxe latente, o que posteriormente, cando a película se somerxa no revelador, mediante un proceso de oxidorredución, ocorrerá a transformación do haloxenuro en prata metálica negra, obténdose así unha imaxe visible.

O proceso de revelado da película branco e negro consta de catro pasos básicos: revelado, paro e lavado, fixado e lavado. A imaxe así obtida é un negativo, isto é, os valores de luz están invertidos con respecto ó orixinal

Unha vez seca, desta película ou "negativo" pódense facer copias sobre papel ou ben sobre outra película, en cuxo caso obteremos unha diapositiva ou positivo translúcido que nos permitirá observar a fotografía por proxección ou transparencia. As imaxes obtidas, ó inverter novamente os valores de luz, por ampliación ou contacto, dannos como resultado un "positivo".

A este proceso se lle chama positivado.

Se utilizamos na cámara unha película especialmente tratada, "para diapositivas", obteremos as imaxes directamente en positivo ó revelar a película.

Hemo C

O hemo C é un complexo de coordinación de tipo hemo formado por un átomo de ferro e un anel de porfirina, que se asocia a proteínas.

Isocitrato deshidroxenase

A isocitrato deshidroxenase (IDH) (número EC: 1.1.1.42 e 1.1.1.41) é un encima que cataliza a descarboxilación oxidativa do isocitrato, producindo α-cetoglutarato e CO2, que é unha reacción do ciclo do ácido cítrico ou de Krebs. O proceso opera en dous pasos, nos que se produce a oxidación do isocitrato (cun grupo alcohol secundario) a oxalosuccinato (cun grupo cetona), seguida da descarboxilación do grupo carboxilo beta a cetona, formando alfa-cetoglutarato e CO2. Nos humanos, existen tres isoformas da IDH: IDH1, IDH2 e IDH3. A IDH3 cataliza o terceiro paso do ciclo do ácido cítrico á vez que converte o NAD+ en NADH e encóntrase só na mitocondria. As isoformas IDH1 e IDH2 catalizan a mesma reacción pero fóra do ciclo do ácido cítrico e utilizan o NADP+ como cofactor en lugar do NAD+, e están localizadas no citosol, mitocondrias e peroxisomas.

Metabolismo microbiano

Este artigo trata sobre o metabolismo microbiano procariótico, fundamentalmente.O metabolismo microbiano é o conxunto de procesos polos cales un microorganismo obtén a enerxía e os nutrientes (carbono, por exemplo) que necesita para vivir e reproducirse. Os microorganismos utilizan numerosos tipos de estratexias metabólicas distintas e as especies poden a miúdo distinguirse en función destas estratexias. As características metabólicas específicas dun microorganismo constitúen o principal criterio para determinar o seu papel ecolóxico, a súa responsabilidade nos ciclos bioxeoquímicos e a súa utilidade nos procesos industriais.

Osíxeno

O osíxeno ou oxíxeno (pronunciado /oks/), é un elemento químico de número atómico 8 e símbolo O. Forma parte do grupo dos calcóxenos e é un non metal reactivo e forte axente oxidante que forma compostos facilmente coa maioría doutros elementos, principalmente en forma de óxidos. Ten a segunda electronegatividade máis alta de todos os elementos químicos, só superado polo flúor. Medido pola súa masa, o osíxeno é o terceiro elemento máis abundante do universo, tras o hidróxeno e o helio, e o máis abundante na codia terrestre como parte de compostos óxidos, formando practicamente a metade da súa masa. En condicións normais de presión e temperatura, dous átomos do elemento enlázanse para formar o diosíxeno, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Esta substancia constitúe o 20,8% da atmosfera e resulta necesaria para soster a vida terrestre. Non obstante, varios estudos dos niveis de osíxeno atmosférico indican unha progresión global descendente da proporción deste elemento, principalmente a causa das emisións procedentes da queima de combustibles fósiles.É un gas incoloro, inodoro e insípido. Unha gran parte das clases maiores de moléculas orgánicas dos organismos vivos conteñen osíxeno, como as proteínas, ácidos nucleicos, carbohidratos e graxas, así como nos constituíntes maioritarios inorgánicos de cascas animais, dentes e ósos. A maior parte da masa dos organismos vivos ten o osíxeno, un dos compoñentes da auga, como o principal constituínte das formas de vida. Participa de forma moi importante no ciclo enerxético dos seres vivos, esencial na respiración celular dos organismos aerobios.

