Термодинамика живого объекта. Основы биоэнергетики. Лекция 2

Понятие свободной энергии, энтальпии и энтропии. Первое и второе начала термодинамики.
Направление процесса, сопряженные реакции, механизмы, обеспечивающие протекание сопряженных реакций.
Стационарное состояние неравновесной системы, теорема Пригожина, принцип Онзагера, гомеостаз.

Термодинамика – наука, изучающая наиболее общие законы превращения различных видов энергии в системе.
Под термодинамической системой понимают часть пространства, ограниченную (условно) поверхностью (оболочкой), при этом размеры частиц, составляющих систему , должны быть существенно меньше самой системы
Различают 3 типа систем:
Изолированная – не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
Замкнутая (закрытая) – обменивается с окружающей средой только энергией.
Открытая – обменивается с окружающей средой энергией и веществом.
Термодинамическим контактом называется такая связь между системами, при которой возможен хотя бы один из следующих типов взаимодействий.
1. Механическое взаимодействие — взаимодействие, при котором одна система совершает работу над другой системой с помощью механических, электромагнитных или иных сил.
2. Тепловое взаимодействие — взаимодействие, которое приводит к изменению энергии и происходит в форме передачи теплоты посредством теплопроводности или тепловой радиации.
3. Материальное взаимодействие — взаимодействие, которое приводит к обмену веществом между двумя системами, например взаимодействие через полупроницаемую мембрану или поверхность тела человека

Совокупность всех значений термодинамических параметров, необходимых для описания системы, определяет термодинамическое состояние. Различают термодинамику равновесных систем (классическую, равновесную) и термодинамику неравновесных систем (линейную и нелинейную).
Функцией состояния называется такая физическая характеристика системы, изменение которой при переходе системы из одного состояния в другое определяется значениями параметров начального и конечного состояний и не зависит от того, каким образом совершается этот переход. Функциями состояния являются внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, свободная энергия Гельмгольца, термодинамический потенциал Гиббса, химический и электрохимический потенциалы.
Уравнением состояния называется функциональное соотношение между термодинамическими параметрами системы, находящейся в равновесии
Равновесным называется такое состояние системы, когда ее параметры не меняются с течением времени. Интенсивные параметры одинаковы во всех точках системы, т.е. градиенты этих параметров отсутствуют.
Неравновесным называется такое состояние системы, когда ее параметры меняются с течением времени. Интенсивные параметры различны в разных точках системы, т.е. имеются градиенты этих параметров.

Термодинамические процессы – это процессы обмена энергией и веществом или переход энергии из одной формы в другую. Они бывают обратимые и необратимые.
При обратимом процессе переход от начального к конечному состоянию, и наоборот, не требует дополнительных затрат энергии. Энергия переходит из одного вида к другому без потерь. Характеризует идеальные процессы.
При необратимом процессе переход от конечного состояния к начальному требует дополнительных затрат энергии, так как процессы идут с частичными потерями энергии в виде тепла. Характеризует реальные процессы.
Равновесный, или квазистатический термодинамический процесс происходит в том случае, если внешние условия изменяются так медленно, что в любой момент времени систему можно считать равновесной.
Процесс называется обратимым, если он может быть проведен в обратном направлении, причем система будет проходить в обратном порядке через те же состояния, что и прямом процессе; в противном случае процесс называется необратимым.
Обратимые процессы являются квазистатическими, но обратное утверждение не всегда верно. Например, бесконечно медленное расширение газа в пустоту является квазистатическим, но необратимым процессом. Все реальные процессы необратимы; обратимые процессы являются физической идеализацией.

Живая система представляет собой объект диаметрально противоположный обычным объектам классической термодинамики: это – неравновесная открытая система с необратимыми процессами.
Действительно, в основе энергетики живых систем лежит экзотермическая реакция окисления глюкозы: C6H12O6 + 6 O2 = 6 CO2 + 6 H2O + Q0 (2,86 МДж/М) (1)
Часть выделенной в организме энергии используется для совершения полезной работы. КПД её преобразования в тепловом цикле лимитируется теоремой Карно:
η ≤ (T1–T2)/T1
Перепад температуры в организме не превышает 100С. Следовательно, η ≤ 1/300 = 0,3 %. А фактически измеренный η для мышечного аппарата ≈50 %! Вот первое проявление разрыва между развитым аппаратом классической термодинамики и потребностью физики живых систем.
Значит живой организм работает не по принципу тепловой машины, η в данном случае лимитируется другими соотношениями. !!!.
Всякий же переход свободной энергии реакции (1) в тепло – это безвозвратная потеря свободной энергии, ибо обратное преобразование тепловой энергии в работу действительно лимитируется очень жесткими условиями
Т1 – температура нагревателя,
Т2 – температура холодильника в абсолютной шкале

