Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

1 Oxidace a redukce © Biochemický ústav LF MU (E.T.) 2008.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "1 Oxidace a redukce © Biochemický ústav LF MU (E.T.) 2008."— Transkript prezentace:

1 1 Oxidace a redukce © Biochemický ústav LF MU (E.T.) 2008

2 2 Oxidačně-redukční (redoxní) reakce jsou součástí našeho každodenního života metabolismus živin fotosyntéza buněčná respirace spalování paliv koroze kovů ad. Význam oxidačně-redukčních reakcí

3 3 Oxidace A red - n e -  A ox Při oxidaci látka odevzdává elektrony Redukce B ox + n e -  B red Při redukci látka elektrony přijímá Oba děje probíhají vždy současně Definice

4 4 Oxidoredukční děj A red + B ox A ox + B red A ox /A red B ox /B red redoxní páry (srovnejte s acidobazickými ději – konjugované páry) Složky redoxního páru se mohou lišit nejen počtem elektronů, ale i počtem atomů vodíku, kyslíku příp. jiných prvků

5 5 Příklady redoxních párů MnO 4 - /MnO 2 O 2 /H 2 O Fe 3+ /Fe 2+ Cr 2 O 7 2- /Cr 3+ pyruvát/laktát chinon/difenol disulfid/thiol aldehyd/alkohol

6 6 Jak poznáme, zda reakce je oxidačně redukční? Při oxidoredukční reakci se mění oxidační číslo prvku Oxidační číslo - elektrický náboj, který by atom získal, kdybychom elektrony každé vazby vycházející z tohoto atomu přidělili atomu elektronegativnějšímu

7 7 Pravidla pro určování oxidačních čísel  volný atom, nebo atom v molekule prvku (např.Cu, O 2, P 4 ) má oxidační číslo 0 a vazba mezi atomy téhož druhu nepřispívá k oxidačnímu číslu  oxidační číslo jakéhokoliv jednoatomového iontu se rovná jeho náboji (např. Fe 3+ má oxidační číslo +III)  některé prvky mají ve všech nebo ve většině sloučenin stejná oxidační čísla: vodík má oxidační číslo +I, pouze v hydridech kovů je H -I, kyslík má ox. číslo –II, jen v peroxidech je O -I, u alkalických kovů je ox. číslo vždy +I, u kovů alk.zemin +II

8 8 Oxidační číslo síry v kyselině sírové H 2 SO 4 2x (+I)4x (-II) X = +2 + (-8) = +6

9 9 Oxidační čísla dusíku ve sloučeninách NH 3 -III N 2 0 N 2 O I NO II NO 2 - III NO 3 - V

10 10 Ox. čísla uhlíku při reakci methanu s kyslíkem Při přeměně uhlovodíku na alkohol dochází ke zvýšení oxidačního čísla uhlíkového atomu – jedná se o oxidaci -IV -II 1/2 O 2

11 11 Oxidační čísla uhlíku ve sloučeninách -IV CH 4 CH 3 CH 2 OH -III-I -III CH 3 C OH O III CH 3 C H O -IIII COO IV CH 3 CH 2 CH 3 -III -II -III

12 12 Typy oxidačních reakcí ztráta elektronu Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu navázání kyslíku (oxygenace) C + O 2  CO 2 odštěpení 2H (dehydrogenace) -2H pyruvát H 3 CC O COOH laktát H 3 CCH OH COOH

13 13 Typy redukčních reakcí dodání elektronu Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu odštěpení kyslíku (deoxygenace) CO 2  CO + ½ O 2 navázání 2H (hydrogenace) H 3 CC O COOH +2H H 3 CCH OH COOH

14 14 Pozor! Nezaměňujte pojmy Hydrogenace x hydratace Dehydrogenace x dehydratace CHCH -I -II CHCH 2 OH 0 +H 2 O Hydratace a dehydratace nejsou redoxní reakce, jeden C se zredukoval, druhý C oxidoval, ale součet oxid. čísel je stejný -H 2 O

15 15 Předvídání průběhu oxidoredukčních reakcí

16 16 Oxidační činidla - KMnO 4, H 2 O 2, K 2 Cr 2 O 7, Cl 2,… …... Redukční činidla - C, H 2, Fe, Zn…... Ze zkušenosti známe, že některé látky působí jako oxidační činidla, jiné jako redukční činidla.

