Главная   Онлайн учебники   База репетиторов России   Товары для школы   Подготовка к ЕГЭ онлайн

Урок 9. Энергетика биохимических реакций

Динамическая биохимия изучает химические реакции, протекающие в живом организме. Вся совокупность реакций обмена веществ называется метаболизмом. Метаболические реакции условно можно разделить на две большие группы: реакции синтеза необходимых клетке молекул (их совокупность называется пластическим обменом, или анаболизмом) и реакции расщепления и окисления, служащие для обеспечения энергетических потребностей клетки (это реакции энергетического обмена, или катаболизма). Последовательная цепь биохимических реакций называется метаболическим путем.

Некоторые из метаболических реакций протекают в физиологических условиях только в одну сторону. Так, в пищеварительном тракте происходит расщепление белков до коротких пептидов и аминокислот, полисахаридов – до моносахаридов, но не наблюдается сколько-нибудь значительного синтеза полимерных молекул из этих мономеров. Другие же реакции обратимы: например, карбоангидразная реакция

 

катализируемая ферментом эритроцитов, протекает по-разному в легочных капиллярах и капиллярах периферических тканей. В легких углекислый газ удаляется из кровотока, и данная реакция идет слева направо. В остальных тканях углекислота, образовавшаяся в ходе обмена веществ, переходит в кровяное русло, и эта реакция идет справа налево.

Для понимания закономерностей метаболизма необходимо знать, является ли данная реакция обратимой или необратимой, и как повлияет на ее протекание изменение концентраций исходных веществ и продуктов. Рассмотрим некую обратимую химическую реакцию превращения веществ A и B в вещества C и D:

A + B = C + D.

Скорость прямой реакции будет пропорциональна концентрациям веществ A и B: νпрям. = k1[A][B], где [A] и [B] обозначают концентрации веществ A и B, соответственно. Скорость обратной реакции пропорциональна концентрациям веществ C и D: νобр. = k–1[C][D]. По мере превращения веществ A и B в вещества C и D скорость прямой реакции будет падать, а обратной – возрастать. Наконец, наступит состояние равновесия, при котором скорость прямой реакции будет равна скорости обратной. Когда эта реакция достигнет состояния равновесия, то соотношение концентраций исходных веществ и продуктов будет постоянным, каковы бы ни были исходные концентрации участников реакции:

 

                    (9.1)

В этом уравнении и обозначают концентрации продуктов реакции C и D в состоянии равновесия, и обозначают концентрации вступающих в реакцию веществ A и B в состоянии равновесия. Величина называется константой равновесия. Если в некоторой системе (в химической пробирке или в цитоплазме живой клетки – неважно) отношение концентраций продуктов реакции и исходных веществ в точности равно константе равновесия, то скорость прямой реакции (превращения A и B в C и D) будет равна скорости обратной реакции (превращения C и D в A и B). Наступит состояние динамического равновесия, и концентрации участников данной реакции не будут изменяться. Если в системе отношение концентраций продуктов реакции и исходных веществ меньше константы равновесия, то реакция пойдет слева направо, вещества A и B будут превращаться в вещества C и D. Если же в системе отношение концентраций продуктов реакции и исходных веществ больше константы равновесия, то реакция пойдет справа налево, вещества C и D будут превращаться в вещества A и B.

 

Отметим, что если в уравнении реакции у исходных веществ и продуктов коэффициенты не равны единице (т. е. уравнение имеет вид nA + mB = kC + lD), то уравнение для константы равновесия будет выглядеть сложнее:

 

                    (9.2)

Законы термодинамики, описывающие энергетику химических реакций и возможность их протекания, были сформулированы для неживых систем, однако они полностью применимы к живым клеткам и организмам. Встречающееся в околонаучных и популярных изданиях утверждение, что жизнь не подчиняется законам физики и химии, не имеет ничего общего с действительностью. Живые системы могут лишь использовать те или иные физические законы для своих нужд.