Живая система, в отличие от неживых машин и механизмов, состоит не из твердых, а из мягких частей, в значительной части из жидкости, т.е. из большого числа слабо связанных частиц, и имеет огромное число внутренних степеней свободы. Описать поведение такой системы методами динамики, решая уравнения движения для огромного числа частиц N, практически невозможно. Причиной перехода системы из динамически определённой к стохастической является не большое число её степеней свободы, а неустойчивость индивидуальных траекторий движения по отношению к бесконечно малым внешним возмущениям.
К сожалению, многие биологические объекты относятся к самым сложным промежуточным случаям, когда они не являются ни динамической, ни термодинамической системой. Однако, вероятно, большинство биологически важных макромолекул, молекулярных комплексов, таких, как ферменты, фрагменты рибосом, митохондрий, комплексы нуклеиновых кислот с белками, могут быть описаны как машины, (типа поршень и газ) в которых долгоживущие механические степени свободы соседствуют с быстро термолизуемыми подсистемами. Распределение энергии по степеням свободы в таких объектах зависит от того, на какие именно степени свободы поступает извне свободная энергия. Можно думать, что длительная эволюция отобрала молекулярные устройства, которые обеспечивают достаточно долгую жизнь отдельных «горячих» степеней свободы, успевающих использовать кванты энергии значительно большие кТ на «полезные» акты прежде, чем они распределятся по остальным степеням свободы.

Термодинамическое определение энтропии
Понятие энтропии было впервые введено в 1865 году Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение общего количества тепла к величине абсолютной температуры :
В1877 году Людвиг Больцман установил связь энтропии с вероятностью данного состояния. Позднее эту связь представил в виде формулы Макс Планк:
к=R / NA=1,38·10−23 Дж/К – постоянная Больцмана,
Ω - статистический вес состояния или число возможных микросостояний (способов), с помощью которых можно составить данное макроскопическое состояние
Статистическое определение энтропии: принцип Больцмана
Изотермический
процесс
Квазистатический
процесс
Для любой квазиравновесной термодинамической системы существует однозначная функция термодинамического состояния называемая энтропией, такая, что ее полный дифференциал

Энтропия согласно термодинамическому определению определена вплоть до произвольной аддитивной постоянной. Третье начало термодинамики позволяет определить её точнее: предел величины энтропии равновесной системы при стремлении температуры к абсолютному нулю полагают равным нулю.
Согласно статистическому определению, энтропия является функцией состояния, то есть не зависит от способа достижения этого состояния, а определяется параметрами этого состояния. Так как Ω может быть только натуральным числом, то энтропия Больцмана неотрицательна исходя из свойств логарифма
Понимание энтропии как меры беспорядка:
Мы думаем об «упорядоченных» системах как о системах, имеющих очень малую возможность конфигурирования, а о «беспорядочных» системах как об имеющих очень много возможных состояний
В химических системах энтропийному фактору действующему в направлении
дезагрегации частиц и рассеяния вещества, противостоит энтальпийный фактор ∆Н,
действующий в направлении агрегации частиц, реализации сил химической связи и
межмолекулярного взаимодействия, сведения запаса энергии системы к минимуму
Изменение энтропии системы в результате химической реакции (∆S) равно сумме
энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ.
∆S х.р. = Σ∆ Sопр. - Σ∆ Sоисх. в-в

Понятие энтальпии
Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание —термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.
H=E = U + pV
Энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии.
Стандартным состоянием вещества называется его состояние в виде чистого вещества при давлении, равном нормальному атмосферному давлению (101,325 кПа или 760 мм рт.ст.) и температуре Т=298,15К. Отнесенные к этим условиям изменения соответствующих величин называются стандартными изменениями и их обозначения снабжаются верхним индексом о:
∆Н о– стандартное изменение энтальпии при химической реакции.
Стандартное изменение энтальпии химической реакции (тепловой эффект) равно
сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы
стандартных энтальпий образования исходных веществ.
∆Нор = Σ∆Н о пр. - Σ∆Н оисх.вещ-в

