Biologia de los microorganismos (109)

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M E T A B O L I S M O M I C R O B I A N O 87
U
N
ID
A
D
 1
coloca siempre a la izquierda, antes de la barra inclinada, y a 
continuación, detrás de la barra, la forma reducida. En el ejem-
plo de la Figura 3.8, el E
0
′ del par 2 H+/H
2
 es −0,42 V, y el del par 
1–
2
O
2
/H
2
O es +0,82 V. En un momento aprenderemos que estos 
valores significan que el O
2
 es un excelente aceptor de electro-
nes y el H
2 
un excelente donador.
En las reacciones entre dos pares redox, la sustancia reducida 
del par cuyo E
0
′ es más negativo dona electrones a la sustancia 
oxidada del par cuyo E
0
′ es más positivo. Así, en el par 2 H+/H
2
, 
el H
2
 tiene más tendencia a donar electrones que 2 H+ a aceptar-
los, y en el par 1–
2
O
2
/H
2
O, la tendencia del H
2
O a donar electro-
nes es muy pequeña, mientras que el O
2
 tiene mucha tendencia 
sustancia. El término redox se usa habitualmente como abrevia-
ción para indicar oxidación-reducción.
Reacciones redox
Las reacciones redox se producen por parejas. Por ejemplo, el 
hidrógeno gaseoso (H
2
) puede liberar electrones y protones y 
oxidarse (Figura 3.8). No obstante, los electrones no pueden exis-
tir sueltos en solución, sino que deben formar parte de átomos 
o moléculas. Por tanto, la oxidación de H
2
 solo es una semi-
rreacción, un término que implica la necesidad de una segunda
semirreacción, porque por cada sustancia que se oxida debe
reducirse otra.
La oxidación de H
2
 se puede acoplar a la reducción de muchas 
sustancias diferentes, incluido el oxígeno (O
2
), en una segunda 
semirreacción. Esta semirreacción de reducción, acoplada a la 
oxidación de H
2
, tienen como resultado una reacción completa 
con ajuste neto (Figura 3.8). En las reacciones de este tipo, lla-
mamos a la sustancia oxidada (en este caso el H
2
) donador de
electrones, y a la sustancia reducida (en este caso el O
2
) acep-
tor de electrones. A los donadores de electrones también se les 
llama habitualmente fuentes de energía. En la naturaleza exis-
ten muchos donadores de electrones potenciales, incluida una 
amplia variedad de compuestos orgánicos e inorgánicos. Tam-
bién existen muchos aceptores de electrones, incluidos el O
2
, 
bastantes compuestos oxidados de nitrógeno y azufre, como el 
NO
3
− y el SO
4
2−, y otros muchos compuestos orgánicos.
Para que se produzca una reacción redox es tan importante la 
presencia del aceptor de electrones adecuado como la del dona-
dor. Si falta uno o el otro, la reacción no puede llevarse a cabo 
completamente. Veremos que los conceptos de donador y acep-
tor de electrones son muy importantes en microbiología para 
entender prácticamente todos los aspectos del metabolismo 
energético.
Potenciales de reducción y pares redox
Las sustancias difieren en su tendencia inherente a donar o 
aceptar electrones. Esta tendencia se expresa como su poten-
cial de reducción (E
0
′, en condiciones estándar) y se mide en 
voltios (V) tomando como referencia el de una sustancia están-
dar, el H
2
 (Figura 3.9). Por convenio, se dan los potenciales de 
reducción para semirreacciones que se escriben como reduc-
ciones, a pH 7 porque el citoplasma de la mayoría de las células 
es neutro o casi neutro.
Una sustancia puede ser donadora o aceptora en diferentes 
circunstancias, según las sustancias con las que reaccione. Los 
constituyentes a cada lado de la flecha en las semirreacciones se 
llaman par redox, como 2 H+/H
2
 o 1–
2
O
2
/H
2
O (Figura 3.8). Por 
convenio, al escribir un par redox, la forma oxidada del par se 
Donador
de electrones
Aceptor
de electrones
H2 2 e
– + 2 H+
H
2
O H
2
OH
2 
+ O2 
O2
 + 2 e– O2–
Semirreacción de 
captación de e–
Formación 
de agua
Reacción neta
Semirreacción de 
donación de e–
–1
2
–1
2
Figura 3.8 Ejemplo de reacción de oxidación-reducción. Cada
semirreacción constituye la mitad de la reacción neta.
Figura 3.9 La escala redox. Los pares redox se disponen desde los
donadores (reductores) más fuertes en la parte superior, hasta los aceptores 
(oxidantes) más fuertes en la base. Los electrones pueden ser «captados» por 
aceptores en cualquier nivel intermedio siempre que el par donador sea más 
negativo que el par aceptor. Cuanto mayor es la diferencia de potencial de 
reducción entre el donador y el aceptor de electrones, más energía libre se 
libera. Obsérvense la diferente energía liberada cuando el H
2
 reacciona con 
tres aceptores de electrones diferentes, fumarato, nitrato y oxígeno.
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