17 17 Ethanol lze oxidovat pomocí K 2 Cr 2 O 7 na acetaldehyd Lze ethanol oxidovat také peroxidem vodíku ? Lze oxidovat acetaldehyd dichromanem na kys. octovou ? Bude oxidace kompletní ? CH 3 CH 2 OH K 2 Cr 2 O 7, H + CH 3 CH=O

18 18 Lze řešit se znalostí elektrodových (redoxních) potenciálů daných systémů elektrodové potenciály vyjadřují schopnost redukčního činidla ztrácet elektron (nebo schopnost oxidačního činidla elektron přijímat) (srovnejte s aciditou a bazicitou)

19 19 Standardní elektrodový potenciál E o Elektromotorická síla poločlánku složeného z oxidované i redukované formy redoxního páru za standardního stavu a v rovnováze se standardní vodíkovou elektrodou (standardní stav = standardní teplota, tlak, c= 1 mmol/l, redukované i oxidované složky páru, pH=0). Definice:

20 20 Standardní elektrodový potenciál E o A ox + ne A red roztok obsahující 1 mol/l oxidované formy a 1 mol/l redukované formy referenční poločlánek = vodíková elektroda měříme elektromotorickou sílu = E o standardní podmínky A ox A red

21 21 platinová elektroda pokrytá platinovou černí zčásti ponořená do roztoku o jednotkové aktivitě vodíkových iontů a z části vyčnívající nad roztok do prostoru vyplněného plynným vodíkem o tlaku 101,3 kPa. Standardní vodíková elektroda V praxi jiné srovnávací elektrody - kalomelová, argentchloridová

22 22 Zjištění E O měřením výpočtem z hodnot K,  G o

23 23 Redoxní párE° (V) K + + e −  K Ca e −  Ca Na + + e −  Na Al e −  Al Zn e −  Zn 2 H e −  H 2 Cu e −  Cu I e −  2 I − Fe 3+ + e −  Fe 2+ O H e −  2 H 2 O Cr 2 O 7 − + 14 H e −  2 Cr H 2 O Cl e −  2 Cl − MnO 4 − + 8 H e −  Mn H 2 O H 2 O H e −  2 H 2 O −2,92 −2,87 −2,71 −1,66 −0,76 0,00 0,34 0,54 0,76 1,23 1,33 1,36 1,51 1,77 Hodnoty E o pro některé redoxní páry

24 24 Co lze z tabulky redoxních párů odvodit: Silná redukční činidla - (látky s velkou tendencí odštěpovat elektrony) - mají záporné hodnoty potenciálu redukčním činidlem je přitom redukovaná forma páru Silná oxidační činidla - (látky s velkou tendencí přijímat elektrony) - mají kladné hodnoty potenciálu oxidačním činidlem je přitom oxidovaná forma páru

25 25 Př.: V tabulce na snímku 23 najděte nejúčinnější a) oxidační činidlo b) redukční činidlo H 2 O H e - / 2 H 2 O1,77 V a) nejkladnější hodnota potenciálu přísluší páru: oxidovanou formou páru H 2 O 2 / H 2 O je H 2 O 2 nejúčinnějším oxidačním činidlem v tabulce je H 2 O 2

26 26 b) nejzápornější hodnota potenciálu přísluší páru: K + /K -2,92 V redukovanou formou páru je K nejúčinnějším redukčním činidlem v tabulce je K

27 27 Srovnání dvou párů -redukovaná forma páru se zápornější hodnotou E o může za standardního stavu redukovat oxidovanou formu druhého páru s kladnější hodnotou E o - liší-li se oba páry o více jak 400 mV, reakce je nevratná i za nestandardních koncentracích, je-li rozdíl mezi hodnotami E o menší, dochází ke vzniku rovnováhy ovlivnitelné koncentrací látek

28 28 Př.: V tabulce na snímku 23 nalezněte všechny látky, které by mohly být za standardních podm.redukovány zinkem Zinkem mohou být redukovány oxidované formy všech párů s pozitivnější hodnotou E o. Tedy tyto látky: H +, Cu 2+,I 2, Fe 3+, O 2, Cl, Cr 2 O 7 -, Cl -, MnO 4 -,H 2 O 2 Elektrony budou mít tendenci putovat ze Zn na tyto oxidované formy Zinkem však nemohou být redukovány ionty Al 3+, Na +,Ca 2+, K + Tedy elektrony nemohou putovat ze Zn na Al 3+, Na +,Ca 2+, K +