Энергия Гиббса ( “свободная энергия”) - изобарно-изотермический потенциал, связанный с энтальпией и энтропией соотношением :
G = H – TS , где Т- абсолютная температура.
Для изобарно-изотермических процессов (то есть процессов, протекающих при
постоянных температуре и давлении) изменение энергии Гиббса равно:
∆G = ∆H – T ∆S
Понятие свободной энергии
При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия
Гиббса системы уменьшается (∆G <0). Абсолютное значение разности ∆H – T∆S определяет движущую силу этого процесса
При низких температурах наиболее вероятно самопроизвольное протекание экзотермических реакций (∆Н <0), если при этом энтропия системы уменьшается. При высоких температурах, наиболее вероятно протекание реакций, сопровождающихся возрастанием энтропии, в том числе и эндотермических реакций.

Первый закон термодинамики является законом сохранения энергии. Он определяет энергетический баланс в закрытой системе. Существует несколько эквивалентных формулировок первого начала термодинамики:
Первое начало термодинамики
В любой изолированной системе запас энергии остаётся постоянным.[2]
Количество теплоты, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии и совершение работы против внешних сил
Изменение внутренней энергии системы при переходе её из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе, то есть, оно зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от способа, которым осуществляется этот переход.
Изменение полной энергии системы в квазистатическом процессе равно количеству теплоты , сообщённому системе, в сумме с изменением энергии, связанной с количеством вещества при химическом потенциале, и работы, совершённой над системой внешними силами и полями, за вычетом работы, совершённой самой системой против внешних сил.
при изобарном процессе
5) В дифференциальной форме первый закон термодинамики выглядит так:
dU=δQ±δA ,
где Q и A – сообщенное тепло и совершаемая работа, не являются функциями состояния, так как это функции процесса, поэтому они не имеют полного дифференциала.

Второе начало термодинамики
Второе начало термодинамики — физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов передачи тепла между телами. Является постулатом, не доказываемым в рамках термодинамики. Оно было создано на основе обобщения опытных фактов и получило многочисленные экспериментальные подтверждения.
Существуют несколько эквивалентных формулировок :
В циклически действующей тепловой машине невозможен процесс, единственным результатом которого было бы преобразование в механическую работу всего количества теплоты, полученного от единственного теплового резервуара (Кельвина)
Невозможен процесс, единственным результатом которого являлась бы передача тепла от более холодного тела к более горячему (Клаузиуса)]
Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счет охлаждения теплового резервуара (Томсона)
Любой самопроизвольный процесс может протекать в изолированной системе лишь в том случае, когда он характеризуется увеличением энтропии; в равновесии энтропия системы постоянна (Закон неубывания энтропии): ΔS≥ 0.
На основе энергии Гиббса второе начало термодинамики можно сформулировать следующим образом: в изобарно-изотермических условиях (р,Т = const) в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG <0).В состоянии равновесия энергия Гиббса системы не меняется (G = const, AG = 0)

dS=dQ'/T+dQ/T
dQ'/T – тепло в самой системе
dQ/T – тепло, которым система может обмениваться со средой
diS=dQ'/T – внутренний источник энтропии
deS=dQ/T – внешний источник энтропии
dS=diS+deS
diS>0 – необратимые процессы
dS/dt=diS/dt+deS/dt
Скорость изменения энтропии в системе равна сумме скорости продукции энтропии в самой системе и скорости обмена энтропией между системой и окружающей средой.
Скорость продукции энтропии в системе всегда больше 0, так как т/д процессы в ней необратимы.
Энтропия в открытой системе изменяется за счет процессов производства энтропии в самой системе и за счет обмена энтропии между системой и окружающей средой.
1. Второй закон т/д был сформулирован для характеристики изолированных систем. Реальные биологические системы являются открытыми.
2. Значение энтропии строго определено для равновесного состояния. Биосистемы в своем развитии проходят через целый ряд неравновесных состояний.
Применимость второго закона термодинамики для характеристики свойств биосистем

