Слесарев. Основы Химии живого

процесс, в состоянии химического равновесия наблюдается не только равенство скоростей взаимно противоположных реакций, но и постоянство равновесных концентраций исходных и ко­ нечных веществ.

Равновесными концентрациями называются концен­ трации всех веществ системы, которые устанавлива­ ются в ней при наступлении состояния химического равновесия.

Равновесные концентрации веществ, выраженные в моль/л, принято обозначать квадратными скобками, между которыми указывается формула вещества. Так, для приведенных выше процессов следует представлять исходные концентрации:

Состояние химического равновесия имеет следующие осо­ бенности:

1.Динамический характер химического равновесия - пря­ мая и обратная реакции не прекращаются, а протекают с рав­ ными скоростями.

2.Постоянство состояния химического равновесия во вре­ мени - при неизменных внешних условиях состав равновесной

системы не меняется (равновесные концентрации постоянны).

3.Подвижность равновесия - при изменении внешних ус­ ловий происходит смещение химического равновесия, т. е. ус­ тановление новых равновесных концентраций всех реагирую­ щих веществ.

4.Возможность подхода к состоянию равновесия с двух сто­ рон - как со стороны исходных веществ, так и со стороны про­ дуктов реакции.

Вравновесной химической системе фактически нет ни реа­

гентов, ни продуктов, так как все вещества и процессы их взаимодействия участвуют в создании равновесия. В таких сис­ темах вещества называются реагентами и продуктами только формально в соответствии с уравнением химической реакции.

С учетом того, что в основе химического равновесия лежит равенство скоростей прямой и обратной реакций, для количест­ венной характеристики состояния химического равновесия в системе можно ввести новый безразмерный параметр - кон­ станту химического равновесия, которая равна отношению кон­ станты скорости прямой реакции к константе скорости обрат­ ной реакции:

111

Выведем, чему равна i£paBHпроцесса, протекающего в гомо­ генной системе:

аА *f 6 В *^ dD + fF

В состоянии химического равновесия v = v

fe[A]e[B]ft = ft[D]d[F/

c■ = I = [D lW

Константа химического равновесия обратимого процесса равна отношению произведения равновесных кон­ центраций конечных продуктов к произведению равно­ весных концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам при формулах соответствующих веществ в уравнении jхи­ мической реакции.

Так формулируется закон действующих масс для обратимых процессов.

Концентрации твердых веществ в гетерогенных системах не входят в выражение константы химического равновесия, так как они учитываются величинами константы скорости гетерогенной реакции:

Значение константы химического равновесия определяет положение равновесия, т. е. относительное содержание исход­ ных веществ и конечных продуктов в системе, находящейся в равновесном состоянии.

Если Яравн > 1, то в системе выше содержание конечных продуктов, т. е. положение равновесия смещено вправо (-*).

Если #равн < 1, то в системе выше содержание исходных веществ, т. е. положение равновесия смещено влево (<-).

Константа химического равновесия, как и константа скоро­ сти реакции, зависит от природы реагирующих веществ и темпе­ ратуры, но не зависит от присутствия катализатора, поскольку он изменяет константы скоростей и прямой и обратной реакции в одинаковое число раз (рис. 5.7). Катализатор, увеличивая ско­ рости прямой и обратной реакций, уменьшает время, необходи­ мое для установления равновесия в системе.

Константа химического равновесия не зависит от концен­ траций реагирующих веществ и давления в системе, так как эти факторы не влияют на константы скоростей химических реакций.

112

Рис. 5.7. Установление химиче­ ского равновесия без катализа­ тора и с катализатором

Рассмотрим равновесное со­ стояние систем, в которых про­ текают обратимые процессы, с позиции второго начала термо­ динамики. Термодинамическим условием наступления равно­ весия в любой системе явля­ ется равенство нулю измене-

ния энергии Гиббса AG = 0, а также отсутствие изменения и дру­ гих параметров системы во времени. В состоянии равновесия

энергия Гиббса системы имеет минимальное значение (G —min), вследствие чего состояние равновесия является для системы энергетически выгодным и устойчивым во времени (разд. 4.6).