29 29 Hodnoty redoxních potenciálů při koncentracích jiných než standardních (jednotkových) Nernstova-Petersova rovnice aktuální koncentrace oxidované [Ox] a redukované [Red] formy elektrodový potenciál poločlánku za nestandardního stavu počet přenášených elektronů Pár: a Ox + n e -  c Red Faradayova konstanta C/mol

30 30 úprava vztahunamísto ln x = 2,3 log x T=25 o C po vyčíslení R, při 295 K

31 31 Př.1: Jakou hodnotu redoxního potenciálu bude mít poločlánek obsahující železité a železnaté ionty v poměru koncentrací 2:1 ? Fe 3+ + e  Fe 2+ E 0 = 0,77 V E(1) = 0, 79 V

32 32 Př.2: Jakou hodnotu redoxního potenciálu bude mít poločlánek obsahující železité a železnaté ionty v poměru 1:2 ? Fe 3+ + e  Fe 2+ E 0 = 0,77 V E(2) = 0, 75 V (2)

33 33 Př.3: Jakou hodnotu redoxního potenciálu bude mít poločlánek obsahující I 2 a jodidové ionty v poměru 2:1 ? I 2 + 2e -  2I - E 0 = 0,54 V n=2 E(3) = 0,55V (3)

34 34 Pokuste se určit v jakém směru proběhne reakce Fe I - Fe 2+ + I 2 odpovídají-li poměry koncentrací redukovaných a oxidovaných forem obou párů příkladům 2 a 3 Fe 3+ + e -  Fe 2+ E 0 = 0,77 V E(2) = 0, 75 V I 2 + 2e -  2I - E 0 = 0,54 V E (3) = 0,55V (2) (3)

35 35 Aplikujeme stejnou úvahu jako na snímku 24 - redukovaná forma páru se zápornějším potenciálem může redukovat oxidovanou formu páru s kladnějším potenciálem místo standardních redox potenciálů uvažujeme potenciály E 2 a E 3 vztažené k dané koncentraci: Fe 3+ + e -  Fe 2+ E(2) = 0,75 V I 2 + 2e -  2I - E(3) = 0,55V V tomto páru bude Fe 3+ oxidační činidlo V tomto páru bude I - redukční činidlo

36 36 Fe 3+ + e -  Fe 2+ E(2) = 0,75 V I 2 + 2e -  2I - E(3) = 0,55V redukční činidlo oxidační činidlo Fe I - Fe 2+ + I 2 Reakce proběhne v naznačeném směru

37 37 Mezi oběma redoxními páry existuje potenciálový rozdíl  E= E 2 - E 3, který je hnací silou reakce. Uvedené hodnoty odpovídají stavu na počátku reakce Tendencí každé oxidoredukční reakce je, aby se vyrovnaly rozdíly potenciálů obou párů (poločlánků), k tomu dochází přesunem elektronů Průběh reakce

38 38 Jak dlouho bude reakce probíhat ? dokud nenastane rovnováha Kdy nastane rovnováha ? až se vyrovná rozdíl potenciálů mezi oběma páry  E= E 2 - E 3 = 0

39 39 aA red + bB ox  aA ox + bB red Vztah mezi rovnovážnou konstantou a E o za rovnováhy E 1 = E 2 =

40 40 K RT lnK = nF  E o EoEo

41 41 -  G = nF( E 2 - E 1 )=nF  E (J.mol -1 ) Při přenosu n molů elektronů přes potenciálový rozdíl  E koná systém práci Oxidoredukčními ději se získává energie využitelná na práci Vztah mezi redoxním potenciálem a Gibbsovou energií e-e- e-e- e-e- E1E1 E2E2

42 42 -  G o = nF( E 2 o - E 1 o )= nF  E o Podle konvence je indexem 2 vždy označen potenciál redoxního páru s pozitivnější hodnotou Pro standardní stav Průběh oxidoredukční rakce lze charakterizovat hodnotou  G, která je úměrná rozdílu redoxních potenciálů