Третье начало термодинамики
Третье начало термодинамики - закон термодинамики, сформулированный В. Нерстом в 1906 году (тепловой закон Нернста), согласно которому энтропия S любой системы стремится к конечному для неё пределу, не зависящему от давления, плотности или фазы, при стремлении температуры (Т) к абсолютному нулю.
Макс Планк в 1911 году дал другую формулировку третьего начала термодинамики - как условие обращения в нуль энтропии всех тел при стремлении температуры к абсолютному нулю:
Формулировка Планка соответствует определению энтропии в статистической физике через термодинамическую вероятность (W) состояния системы S = klnW.
При абсолютном нуле температуры система находится в основном квантово-механическом состоянии, если оно невырожденно, для которого W = 1 (состояние реализуется единственным микрораспределением). Следовательно, энтропия S при Т = 0 равна нулю. В действительности при всех измерениях стремление энтропии к нулю начинает проявляться значительно раньше, чем может стать существенной при T → 0 дискретность квантовых уровней макроскопической системы, приводящая к явлениям квантового вырождения

Следствия первого и второго законов термодинамики
Тепловой эффект реакции не зависит от пути реакции, а только от начального и конечного состояний (закон Гесса);
Необратимый процесс всегда сопровождается рассеянием энергии в тепло TdS
Если dF < 0 или dG < 0 , то процесс самопроизвольный и необратим, если dF >0 и dG > 0 , то процесс несамопроизвольный и обратимый При достижении равновесия F и G →min . , а dF и dG = 0 .
Все вышеизложенное разработано для закрытых и изолированных систем, находящихся в состоянии термодинамического равновесия. При этом состоянии, когда S = max.,F = 0,G = 0,∆ S = 0, ∆ F = 0, ∆ G = 0 , процессы не протекают, материя мертва, так как система не может самопроизвольно выйти из этого состояния.
Живые системы находятся в стационарном состоянии. При этом скорость протекания процессов остается постоянной, то есть ∆ S , ∆ F, ∆ G ≈0 , но F и G> 0, а S

Принцип Онзагера
Для закрытой системы (то есть, не обменивающейся энергией с внешней средой) при возможности развития процесса по нескольким направлениям реализуется тот из них, который обеспечивает минимум рассеяния энергии, то есть минимальный прирост энтропии
Позже Илья Пригожин (лауреат Нобелевской премии по химии за 1977 год «за работы по термодинамике необратимых процессов, и прежде всего за создание теории диссипативных структур») показал, что эта теорема не выполняется для систем, активно обменивающихся энергией с внешней средой, в которых действует принцип «порядок через флуктуацию»: при притоке вещества и/или энергии из окружающего пространства в достаточно сложную среду, в ней возможно образование новых так называемых диссипативных структур.
Переходы между двумя конфигурациями (классами конфигураций) А и В должны
происходить в прямом и обратном направлении в заданный промежуток времени с
одинаковой частотой. Это утверждение, по сути, есть не что иное, как принцип детального равновесия, который является одним из основных положений химической кинетики.
Основы неравновесной линейной термодинамики заложены Онзагером и развиты Пригожиным. Согласно ее положениям, допускается, что, даже если система в целом не равновесна, каждая из подсистем может находиться в состоянии равновесия (принцип локального равновесия).

Фундаментальными работами И.Р.Пригожина установлено, что вся термодинамика делится на три большие области:
1) равновесную, в которой производство энтропии, потоки и силы равны нулю,
2) Слабо неравновесную, в которой термодинамические силы «слабы», и энергетические потоки линейно зависят от сил,
3) сильно неравновесную, или нелинейную, где энергетические потоки нелинейны, а все термодинамические процессы носят необратимый характер
Стационарное состояние неравновесной системы, теорема Пригожина
Неравновесная термодинамика подразделяется на линейную и нелинейную.
Линейная рассматривает процессы, протекающие вблизи равновесия.
Нелинейная – вдали от него
Теорема Пригожина утверждает, что скорость продукции энтропии внутри открытой системы в стационарном состоянии положительна и минимальна
Следствие теоремы Пригожина
Принцип Ле-Шателье. Если термодинамическую систему вывести из состояния равновесия, в ней возникнут силы и потоки, стремящиеся вернуть систему в исходное состояние равновесия.