Рассчитать направление протекания реакций позволяют термодинамические уравнения. На уроках химии вы узнали, что многие самопроизвольно протекающие реакции экзотермичны, т. е. сопровождаются выделением теплоты. Практически все биохимические процессы протекают при постоянном давлении, равном атмосферному, и при постоянном объеме системы. Для проведения расчетов в таких условиях удобно воспользоваться специальной величиной – энтальпией. Изменение энтальпии в ходе реакции, обозначаемое ΔH, равно теплоте, поглощенной системой (на самом деле, ΔH = ΔU + P × ΔV, где P – давление, V – объем, U – внутренняя энергия системы; но когда объем системы не меняется, наше утверждение справедливо). Для экзотермических процессов, в ходе которых выделяется тепло, ΔH < 0, тогда как для эндотермических ΔH > 0.

Тепловой эффект реакции – не единственный фактор, влияющий на направление ее протекания. Так, процесс диффузии протекает всегда в одном направлении (см. урок 1): вещество диффундирует из участка с большей концентрацией в участок с меньшей, но выделения тепла при этом нет. Другим важным параметром является изменение энтропии системы. В первом приближении, энтропия S – это величина, характеризующая беспорядок системы. Математически беспорядок можно выразить как число возможных состояний системы, а энтропию – как величину, пропорциональную логарифму этого числа:

S = kln w,                    (9.3)

где k – постоянная Больцмана, w – число возможных состояний системы.

Из повседневного опыта мы знаем, что без подведения энергии извне самопроизвольно совершаются лишь те процессы, в ходе которых беспорядок возрастает (можно провести такую аналогию: если не убирать рабочий стол, то вскоре там воцарится полный беспорядок, а вот для наведения порядка на нем придется затратить немало энергии). Второй закон термодинамики гласит, что если в ходе реакции не происходит изменения энтальпии, то самопроизвольно могут идти лишь те реакции, в ходе которых энтропия растет (т. е. ΔS > 0). Для того, чтобы учесть оба фактора – тепловой эффект и изменение энтропии – в термодинамике существует специальная величина G = H – T × S. Эта величина получила название изобарно – изотермического потенциала или свободной энергии Гиббса. Возможность или невозможность самопроизвольного протекания реакции при постоянных температуре и давлении однозначно определяется изменением свободной энергии Гиббса.

ΔG = ΔH – T × ΔS.                    (9.4)

Здесь ΔG – изменение свободной энергии Гиббса в ходе процесса, ΔH – изменение энтальпии, T – абсолютная температура, ΔS – изменение энтропии.

Если ΔG < 0, то данная реакция сможет протекать самопроизвольно, такие реакции называются экзергоническими. Если же ΔG > 0, то прямая реакция самопроизвольно идти не может (такие реакции носят название эндергонических), зато сможет идти обратная реакция. Нетрудно заметить, что у экзотермических реакций, в ходе которых выделяется тепло, ΔH < 0, следовательно, экзотермичность способствует самопроизвольному протеканию реакции. Увеличение энтропии в результате реакции также является фактором, уменьшающим ΔG, и, следовательно, благоприятствует ее протеканию.

Существуют специальные таблицы термодинамических величин, где указаны ΔH образования различных соединений из простых веществ при 1 М концентрациях всех ее участников и температуре 25 °С (величина обозначается ΔH°). В таблицах можно найти и сведения о стандартных энтропиях различных веществ (т. е. энтропия 1 моля вещества при 25 °С, обозначается S°). Эти данные позволяют рассчитать возможность или невозможность прохождения любой химической реакции.

Рассчитаем в качестве примера, сможет ли в стандартных условиях протекать реакция:

 

4H2 + CO2 = CH4 + 2H2O.

 

H2 CO2 CH4 H2O
ΔH° образования, ккал/моль 0 –94,5 –17,89 –68,3
S°, кал/моль ∙ град 31,2 51,1 44,5 16,8

 

ΔH°реакции = –17,89 + 2 ∙ (–68,3) – (–94,5) = –59,99 ккал/моль, т. е. реакция экзотермична. ΔS°реакции = 2 ∙ 16,8 + 44,5 – 51,1 – 4 ∙ 31,2 = –97,8 кал/моль∙град. Нетрудно заметить, что в ходе данной реакции происходит уменьшение энтропии системы.