43 43 Elektrodové potenciály vztažené k pH=7, teplota 30 o C Namísto hodnot E a E o  E´, E o ´ Změna hodnot o -0,42 V Elektrodové potenciály v biologických systémech (Standardní potenciál vodíkové elektrody při pH = 7 vztažený na vodíkovou elektrodu při pH = 0 má hodnotu −0,420 V)

44 44 Oxidoredukce v biologických systémech Nejdůležitější oxidoredukční reakce probíhají při odbourání živin z potravy Oxidoredukční děje probíhají také při některých syntetických pochodech (syntéza mastných kyselin, cholesterolu) K oxidoredukcím patří i další reakce probíhající v buňkách (odbourání alkoholu, tvorba laktátu, hydroxylace substrátů ad.) Většina oxidoredukcí v biologických systémech je enzymově katalyzována

45 45 O2O2 Malé molekuly fotosyntéza živiny CO 2 +H 2 O Chemická energie Význam biologických oxidací pro zisk energie Dehydrogenace organizované velké molekuly malé molekuly

46 46 Jak se metabolismem živin získává energie ? „spalování živin“ živiny v potravě (lipidy a sacharidy, částečně proteiny) obsahují atomy uhlíku s nízkým oxidačním stupněm jsou postupně oxidovány na CO 2 a H 2 O (dehydrogenace) odbourávání živin zahrnuje kromě oxidací i jiné typy reakcí – izomerizace, hydratace, dehydratace, fosforylace, štěpení ad. pro zisk energie mají význam pouze dehydrogenační reakce.

47 47 Oxidační čísla uhlíku v modelových živinách Průměrné ox.č. C = 0,0 Průměrné ox.č. C = -1,8  uhlík je nejvíce redukovaný

48 48 Oxidace živin je katalyzována enzymy Oxidace se odehrávají formou dehydrogenací Vodík z dehydrogenačních reakcí se váže na kofaktory enzymů (nejčastěji NAD + a FAD)

49 49 Obecné schéma enzymové dehydrogenace NADH +, FADH 2 NAD +, FAD Kofaktory dehydrogenačních reakcí jsou nejčastěji NAD + a FAD

50 50 O OH O N CONH 2 CH 2 OPOPO OH OO OH CH 2 H O OH OH N N N N NH 2 NAD + - nikotinamidadenindinukleotid

51 51 N C NH 2 ribosa fosfát ribosa adenin + O Oxidovaná forma NAD +

52 52 NAD + + 2H  NADH + H + Redukovaná forma - NADH N HH Na kofaktor se přenáší atom vodíku a elektron (hydridový anion), proton se uvolňuje do prostředí

53 53 Niacin, vit. B 3, vit.PP (směs nikotinamidu a kys. nikotinové) Denní potřeba mg Nedostatek: pelagra Zdroje: játra, maso, droždí

54 54 N N N N O O CH 3 CH 3 CH 2 H (CHOH) 3 CH 2 OH FAD - flavinadenindinukleotid

55 55 N NN NH H 3 C H 3 C O O ribitol fosfát ribosa adenin Oxidovaná forma FAD

56 56 N NN NH H 3 C H 3 C O O Redukovaná forma FAD FAD + 2H FADH 2 H H ribitol fosfát ribosa adenin

57 57 Vitamin B 2 – riboflavin Denní potřeba: cca 2 mg Nedostatek: poruchy sliznice Zdroje: mléko, vejce, maso, rostliné potraviny

58 58  - oxidace mastných kyselin H 3 C C O OH -III -II III -II I I -III +II NADH + 8 FADH 2 Příklad získání energie „spalováním“ živin Kys. stearová – C18

59 59 Při  -oxidaci je mastná kyselina postupně, v cyklu 4 reakcí, odbourávána na molekuly acetyl-CoA (srovnejte oxid.čísla uhlíků v MK a v acetylCoA)

60 60 Kde je ta energie ? Energie se získá: reoxidací FADH 2 a NADH v dýchacím řetězci acetylCoA je dále oxidován v citrátovém cyklu – získají se další redukované kofaktory (celkem 3 NADH a 1 FADH 2 na jeden acetylCoA)