Debido á súa reactividade química, o osíxeno non pode permanecer na atmosfera terrestre como elemento libre sen ser reabastecido constantemente pola acción fotosintética dos organismos que utilizan a enerxía solar para producir osíxeno. O osíxeno elemental O2 soamente empezou a acumularse na atmosfera logo da aparición destes organismos, aproximadamente fai 2500 millóns de anos. O alótropo ozono (O3) é un forte absorbente de radiación ultravioleta, e a capa de ozono a grande altitude da Terra axuda a protexer a biosfera desta radiación. Porén, o ozono é un axente contaminante preto da superficie terrestre, dándose como produto derivado do smog. A altitudes de órbita baixa terrestre, o osíxeno atómico presente causa a corrosión das naves espaciais.O osíxeno foi descuberto de forma independente polo químico sueco Carl Wilhelm Scheele en Uppsala cara ao ano 1773, e polo científico británico Joseph Priestley en Wiltshire no ano 1774, pero Priestley adoita nomearse de forma prioritaria xa que a súa obra publicouse primeiro. En 1777 Antoine Lavoisier deulle o seu nome, e grazas os seus experimentos axudou a desacreditar a ata entón popular teoría do floxisto da combustión e corrosión. O nome provén das raíces gregas ὀξύς (oksýs) («ácido», literalmente «punzante», en referencia ao sabor dos ácidos) e γόνος (-gónos) («produtor», literalmente «enxendrador»), porque na época en que se lle deu esta denominación críase, incorrectamente, que todos os ácidos requirían osíxeno para a súa composición. As aplicacións máis habituais do osíxeno son entre outras o seu uso en calefaccións residenciais e motores de combustión interna, na produción de aceiro, plásticos e téxtiles, aplicacións de corte industrial e soldadura de aceiros e outros metais, como propulsor para foguetes, para terapias de osíxeno e sistemas de soporte vital en aeronaves, submarinos, naves espaciais tripuladas e no mergullo.

Oxidase

Unha oxidase é un encima que cataliza unha reacción de oxidorredución que implica ao oxíxeno molecular (O2) como aceptor de electróns. Nestas reaccións, o oxíxeno redúcese a auga (H2O) ou peróxido de hidróxeno (H2O2).As oxidases son unha subclase de encimas oxidorredutases.

Oxidorredutase

Unha oxidorredutase é un encima que cataliza a transferencia de electróns desde unha molécula doante (o axente redutor) a outra aceptora (o axente oxidante). Son, por tanto, reaccións de óxido-redución nas que á vez que unha das substancias se oxida a outra redúcese. Por exemplo, un encima que catalizase esta reacción sería unha oxidorredutase:

A– + B → A + B–No exemplo, A é o redutor ou doante de electróns e B é o oxidante ou aceptor.

Porén, no metabolismo celular as reaccións de oxidorredución poden ser menos evidentes; consisten na redución ou oxidación de grupos funcionais, e adoitan implicar a coencimas que tamén cambian o seu estado redox, como poden ser os pares NADH/NAD+, NADPH/NADP+, FAD/FADH2 ou FMN/FMNH2. Os coencimas actúan como intermediarios entre A e B na oxidorredución. A oxidación pode facerse por perda dun electrón ou por perda de átomos de hidróxeno. Por exemplo:

Pi + gliceraldehido-3-fosfato + NAD+ → NADH + H+ + 1,3-bisfosfogliceratoNesta reacción, NAD+ é o oxidante ou aceptor de electróns, e o gliceraldehido-3-fosfato, o redutor ou doante de electróns.