Гомеостаз
На основании работ Пригожина появилась возможность сформулировать единую точку зрения на эволюцию, объединяющим принципом которой является не стабильное состояние, а динамические состояния неуравновешенных систем. Открытые системы на всех уровнях являются носителями всеобщей эволюции, которая гарантирует, что жизнь будет продолжать свое движение во всё более новые динамические реимы сложности. Всякий раз, когда какие-либо системы в любой области начинают задыхаться от энтропийных отходов, они мутируют в направлении новых режимов
Гомеоста́з — саморегуляция, способность открытой системы сохранять постоянство своего внутреннего состояния посредством скоординированных реакций, направленных на поддержание динамического равновесия. Стремление системы воспроизводить себя, восстанавливать утраченное равновесие, преодолевать сопротивление внешней среды.
Гомеостаз, гомеостазис— относительное динамическое постоянство внутренней среды (крови, лимфы, тканевой жидкости) и устойчивость основных физиологических функций (кровообращения, дыхания, терморегуляции, обмена веществ и так далее) организма человека и животных. Регуляторные механизмы, поддерживающие физиологическое состояние или свойства клеток, органов и систем целостного организма на оптимальном уровне, называются гомеостатическими.

Направление процесса и сопряженные реакции
Направление химической реакции определяется значением ΔG. Если эта величина отрицательна, то реакция протекает самопроизвольно и сопровождается уменьшением свободной энергии. Такие реакции называют экзергоническими. Если при этом абсолютное значение ΔG велико, то реакция идёт практически до конца, и её можно рассматривать как необратимую.
Если ΔG положительно, то реакция будет протекать только при поступлении свободной энергии извне; такие реакции называют эндергоническими. Если абсолютное значение ΔG велико, то система устойчива, и реакция в таком случае практически не осуществляется. При ΔG, равном нулю, система находится в равновесии
В биологических системах термодинамически невыгодные (эндергонические) реакции могут протекать лишь за счёт энергии экзергонических реакций. Такие реакции называют энергетически сопряжёнными. Многие из этих реакций происходят при участии аденозинтрифосфата (АТФ), играющего роль сопрягающего фактора.

Механизмы, обеспечивающие протекание сопряженных реакций.
Реакция фосфорилирования глюкозы свободным фосфатом с образованием глюкозо-6-фосфата является эндергонической:
(1) Глюкоза + Н3РО4 → Глюкозо-6-фосфат + Н2О (ΔG = +13,8 кДж/моль).
Для протекания такой реакции в сторону образования глюкозо-6-фосфата необходимо её сопряжение с другой реакцией, величина свободной энергии которой больше, чем требуется для фосфорилирования глюкозы.
(2) АТФ → АДФ + Н3РО4 (ΔG = -30,5 кДж/моль).
При сопряжении процессов (1) и (2) в реакции, катализируемой гексокиназой, фосфорилирование глюкозы легко протекает в физиологических условиях; равновесие реакции сильно сдвинуто вправо, и она практически необратима:
(3) Глюкоза + АТФ → Глюкозо-6-фосфат + АДФ (ΔG = -16,7 кДж/моль).

Свободная энергия гидролиза некоторых органических фосфатов

АТФ - молекула, богатая энергией, поскольку она содержит две высокоэнергетические (макроэргические) фосфоангидридные связи (β, γ). Они обозначены на рисунке знаком ~ (тильда). АТФ выступает в роли донора энергии в эндергонических реакциях многих анаболических процессов.
При гидролизе концевой фосфоангидридной связи АТФ превращается в АДФ и ортофосфат Рi При этом изменение свободной энергии составляет -7,3 ккал/моль. При условиях, существующих в клетке в норме (рН 7,0, температура 37 °С), фактическое значение ΔG0' для процесса гидролиза составляет около -12 ккал/моль. Величина свободной энергии гидролиза АТФ делает возможным его образование из АДФ за счёт переноса фосфатного остатка от таких высокоэнергетических фосфатов, как, например, фосфоенолпируват или 1,3-бисфосфоглицерат; в свою очередь, АТФ может участвовать в таких эндергонических реакциях, как фосфорилирование глюкозы или глицерина