61 61 Redukované kofaktory (NADH a FADH 2 ) jsou reoxidovány systémem enzymů a kofaktorů v dýchacím řetězci Dýchací řetězec (vnitřní mitochondriální membrána) AH 2 2H + 1/2 O 2 2e - O 2- H 2 O + A + energie 2H + + 1/2O 2- H 2 O Red.kofaktory Získaná energie se využije k syntéze ATP

62 62 -  G o = nF  E o = 2. F. 1,24 = kJ/mol 2H e -  2H E o´ = -0,42 V 1/2 O e -  O 2- E o´ = + 0,82 V  E o ´ = -1,24 V O H +  H 2 O Energie teoreticky uvolněná za standardních podmínek při redukci kyslíku vodíkem

63 63 Energie potřebná na syntézu 1 mol ATP za standardních podmínek je 30,5 kJ/mol ADP + P i  ATP  G o = 30,5 kJ/mol Oxidací 1 mol NADH lze za standardních podmínek teoreticky získat až 238 kJ Pokud by se odpovídající množství energie z oxidace NADH uvolnilo naráz, buňka by ji nemohla zachytit a využít. Převážná část energie by se proměnila na teplo.

64 64 Účinné využití energie je umožněno stupňovitým přenosem elektronů v dýchacím řetězci Elektrony z atomů vodíku přecházejí v dýchacím řetězci přes několik akceptorů enzymové komplexy seřazené podle stoupajících hodnot redox potenciálů jejich kofaktorů Po částech uvolňovaná energie je s vysokou účinností využita k syntéze ATP

65 65 Redoxní páry v dýchacím řetězciE°´ (V) NAD H e −  NADH + H + FAD + 2 H e −  FADH 2 FMN + 2 H e −  FMNH 2 2 cytochrom b (Fe 3+ ) + 2 e −  2 cytochrom b (Fe 2+ ) ubichinon + 2 H e −  ubichinol 2 cytochrom c (Fe 3+ ) + 2 e −  2 cytochrom c (Fe 2+ ) 2 cytochrom a 3 (Fe 3+ ) + 2 e −  2 cytochrom a 3 (Fe 2+ ) ½ O H e −  H 2 O −0,320 a +0,030 +0,100 +0,235 +0,385 +0,816 a Flavoproteiny mají velmi variabilní hodnotu E°´, v závislosti na bílkovinné části (0,003 − 0,091 V).

66 66 -0,32 NADH přenašeč 1 e - přenašeč 2 přenašeč 3 přenašeč 4 1/2O 2  1/2 O 2- e - 2H + H2OH2O +0,82 E o´ V Princip transportu elektronů v dýchacím řetězci 3ADP + 3P i  3ATP Při postupném přenosu elektronů lze oxidací 1 mol NADH získat až 3 mol ATP

67 67 Obsah energie v čistých (100%) živinách Živina Energetická hodnota (kJ/g) BiologickáFyzikální Tuky Sacharidy Bílkoviny* * V kalorimetru spáleny na CO 2, H 2 O a N 2. V těle katabolizovány na CO 2, H 2 O a CO(NH 2 ) 2.

68 68 Pokuste se zodpovědět, proč v nejvyšší obsah energie je v tucích Vezměte v úvahu průměrná oxidační čísla uhlíkových atomů v živinách (snímek 47)

69 69 Oxidace ethanolu na acetaldehyd Příklady dalších biochemicky významných oxidoredukčních reakcí + H + CH 3 CH 2 OH CH 3 CH=O NAD + NADH

70 70 isocitrát 2-oxoglutarát + CO 2 2-oxoglutarát sukcinylCoA malát oxalacetát Dehydrogenační reakce v citrátovém cyklu (vznik NADH) + H +

71 71 sukcinátfumarát F AD FAD H2H2 Dehydrogenační reakce v citrátovém cyklu (vznik FADH 2 )

72 72 H 3 CCH OH C O O H 3 CC O C O O NAD + NADH + H + Redukce pyruvátu na laktát - - Probíhá při svalové práci na kyslíkový dluh

73 73 Přenos elektronů pomocí cytochromů (probíhá v dýchacím řetězci, nebo při hydroxylačních reakcích) + e - - e -

74 74 Dehydrogenace kyseliny askorbové -2H

75 75 Oxygenace – přímé slučování s kyslíkem jsou méně početné Monooxygenasy – katalyzují hydroxylaci substrátů Dioxygenasy – katalyzují vestavění dvou atomů O do substrátů

76 76 Málo rozpustné silné elektrolyty. Srážecí reakce

77 77 Rozpustnost solí ve vodě Přidáváme-li sůl do rozpouštědla, sůl se rozpouští a disociuje Po přidání určitého množství soli, zůstává další přídavek nerozpuštěn Roztok je solí nasycen

78 78 Rovnováha v nasyceném roztoku B n A m (s)  n B m+ + m A n− CaF 2 (s)  Ca F - Rovnovážná konstanta = konst.