Pan

O pan (do latín panis) é un alimento básico que forma parte da dieta tradicional en Europa, Oriente Medio, India, América e Oceanía. Adóitase preparar mediante o enfornado dunha masa, elaborada fundamentalmente con fariña de cereais, sal e auga; en ocasións engádense outros produtos para conferirlle determinadas calidades, como especias, froitos secos, froitas confitadas, mel etc. A mestura, na maioría das ocasións, adoita conter lévedos para que fermente a masa e sexa máis esponxosa e tenra.A adición do lévedo provoca a fermentación da masa antes do enfornado, e como consecuencia, proporciónalle volume e esponxosidade debido á produción de pequenas burbullas de dióxido de carbono (CO2) que quedan inmersas entre a masa húmida da fariña. Ao pan elaborado sen o emprego de levedo chámaselle pan ácimo e, debido a esa falta de lévedo, carece da esponxosidade típica dos pans "inchados" ou "lévedos"; pode ser cocido no forno, asado nunha prancha ou mesmo frito.

É moi posible que as elaboracións máis primitivas de pan non levasen lévedo, e a fariña consistise en grans malamente moídos mesturados con auga que se deixaban secar ao sol ou que acababan entre as cinzas dun lume. Os pans aplanados, moi populares nalgunhas culturas, é moi posible que sexan os de fabricación máis antigos. Unha variante do pan con denominación propia, son as galletas e os pasteis, que posúen diferentes masas azucradas. É moi posible que xurdisen do coñecemento panadeiro como unha necesidade de facer pans "máis manexables" e nutritivos.Á masa pódenselle dar diferentes formas, debido ao emprego de diversos moldes e técnicas de amasado. Desta forma existen: as barras, os moletes, os roscóns, o pan de molde, as roscas etc.

A fariña máis habitual é a de trigo, pero tamén se elabora coa fariña doutros cereais, como o centeo, cebada ou millo (a broa) e mesmo doutros produtos, como o arroz, a pataca e a soia.

As partes principais son a codia (parte exterior, que adoita ser rexa e torrada) e mailo miolo (parte interior branda e esponxosa).

O pan foi tan importante na alimentación humana, que se considera como sinónimo de alimento en moitas culturas. Así mesmo, participa en moitos rituais relixiosos e sociais, como o matzoh, na Pascua xudía, a hostia na eucaristía cristiá, o rito de benvida dos pobos eslavos que involucra o pan e o sal etcétera.

Antigamente nas zonas rurais, o pan era elaborado nos núcleos familiares e os poucos establecementos para dispensar o pan, as panaderías, foron cobrando importancia nas zonas urbanas. Hoxe en día existen electrodomésticos específicos cos que se pode elaborar pan de forma moi sinxela, como por exemplo na máquina panificadora.

Na actualidade o pan é un dos alimentos básicos que pode atoparse en case calquera tenda de alimentación e grandes superficies. O seu valor fai que se poidan calcular índices económicos de referencia, como o índice de prezos ao consumo (IPC), empregado para determinar a evolución do custo de vida nas nacións.

Ponte disulfuro

Unha ponte disulfuro ou enlace disulfuro é un enlace covalente S-S que une por oxidación dous grupos tiol de dúas moléculas. As pontes disulfuro máis importantes danse nas proteínas entre dous residuos do aminoácido cisteína, que ten un grupo tiol (-SH) na súa cadea lateral. A molécula que se orixina pola unión de dúas cisteínas chámase cistina. Pero as pontes disulfuro están presentes tamén noutros compostos, como o caucho vulcanizado.

A ponte disulfuro é un elemento importante das estruturas terciaria (repregamento da proteína) e cuaternaria (asociación de varias cadeas polipeptídicas) das proteínas. A formación dunha ponte disulfuro a partir de dúas cisteínas ten lugar espontaneamente en condicións oxidantes, en particular en presenza de O2. Pero estas condicións non se dan en xeral no citoplasma, que é un ambiente redutor, polo que non se poden formar alí, senón cando as proteínas son secretadas ou expostas na superficie celular. O retículo endoplasmático ten encimas que poden catalizar a formación destes enlaces.