В результате протекания в системе обратимого химического процесса аА + ЬВ ^ dD + fF при изобарно-изотермических условиях изменение энергии Гиббса описывается уравнением изотермы реакции:

ДСгр = ДСгр + RT In cd(D) cf(F)

са(А) с*(В)

где AG® - изменение стандартной энергии Гиббса в ходе химического процесса при стандартных условиях.

При установлении в системе химического равновесия изме­

нение энергии Гиббса равно нулю (AGp = AG = 0), и концентра­ ции всех реагирующих веществ становятся равновесными, а их соотношение - равным константе химического равновесия:

[рfun! = Крав

AGn ДО = 0 = AG; + RT In tfpaBH

следовательно, AG? = -RT In К^вн или AGl = ~2,3RT lg K,L paBH

ДGn

равн 2,3RT

Изменение стандартной энергии Гиббса при взаимодействии любых веществ можно рассчитать, используя табличные значе­ ния соответствующих термодинамических величин для реаги­ рующих веществ и продуктов реакции.

Если AG° < 0, то # равн > 1. Это означает, что в равновесной смеси преобладают продукты прямой реакции.

Если AG° > 0, то #равн < 1- Это означает, что в равновесной смеси преобладают исходные вещества.

Таким образом, термодинамические расчеты позволяют тео­ ретически определить состав равновесной смеси для обратимого процесса при заданных условиях.

Полученное соотношение между изменением стандартной энер­ гии Гиббса обратимого химического процесса и константой его равновесия является универсальным. Это соотношение примени­ мо к состоянию равновесия любого обратимого динамического процесса: химического взаимодействия, биохимических процес­ сов, физико-химических процессов (растворение, фазовые пере­ ходы, осмос, диссоциация и электрохимические явления). Таким образом, термодинамика устанавливает соотношение между из­ менением стандартной энергии Гиббса в результате процесса, идущего в системе, и концентрациями участвующих компонен­ тов в состоянии химического равновесия.

5.5 .1 . СМЕЩ ЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Влияние изменения условий на химическое равновесие оп­ ределяется принципом Ле Шателъе.

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие путем изменения концентрации реагентов, давления или температуры в системе, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воз­ действие.

Влияние концентрации реагентов. Увеличение концентра­ ции исходных веществ вызывает смещение равновесия в сторо­ ну образования конечных продуктов. В то же время увеличение концентрации конечных продуктов вызывает смещение равно­ весия в сторону исходных веществ.

К этому же выводу можно прийти при анализе выражения для константы равновесия, учитывая, что ее величина не зави­ сит от концентраций реагентов:

к[D]d[F]'

Лравн — ---------------—

[А]“ [В]

Таким образом, при изменении в равновесной системе кон­ центрации любого из реагентов, или даже концентраций всех реагентов, исходное соотношение концентраций реагентов и ве­ личина .Кравн в состоянии последующего равновесия не изменят­ ся, хотя положение равновесия сместится в ту или иную сторону.

Влияние давления. Давление в системе изменяет концен­ трацию только газообразных веществ, что вызывает смещение равновесия. Повышение давления в системе смещает химиче­

114

ское равновесие в направлении реакции, идущей с образовани­ ем меньшего числа молей газообразных веществ, т. е. в сторону уменьшения объема, а понижение давления в системе вызывает сдвиг равновесия в противоположную сторону. При равном числе молей газообразных исходных и конечных продуктов измене­ ние давления не смещает химическое равновесие. При измене­ нии давления, как и при изменении концентрации реагентов, величина Кравн не изменяется.

Влияние температуры. Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону эндотермической реакции (АЯр > > 0 ), а понижение температуры - в сторону экзотермической реакции (АНр < 0). Изменение температуры прежде всего изме­ няет константы скоростей прямой и обратной реакции, причем в различной степени. Поэтому при изменении температуры из­ меняется константа равновесия и равновесный состав веществ в системе.

Катализатор не вызывает смещения химического равнове­ сия, а только ускоряет его наступление, как уже отмечалось (разд. 5.5).