Итак, ΔH° реакции составляет –59,99 ккал/моль, ΔS° при 298 °C равно –97,8 кал/моль∙град., ΔG° = –59990 – 298 ∙ (–97,8) = –30845,6 кал/моль. Следовательно, в стандартных условиях – т. е. когда концентрации всех ее участников равны 1, а температура равна 25 °С – эта реакция будет идти самопроизвольно и может использоваться для получения энергии. В природе эту реакцию используют в качестве источника энергии для своего жизнеобеспечения метансинтезирующие бактерии.

В энергообеспечении живых организмов важнейшую роль играет реакция гидролиза АТФ (подробнее о ней написано ниже): АТФ4– + Н2О = АДФ2– + НРО42– . ΔG этой реакции при 1 М концентрации всех ее участников (ΔG°) и температуре 25 °С составляет (–34,5) кДж/моль. При этом изменение энтальпии в ходе реакции в этих условиях (ΔH°) составит (–19,7) кДж/моль, а изменение энтропии (ΔS°) равно 49,7 кДж/моль∙град. Таким образом, в этой реакции и тепловой эффект, и увеличение беспорядка системы способствуют ее протеканию слева направо.

Следует заметить, что величина ΔG определяет лишь возможность протекания реакции, но ничего не говорит о ее скорости. Известно множество сильно экзергонических реакций, которые, однако, не протекают при комнатной температуре со сколько-нибудь заметной скоростью (например, каменный уголь может лежать миллионы лет и не окисляться кислородом воздуха).

ΔG реакции зависит как от ее природы, так и от концентраций исходных веществ и продуктов. Для реакции A + B = C + D эту зависимость можно выразить формулой:

                    (9.5)

где ΔG°– это изменение свободной энергии Гиббса в условиях, когда концентрации всех участников реакции равны 1. Эта величина носит название «стандартное изменение энергии Гиббса». ΔG°не зависит от концентрации участников реакции.

ΔG°реакции и константа ее равновесия – взаимосвязанные величины:

ΔG° = –RT ln Kp.                    (9.6)

Эта формула позволяет легко рассчитать равновесные концентрации субстратов и продуктов реакции, если известно ее ΔG°. Так, ΔG° реакции гидролиза АТФ при рН 7 составляет около -34,5 кДж/моль. Следовательно, при 25 °С константа равновесия реакции гидролиза АТФ составляет примерно 1,12∙106 – равновесие реакции сильно сдвинуто вправо.

Величины ΔG° и ΔG для конкретных условий в клетке могут очень существенно различаться из-за того, что соотношение продуктов реакции и исходных веществ отличается от 1. Но все-таки, если ΔG°реакции > +6 ккал/моль, то, как правило, такая реакция самопроизвольно идти не может.

Итак, самопроизвольно могут протекать лишь те реакции, которые сопровождаются уменьшением свободной энергии Гиббса, т. е. экзергонические. Однако для клеточных нужд часто бывает необходимо провести эндергонические реакции (очень часто, хотя и не всегда, реакции синтеза являются эндергоническим, а реакции распада – экзергоническими). В этом случае клетка сопрягает необходимую ей эндергоническую реакцию с какой-нибудь сильно экзергонической реакцией, так что в итоге свободная энергия Гиббса все-таки уменьшится.

Допустим, клетке необходимо синтезировать некое вещество X–Y. У реакции прямого синтеза:

X–Н + Y–ОН = X–Y + Н2О, ΔG > 0,

и самопроизвольно она идти не может. Но в клетке имеется другое соединение A–B, которое гидролизуется с выделением большого количества энергии:

A–B + Н2О = A–Н + B–ОН, ΔG << 0.

Представим теперь, что вместо одностадийного синтеза вещества X–Y в клетке идут две последовательные реакции:

X–Н + A–B = X–B + A–Н, ΔG < 0,
X–B + Y–ОН = X–Y + B–OН, ΔG < 0.

Суммарно получается:

X–B + A–B + Y–OH = X–Y + A–H + B–OH, ΔG < 0.

Каждая из двух последовательных реакций является экзергонической, может протекать самопроизвольно, и в результате клетка получает возможность провести синтез необходимого ей вещества.

