Energie

Teplota

Energie využitelná organizmy k životu na naší planetě je dvojí:

1. světelná energie ze Slunce – využitelná fotosyntetizujícími (fototrofními) organizmy jejichž činností vznikají složité organické látky, které jsou zdrojem energie při jejich následné oxidaci pro mnoho dalších organizmů (chemoroganotrofní org.
   
   
2. energie vznikající oxidací či redukcí chemických prvků zemské kůry (chemolitotrofní organizmy)

V obou případech jde o oxidačně - redukční reakce. Fotosyntetizující organizmy využívají navíc proteinové oxido - redukční soustavy, kde je potřebná energie nutná k proběhnutí reakce získávána ze světelné energie.

Při oxidaci v organizmech je uvolněný elektron postupně předáván z molekuly na molekulu, přičemž se uvolňuje využitelná energie, která je tím větší, čím větší je energetický rozdíl mezi molekulou donoru (primárního zdroje elektronu) a akceptoru (konečného příjemce). Obvykle tento děj probíhá na buněčných membránách (označuje se pak jako dýchání) za vzniku elektrochemického potenciálu na membráně.

Zdroje energie

Typy chemických reakcí
Rozeznáváme základní 4 typy chemických reakcí: redoxní, acidobazické, srážecí a komplexní. Při každé reakci se po určitém čase ustálí rovnováha mezi jednotlivými složkami reakčního systému. 

Redoxní reakce, redoxní potenciál E

Redukčně – oxidační (redoxní) reakce jsou reakce, u nichž dochází k přenosu elektronů mezi reakčními složkami, některé atomy se redukují (ztrácejí elektrony), některé se oxidují (získávají elektrony). Každou redoxní reakci lze formálně rozdělit na dvě dílčí poloreakce, z nichž jedna charakterizuje oxidační, a druhá redukční děj. V reakční soustavě se ustaví redoxní rovnováha, kterou charakterizuje redoxní potenciál E, který lze vypočítat z Nernstovy-Petersovy rovnice:

kde E0 je standardní redoxní potenciál, aox, ared jsou aktivity oxidované a redukované složky, které přibližně odpovídají koncentracím, R je univerzální plynová konstanta, T termodynamická teplota a F je Faradayova konstanta, a z je počet přenášených elektronů. Po dosazení číselných hodnot za R, T, F, nahrazení aktivit koncentracemi a převedení přirozeného logaritmu na dekadický se získá upravený tvar rovnice platný pro laboratorní teplotu 25°C:

Standardní potenciály E0 jsou tabelovány ve směru poloreakce oxidovaná forma » redukovaná forma. Reakce probíhá ve směru poloreakce, která má větší (kladnější) potenciál E (z praxe platí alespoň o 0,2 V). Pro hrubý odhad zda reakce poběží, stačí často hrubý zjednodušující předpoklad, že E = E0. Samozřejmě pravděpodobnost, že se nezmýlíme, je tím větší, čím je rozdíl potenciálu větší. Prvky jsou seřazeny podle stoupajícího elektrodového potenciálu v tzv. Becketovově řadě.

Li         Rb       K         Cs        Fr        Ba        Ra        Sr        Ca       Na       Y         Mg       Sc   Be    Al      Zr      Mn         V         Ti         Ta        Zn        Cr        Nb       Ga       Fe        Cd        In          Tl         Co       Ni        Sn        Pb         W        H2       Mo       Tc        Re        Bi       Cu   Os     Rh        Ru        Ag       Hg       Pd        Ir         Pt         Au

Kov (v kladném oxidačním stavu) stojící vpravo je schopen kov stojící vlevo zoxidovat a sám se redukuje. Je však nutné uvážit i jiné faktory, které mohou způsobit, že daný prvek nereaguje dle schématu např. pasivace kovu u titanu či hliníku, nebo pH reakční směsi.

Při reakcích zahrnujících oxidaci a redukce substrátů je změna volné energie úměrná tendenci reaktantů odevzdávat a přijímat elektrony. Takže kromě možnosti vyjádřit změnu volné energie jako ∆G je rovněž možné ji vyjádřit pomocí redoxního potenciálu E0. Obvykle se srovnává redoxní potenciál daného systému s potenciálem vodíkové elektrody, který se při pH 0 bere jako 0,0V. Pro biologické systémy je však obvyklé používat redox potenciál E0´ měřený při pH 7,0, kdy má vodíková elektroda potenciál -0,42V. Redoxní potenciály systémů mající základní význam v biochemii savců jsou uvedeny v následující tabulce vlevo.

Následující obrázek vpravo pak ilustruje srovnání různých způsobů získávání energie u organizmů podle rozdílu elektrodových potenciálů (na stupnici vlevo) a podle hodnoty Gibbsovy energie (v závorkách).

Zdroje obrázků:
[1]
[2] Vodrážka Z.: Biochemie, Academia, Praha 2002