Таким образом, за счет внешнего воздействия на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, можно вы­ звать его смещение. Однако равновесное состояние термодина­ мически устойчиво во времени, так как характеризуется мини­ мумом энергии Гиббса.

Сложные биохимические процессы, протекающие в организ­ ме в соответствии с энергетическими и энтропийными фактора­ ми, обратимы и характеризуются соответствующими константа­ ми равновесия независимо от их природы: кислотно-основные, окислительно-восстановительные или комплексообразование. Для всех биологических жидкостей организма характерен определен­ ный состав, который нельзя менять произвольно.

Законы наступления, сохранения и смещения динамическо­ го равновесия справедливы не только для химических и физи- ко-химических процессов, но и имеют аналоги в живой приро­ де. Так, аналогично принципу Jle Шателье в природе существу­ ет принцип адаптивных перестроек.

Любая живая система при воздействии на нее перестраи­ «вается так, чтобы уменьшить это воздействие.

Соблюдение этого принципа в живых системах позволяет им поддерживать состояние гомеостаза. Основу гомеостаза со­ ставляет стационарное состояние системы, причем далекое от равновесия, из-за чего живые системы способны к эволюции.

Многие обратимые биохимические процессы совершаются при участии биокатализаторов - ферментов. Эти вещества, ус­ коряя протекание реакций, резко сокращают время установ­ ления состояния равновесия, что чрезвычайно важно для орга­ низма.

5.6. ФЕРМЕНТАТИВНЫЙ КАТАЛИЗ И ЕГО ОСОБЕННОСТИ

Практически все биохимические реакции как у простейших одноклеточных, так и у растений и животных носят каталити­ ческий характер. В качестве катализаторов биохимических ре­ акций выступают ферменты.

Ферменты (энзимы) - это белковые молекулы, которые «катализируют химические реакции в живых системах.

Каталитической активностью обладает не вся молекула фер­ мента, а лишь определенный ее участок, называемый активным центром. Субстрат, попадая в активный центр, активируется и претерпевает строго определенные химические превращения. Наряду с активным центром в структуре фермента имеется аллостерический центр, назначение которого узнавать субстрат и способствовать его размещению в активном центре.

Ферменты по химическому строению могут быть разделены на простые и сложные. У простых ферментов активный центр сфор­ мирован только белковой молекулой, а у сложных активный центр содержит небелковую составляющую - кофактор, который способ­ ствует проявлению каталитической активности фермента. В каче­ стве кофактора может служить катион металла или молекула сложного органического соединения. Кофакторы, прочно связан­ ные с белком фермента, называют простетическими группами, а слабо связанные кофакторы называют коферментами. Кофермент можно отделить от фермента при помощи диализа (разд. 27.2.2). Так, ферменты оксидоредуктазы, катализирующие окислительно­ восстановительные реакции в митохондриях клетки, содержат в качестве простетической группы катионы железа, меди, а их ко­ ферментами являются никотинамидадениндинуклеотид (НАД), флавинадениндинуклеотид (ФАД) или коэнзим Q (KoQ) (разд. 9.3).

В ряде случаев молекулы ферментов, катализирующие одну и ту же реакцию, но в разных тканях, имеют отличия в составе бел­ кового компонента, тогда их называют изоферментами (изоэнзи­ мами). Например, лактатдегидрогеназа, окисляющая молочную кислоту, состоит из 5 изоферментов. Изменение соотношения изо­ ферментов в отдельных тканях и органах является одним из спо­ собов регуляции действия ферментов в организме.

Ферменты и их каталитическая активность характеризуют­ ся следующими специфическими свойствами.

Размер. Относительная молекулярная масса ферментов со­ ставляет от 1 0 5 до 1 0 7, это означает, что по размеру молекулы ферментов близки коллоидным частицам (гл. 27). Поэтому фер­ менты нельзя четко отнести ни к гомогенным, ни к гетероген­ ным катализаторам и их выделяют в самостоятельный класс ультрамикрогетерогенных катализаторов, имеющих активный и аллостерический центры.