Изложенная здесь схема синтеза конечного продукта в одну стадию редко встречается в реальных метаболических путях: обычно для получения нужного соединения требуется много (иногда более десятка) промежуточных продуктов. Отметим, что ферменты, как всякие катализаторы, могут лишь ускорять прохождение реакций, но не могут сделать эндэргоническую реакцию экзэргонической или наоборот.

Соединения, при гидролизе которых выделяется большое количество энергии, называются макроэргами; гидролизуемая связь носит название макроэргической связи. Энергии гидролиза некоторых макроэргов представлены в таблице 1, о биологических функциях этих соединений мы расскажем в этой и следующих главах.

Таблица 1. Энергии гидролиза макроэргических соединений
вещество  АТФ  пирофосфат ацетил-коэнзим А креатинфосфат фософоенолпируват карбоксибиотин аминоацил-тРНК
ΔG° гидролиза, кДж/моль
–34,5 –33,4 –35,1 –43,1 –61,9 –19,7 –35,1
ΔG° гидролиза, ккал/моль
–8,2 –8 –8,4 –10,3 –14,8 –4,7 –8,4

Для сравнения: ΔG° гидролиза немакроэргических соединений АМФ и лактозы составляет около 9,3 и 12,5 кДж/моль (или 2,2 и 3 ккал/моль), соответственно, а ΔG° гидролиза пептидной связи в середине какого-нибудь белка – всего 2,1 кДж/моль (0,5 ккал/моль).

Каждое макроэргическое соединение несет определенную химическую группу, которую оно может присоединять к другим молекулам (в реакции гидролиза эта группа «присоединяется» к воде). У нуклеотидтрифосфатов, а также креатинфосфата и пирофосфата, такой группой является остаток фосфорной кислоты; у ацетил-коэнзима А – ацетильная группа; у карбоксибиотина – карбоксильная группа; у аминоацил-тРНК – остаток аминокислоты. Несмотря на большую энергию гидролиза, макроэрги достаточно стабильны в физиологических условиях и не подвержены спонтанному расщеплению, которое привело бы к бесполезному рассеянию запасенной в них энергии в виде тепла.

В клетке самым важным макроэргом, участвующем в наибольшем количестве реакций, является АТФ – аденозинтрифосфат. Молекула АТФ состоит из аденина, рибозы и трех остатков фосфорной кислоты. АТФ содержит две макроэргические связи с примерно равной энергией, однако в большинстве реакций участвует связь при конечном атоме фосфора, из АТФ при этом образуется аденозиндифосфат – АДФ.

Рис. 1. Схемы реакций гидролиза АТФ

В некоторых реакциях, требующих для своего прохождения большего количества энергии, происходит распад АТФ до АМФ и пирофосфата, который затем расщепляется ферментом пирофосфатазой до неорганического фосфата. Тем самым равновесие реакции смещается в сторону образования продуктов (в соответствии с принципом ле-Шателье, выводя один из продуктов реакции, мы смещаем ее равновесие слева направо).

АМФ, образующийся при втором способе распада АТФ, регенерируется до АДФ в ходе реакции, катализируемой ферментом аденилаткиназой:

 

АМФ + АТФ = 2АДФ.                    (9.7)

 

Реакция легко обратима, поскольку энергия единственной макроэргической связи АДФ примерно равна энергии любой из двух связей АТФ.

При клеточном рН АТФ находится в ионизированной форме АТФ4– (и в меньших количествах АТФ3–), а АДФ – в форме АДФ3– (и в меньших количествах АДФ2–). Концентрация АТФ в клетке значительно выше, чем концентрация АДФ (обычно в несколько сотен раз), поэтому ΔG гидролиза этого соединения в клеточных условиях существенно больше, чем ΔG0, и составляет около –50,5 кДж/моль (т. е. около –12 ккал/моль).

АТФ используется во многих путях синтезов необходимых организму веществ (реакции с участием АТФ будут рассмотрены позднее в разделах, посвященных соответствующим метаболическим путям). Другие макроэрги также используются в синтетических метаболических путях, но в меньшем числе реакций.