Некоторые биосинтетические реакции в организме могут протекать при участии других нуклеозидтрифосфатов, аналогов АТФ; к ним относят гуанозинтрифосфат (ГТФ), уридинтрифосфат (УТФ) и цитидинтрифосфат (ЦТФ). Все эти нуклеотиды, в свою очередь, образуются при использовании свободной энергии концевой фосфатной группы АТФ. Наконец, за счёт свободной энергии АТФ совершаются различные виды работы, лежащие в основе жизнедеятельности организма, например, такие как мышечное сокращение или активный транспорт веществ.
Таким образом, АТФ - главный, непосредственно используемый донор свободной энергии в биологических системах. В клетке молекула АТФ расходуется в течение одной минуты после её образования. У человека количество АТФ, равное массе тела, образуется и разрушается каждые 24 ч.
Использование АТФ как источника энергии возможно только при условии непрерывного синтеза АТФ из АДФ за счёт энергии окисления органических соединений. Цикл АТФ-АДФ - основной механизм обмена энергии в биологических системах, а АТФ - универсальная "энергетическая валюта".

Биологическое окисление
Под окислением понимают отщепление электронов, а под восстановлением - присоединение электронов. Окисление донора электронов всегда сопровождается восстановлением акцептора электронов. Этот принцип окислительно-восстановительных процессов применим и к биохимическим системам.
Разные редокс-пары обладают различным сродством к электрону. Те, у которых это сродство меньше, отдают электрон тем, у кого оно больше. Мерой сродства редокспары к электрону служит окислительно-восстановительный потенциал, или редокс-потенциал (Е0'), величина которого непосредственно связана с изменением свободной энергии. Величину Еº' выражают в вольтах; чем она меньше (отрицательнее), тем меньше сродство вещества к электронам. Чем больше сродство, тем больше восстановительный потенциал.
Перенос электронов от окисляемых субстратов к кислороду происходит в несколько этапов. В нём участвует большое количество промежуточных переносчиков, каждый из которых способен присоединять электроны от предыдущего компонента и передавать следующему. Так возникает цепь окислительно-восстановительных реакций, в результате чего происходят восстановление О2 и синтез Н2О.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
некоторых сопряжённых пар
Величину Еº' выражают в вольтах; чем она меньше (отрицательнее), тем меньше сродство вещества к электронам.
Редокс-потенциалы Е0' связаны с изменением свободной энергии уравнением Нернста
ΔG0´ = - nFΔEº´
где n - число перенесённых в реакции электронов; F - постоянная Фарадея (23 061 ккал B-1 моль-1); ΔЕо' - разность редокс-потенциалов электрондонорной и электронакцепторной пар. Величина ΔЕо' - стандартная величина окислительно-восстановительного потенциала; её определяют в стандартных условиях, когда концентрации всех веществ равны 1 М, давление газов составляет 1 атм, а рН 7,0

Основные этапы трансформации энергии катаболических процессов
Энергия освобождается в процессе ферментативного окисления метаболитов специфическими дегидрогеназами. В реакциях дегидрирования электроны и протоны переходят от органических субстратов на коферменты NAD- и FAD-зависимых дегидрогеназ. Электроны, обладающие высоким энергетическим потенциалом, передаются от восстановленных коферментов NADH и FADH2 к кислороду через цепь переносчиков, локализованных во внутренней мембране митохондрий. Восстановление молекулы О2 происходит в результате переноса 4 электронов. При каждом присоединении к кислороду 2 электронов, поступающих к нему по цепи переносчиков, из матрикса поглощаются 2 протона, в результате чего образуется молекула Н2О.
Окисление органических веществ в клетках, сопровождающееся потреблением кислорода и синтезом воды, называют тканевым дыханием, а цепь переноса электронов (ЦПЭ) - дыхательной цепью.
Электроны, поступающие в ЦПЭ, по мере их продвижения от одного переносчика к другому теряют свободную энергию. Значительная часть этой энергии запасается в форме АТФ, а часть энергии рассеивается в виде тепла. Кроме того, электроны с высоким энергетическим потенциалом, возникающие при окислении различных субстратов, могут быть использованы в реакциях биосинтеза, для которых помимо АТФ требуются восстановительные эквиваленты, например NADPH.