Высокая каталитическая эффективность. Отличитель­ ной особенностью любого фермента является его чрезвычайно высокая каталитическая эффективность. Так, время полупре­

116

вращения для реакции разложения мочевины при температуре 25 °С составляет 10^ с, а в присутствии фермента уреазы оно снижается до 10~ 4 с, т. е. уменьшается в 10* 3 раз. Каталитиче­ ская активность ферментов во много раз превосходит актив­ ность обычных катализаторов. Например, 1 моль фермента алкогольдегидрогеназы за 1 с при температуре 25 °С способствует превращению 720 моль этанола в уксусный альдегид. Промыш­ ленный катализатор (1 моль) за 1 с даже при температуре 200 °С позволяет окислить только 1 моль этанола.

Высокая специфичность. Каждый фермент катализирует только определенную химическую реакцию. При этом некоторые ферменты практически полностью специфичны только для опре­ деленного субстрата и не оказывают каталитического действия на вещества, молекулы которых очень близки по строению моле­ куле субстрата. Например, фермент уреаза чрезвычайно эффек­ тивно катализирует гидролиз мочевины, но не катализирует гид­ ролиз замещенных мочевин (например, N-метилмочевины). Для объяснения такой высокой специфичности используется теория ключ в замке. Согласно этой Теории структура активного цен­ тра фермента является точным шаблоном структуры молекулы субстрата (табл. 5.1), который в результате взаимодействия с ферментом превращается в продукты реакции.

Другой случай представляют собой ферменты со сравнительно широкой специфичностью в отношении субстрата. Так, фермен­ ты фосфатазы способны катализировать дефосфорилирование (отделение остатков фосфорной кислоты) широкого спектра фос­ фатов вне зависимости от их состава. Это объясняется теорией

индуцированной приспособляемости фермента и субстрата. Со­ гласно этой теории субстрат, взаимодействуя с аллостерическим центром фермента, вызывает изменение конформации фермента, и в то же время в молекуле субстрата также происходят некото­ рые необходимые изменения. В результате индуцированной при­ способляемости фермента и субстрата формируется переходный комплекс фермент - субстрат, который в дальнейшем распадает­ ся на фермент и продукты реакции (табл. 5.1).

Вследствие высокой специфичности ферментов в обратимых процессах при определенных условиях они обычно увеличивают скорость только реакции, идущей в нужном направлении. В этом заключается одно из отличий ферментативного катализа от про­ стого катализа.

Необходимость строго определенных условий. Ферменты про­ являют наивысшую каталитическую эффективность при определен­ ной температуре (36-38 °С) (табл. 5.1) и при определенном значе­ нии показателя кислотности среды pH (разд. 7.5). При температуре выше оптимальной начинается инактивация белковой молекулы вследствие изменения ее конформации, т. е. пространственной ор­ ганизации молекулы. При более низкой температуре протекание ферментативной реакции может затрудняться, например, из-за увеличения вязкости клеточных и межклеточных жидкостей.

117

Теория "Индуцированной приспособляемости фермента к субстрату"

[E -S t]

пспсин сахараза трипсин

118

Для каждой ферментативной реакции существует оптимальное значение pH среды, причем отклонение pH в любую сторону от этого значения приводит к резкому снижению активности. За­ висимость ферментативной реакции от pH определяется кислотно­ основными свойствами белковой молекулы, а также изменени­ ем ее конформации вследствие изменений в ионизации отдель­ ных групп вблизи активного центра.

Влияние активаторов и ингибиторов. В организме для ре­ гуляции ферментативных процессов используются активаторы и ингибиторы. Активаторами ферментов часто бывают катионы металлов: Mg2+, Mn2+, Zn2+, Со2*, К+, а иногда - анион С1“, ко­ торые, реагируя с ионизированными группами фермента, облег­ чают образование фермент-субстратного комплекса.

Важную роль в действии фермента играет аллостерическая регуляция его активности. В основе ее лежит взаимодействие фермента с молекулой определенного вещества, в результате из­ меняется структура фермента, что приводит к увеличению либо снижению каталитической активности фермента.