79 79 Součin rozpustnosti K s = [B m+ ] n [A n− ] m K S = [Ca 2+ ] [F - ] 2 Součin rozpustnosti udává (pro danou teplotu) maximální hodnotu, jaké může dosáhnout součin koncentrací obou iontů rozpuštěné látky v roztoku. Je-li součin koncentrace iontů vyšší, z roztoku se vylučuje sraženina

80 80 Sůl K s PbCl 2 CaSO 4 CaHPO 4 SrSO 4 CaCO 3 CaC 2 O 4 BaSO 4 AgCl CaF 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca 5 (PO 4 ) 3 OH Ca 5 (PO 4 ) 3 F Fe 2 S 3 1,6 ∙ 10 −5 1,2 ∙ 10 −6 2,3 ∙ 10 −7 3,3 ∙ 10 −7 3,8 ∙ 10 −9 1,0 ∙ 10 −9 1,4 ∙ 10 −10 1,8 ∙ 10 −10 2,7 ∙ 10 −11 2,8 ∙ 10 −30 5,3 ∙ 10 −59 3,1 ∙ 10 −60 1,0 ∙ 10 −88 Součiny rozpustnosti vybraných sloučenin Snižování rozpustnosti

81 81 Chlorid barnatý a síran sodný jsou dobře rozpustné sloučeniny. Co se stane smícháme-li jejich roztoky ? BaCl 2 (s) + Na 2 SO 4 (s)  BaSO 4  + 2Cl - + 2Na + Jakmile součin koncentrací [Ba 2+ ]. [SO 4 2- ] přesáhne hodnotu 1, , začne se vylučovat sraženina BaSO 4 Srážecí reakce

82 82 Při jakých koncentracích BaCl 2 a Na 2 SO 4 to nastane ? Např. a) koncentrace obou solí v roztoku bude 1, mol/l b) koncentrace BaCl 2 v roztoku bude mol/l a konc. Na 2 SO 4 bude 1, mol/l c) koncentrace BaCl 2 v roztoku bude 1, mol/l a konc. Na 2 SO 4 bude mol/l Obecně: kdykoliv součin koncentrací obou iontů překročí hodnotu 1,

83 83 Př.: Jaké množství CaF 2 může být maximálně rozpuštěno ve vodě ? (pro zvídavé) K s (CaF 2 ) = K S = [Ca 2+ ] [F - ] 2 CaF 2 (s)  Ca F - neznámou koncentraci označíme c 4, = c. (2c) 2 = 4c 3 cc 2c  c ≈ 2, mol/l V 1 litru roztoku může být maximálně rozpuštěno 2, molu CaF 2 M r (CaF 2 ) = 78 tj. 2, g = 1, g =. 16,4 mg CaF 2

84 84 Efekt společného iontu Součin rozpustnosti šťavelanu vápenatého je K s = 1,0 ∙ 10 −9 K nasycenému roztoku této soli přidáme ve vodě dobře rozpustný CaCl 2 Co se stane ? Z roztoku se vyloučí sraženina. Proč ? Přidáním Ca 2+ iontů do roztoku byl překročen součin rozpustnosti šťavelanu vápenatého

85 85 hydroxyapatit Ca 10 (PO 4 ) 6 (OH) 2 K s = 5.34x fluorapatit Ca 10 (PO 4 ) 6 (F) 2 K s = 3.16x oktakalciumfosfát Ca 8 (HPO 4 ) 2 (PO 4 ) 4 K s = 2.0x Biologické apatity – součiny rozpustnosti in vitro

86 86 Proč přílišné pití koka-koly snižuje příjem vápníku?


Stáhnout ppt "1 Oxidace a redukce © Biochemický ústav LF MU (E.T.) 2008."

Podobné prezentace


Reklamy Google