En bioquímica, a redución dunha ponte disulfuro pode facerse con redutores, como o 2-mercaptoetanol ou o ditiotreitol (DTT ou reactivo de Cleland).

Potencial de redución

O potencial de redución, potencial redox ou potencial de oxidorredución (pE, ε, ou Eh) é unha medida da tendencia dunha especie química a adquirir electróns e, por tanto, a reducirse, medida en voltios (V) ou milivoltios (mV). Cada especie química ten o seu propio potencial de redución intrínseco; canto máis positivo sexa ese potencial, maior será a afinidade da especie polos electróns e a tendencia a ser reducida.

O potencial estándar de redución (E0) mídese nunhas condicións estándar: 25 °C, concentración 1 M de cada ión participante na reacción, unha presión parcial de 1 atm para cada gas que participe na reacción, e cos metais no seu estado puro. O potencial estándar de redución defínese en relación a un eléctrodo de referencia que é o eléctrodo de hidróxeno estándar, ao que se lle dá arbitrariamente un potencial de 0,00 voltios. Nos sistemas biolóxicos o potencial estándar mídese a pH 7,0 (E'0).

Transporter Classification Database

A Transporter Classification Database ou TCDB (Base de Datos de Clasificación de Transportadores) é un sistema de clasificación aprobado pola International Union of Biochemistry and Molecular Biology (IUBMB) para as proteínas transportadoras de membrana incluíndo as canles iónicas. Este sistema de clasificación foi deseñado para que fose análogo ao sistema do número EC para a clasificación de encimas, pero utiliza tamén información filoxenética.

Vitamina B3

A niacina, ou ácido nicotínico, vitamina B3 ou vitamina PP, é unha vitamina hidrosoluble cuxos derivados, NADH e NAD+ , e NADPH e NADP+, xogan roles esenciais no metabolismo enerxético da célula e da reparación do ADN . A designación vitamina B3 tamén inclúe ás correspondentes amidas, nicotinamida ou niacinamida, con fórmula química C6H6ON2.

Co termo xenérico de niacina enténdese o ácido nicotínico, a súa amida (a nicotinamida) e todos os derivados biolóxicos que se poden transformar en compostos bioloxicamente activos. Polo xeral defínese a actividade da niacina nos alimentos como a concentración de ácido nicotínico formado pola conversión en niacina do triptófano contido nos alimentos. Esta é bioloxicamente precursora de dúas coenzimas que interveñen en case todas as reaccións de oxidorredución: o nicotín adenín dinucleótido (NAD+) e o nicotín adenín dinucleótido fosfato (NADP+).

A nicotinamida e o ácido nicotínico atópanse abundantemente na natureza. Hai unha predominancia de ácido nicotínico nas plantas, mentres que nos animais predomina a nicotinamida. Atópase principalmente no lévedo, o fígado, as aves, as carnes sen graxa, os froitos secos e os legumes. O triptófano, precursor da niacina, atópase abundantemente na carne, o leite e os ovos.

A niacina participa nas reaccións que xeran enerxía grazas á conversión bioquímica de hidratos de carbono, graxas e proteínas. NAD e NADH son fundamentais para utilizar a enerxía metabólica dos alimentos. A niacina participa na síntese dalgunhas hormonas e é fundamental para o crecemento.

As necesidades diarias recomendadas de equivalentes de niacina (NE) para un adulto son: 6,6 NE por 1.000 kcal e non menos de 13 NE por consumo de calorías inferior a 2.000 kcal. Para os nenos de ata seis meses, cunha dieta calórica de 1.000 kcal ao día, son de 8 NE/día. Para idades superiores as necesidades diarias dependen de cantas calorías se inxiren. As mulleres embarazadas necesitan suplementos de 2 NE ao día, as que aleitan necesitan 5 NE ao día.

A pelagra é a consecuencia dunha carencia de vitamina B3 (de aí o nome de factor PP, Preventivo da Pelagra) e de triptófano ou do seu metabolismo.

Outras linguas

This page is based on a Wikipedia article written by authors (here).
Text is available under the CC BY-SA 3.0 license; additional terms may apply.
Images, videos and audio are available under their respective licenses.