Ингибиторы тормозят действие ферментов, при этом следует различать обратимое и необратимое ингибирование фермента.

Обратимое ингибирование ферментов наблюдается при взаимо­ действии с катионами металлов-токсикантов: Hg2+, Pb2+, Cd2+, As8+ (разд. 10.5) или с ингибиторами белковой природы, которые за счет белок-белковых взаимодействий закрывают или инактиви­ руют активный центр ферментов. При обратимом ингибировании ингибитор находится в равновесии с ферментом и его действие можно устранить с помощью антидотов или избытка субстрата.

При необратимом торможении ингибитор, обладающий струк­ турным сходством с субстратом, блокирует активный центр фер­ мента, надолго выводя его из строя. К таким веществам отно­ сятся многие инсектициды и отравляющие вещества.

В организме вместо инактивированных молекул фермента син­ тезируются новые молекулы. За счет этого организм реализует еще одну возможность регулирования хода ферментативных процессов.

Особенности кинетики ферментативных реакций. Для каждой ферментативной реакции промежуточной стадией явля­ ется присоединение к активному центру фермента (Е) молекулы субстрата (St) с возникновением фермент-субстратного комплек­ са ([ESt]), который в дальнейшем распадается на продукты ре­ акции (Р) и молекулу фермента:

Е + St [ESt] Е + Р

где &ъ *-Ъ ^ 2 “ константы скоростей отдельных стадий (в указанных стрел­ ками направлениях).

В этой цепи последовательно протекающих обратимых про­ цессов лимитирующей (наиболее медленной) стадией является процесс распада фермент-субстратного комплекса на продукты

119

реакции и фермент, а первая стадия обычно протекает сравнитель­

но быстро, т. е. ?i > £2 .

Образование фермент-субстратного комплекса приводит к пе­ рераспределению электронов в молекуле субстрата. Это в свою очередь уменьшает прочность разрываемых связей и, соответст­ венно, приводит к значительному уменьшению энергии актива­ ции. Так, при некаталитическом разложении пероксида водорода Н2 О2 величина Еа = 75 кДж/моль, а в присутствии каталазы энергия активации снижается до 7 кДж/моль, что приводит к увеличению константы скорости реакции в 4 •Ю1 0 раз.

При данной концентрации фермента скорость реакции зави­ сит от концентрации субстрата. Графически зависимость скоро­ сти реакции от концентрации субстрата представляет гиперболу (табл. 5.1). Причем при низких концентрациях субстрата реак­ ция имеет по субстрату первый порядок (/1st * 1 ), а при высо­ ких - нулевой (пgt в 0). При этом скорость реакции становится максимальной (umax)- Достижение реакцией предельной скорости объясняется наличием в среде определенной концентрации фер­ мента и тем, что все его активные центры оказываются заняты­ ми. Эти обстоятельства приводят к тому, что последующий рост концентрации субстрата уже не вызывает изменения концентра­ ции фермент-субстратного комплекса в системе. Поэтому макси­ мальная скорость ферментативной реакции зависит от концен­ трации фермента в системе. Следует обратить внимание на то, что форма кинетической кривой ферментативной реакции подоб­ на изотерме адсорбции (разд. 26.4.1).

Впервые кинетическое описание ферментативных процессов сделали JI. Михаэлис и его сотрудница М. Ментен, которые пред­

концентрации субстрата, при которой скорость ферментативной реакции равна половине максимальной (vmax/2) (табл. 5.1). Ве­ личина Kyi для данной ферментативной реакции зависит от ти­ па субстрата, pH реакционной среды, температуры и концен­ трации фермента в системе. В первом приближении реакция протекает тем быстрее, чем меньше Ку^.

Таким образом, механизм ферментативных реакций включа­ ет, по крайней мере, две стадии, а их скорость при данной тем­ пературе и кислотности среды зависит от концентрации и суб­ страта, и фермента, причем при заданной концентрации фермента скорость реакции достигает соответствующего предельного зна­ чения. Кроме того, на скорость ферментативных реакций влияет присутствие активаторов и ингибиторов данного фермента.

120