Роль АТФ в клетке не ограничивается только анаболическими реакциями обмена веществ. Энергия гидролиза АТФ необходима для всех видов механических работ, выполняемых эукариотической клеткой. Так, мышечное сокращение и амебоидное движение происходят за счет расщепления АТФ комплексом белков миозина и актина. Для движения эукариотических жгутиков (а также хвоста сперматозоида) необходим гидролиз АТФ белком динеином. Для передвижения органелл внутри клетки также требуется энергия расщепления АТФ.

Гидролиз АТФ необходим и для активного транспорта многих ионов через клеточные мембраны. Так, фермент Na+/K+ – АТФаза, расщепляя 1 молекулу АТФ, выкачивает из клетки через наружную мембрану 3 иона Na+ и закачивает внутрь 2 иона K+. Фермент Са2+ – АТФаза переносит ион Са2+ через мембрану – наружную или эндоплазматической сети – расщепляя 1 молекулу АТФ.

Весьма приблизительные подсчеты показали, что из всего количества АТФ, синтезируемого в организме крысы, около 25–30 % расходуется на синтез белка, 19–28 % гидролизуется Na+/K+ – АТФазой, 4–8 % – Са2+ – АТФазой, 2–8 % – актомиозиновым комплексом, 7–10 % используется для синтеза глюкозы (глюконеогенеза), 3 % для синтеза мочевины.

В клетках с интенсивным обменом веществ в больших количествах содержится соединение, более богатое энергией, чем АТФ. Оно называется креатинфосфат. АТФ и креатинфосфат могут обмениваться своими макроэргическими фосфатами с помощью специального фермента креатинкиназы. Реакция:

креатинфосфат + АДФ = креатин + АТФ.                    (9.8)

является обратимой. Креатинфосфат в больших количествах содержится в клетках поперечно-полосатых мышц, где он играет роль «энергетического буфера»: когда в клетке мало АТФ, он отдает свой фосфат молекуле АДФ, а когда в клетке много АТФ, то снова образуется креатинфосфат.

Рис. 2. Формула креатинфосфата

Синтез АТФ из АДФ и фосфата происходит тремя различными путями: анаэробного синтеза, окислительного фосфорилирования и фотофосфорилирования.
Рис. 3. АТФ в клеточном метаболизме

Было установлено, что за сутки в организме взрослого человека среднего веса вырабатывают около 40 кг АТФ, между тем как содержание этого вещества – всего около 50 г. Следовательно, в течение суток эти 50 г АТФ должны восемьсот раз расщепиться до АДФ и вновь синтезироваться.

Если сравнить три пути синтеза АТФ: с помощью креатинфосфата, путем анаэробного превращения и путем окислительного фосфорилирования, то нетрудно догадаться, что первый из них – самый быстрый, поскольку включает всего одну реакцию; второй протекает помедленнее, третий – еще медленнее. Были проведены исследования энергетического обеспечения мышечного сокращения у спортсменов, выполняющих различные виды работы. Оказалось, что кратковременная, импульсная физическая нагрузка (например, поднятие штанги) производится за счет внутриклеточных запасов АТФ. Бег на дистанции 50–90 м осуществляется за счет энергии креатинфосфата. Затем в дело вступает процесс анаэробного синтеза АТФ – гликолиз, а на длинных дистанциях главную роль играет окислительное фосфорилирование.

Другие нуклеотидтрифосфаты имеют гораздо более узкое применение в клеточном метаболизме. Как было указано в уроке 7, ГТФ, УТФ и ЦТФ (вместе с АТФ) используются для синтеза РНК, а их дезоксипроизводные (дАТФ, дГТФ, дЦТФ и дТТФ) – в синтезе ДНК. При этом энергия гидролиза этих соединений почти одинакова.

 

Краткое содержание урока

Химическая реакция может протекать только тогда, когда изменение термодинамической величины, называемой свободной энергией Гиббса, отрицательно: ΔG < 0. Эта величина складывается из двух параметров: теплового эффекта реакции и изменения энтропии. Макроэрги – соединения, при гидролизе которых выделяется большое количество энергии – используются в клетке для проведения реакций, которые самопроизвольно протекать не могут. Самый важный макроэрг – АТФ – используется для проведения реакций синтеза в клетке, для движения и для активного транспорта веществ через мембрану.



Главная   Онлайн учебники   База репетиторов России   Товары для школы   Подготовка к ЕГЭ онлайн