Биологический каталог




Биоэнергетика. Введение в хемиосмотическую теорию

Автор Д.Д.Николс

Н2ч=*2Н++2е-.

Поскольку не существует электрода из твердого водорода, используется газообразный Н2, который при давлении 1 атм пропускается над поверхностью платинового электрода, покрытого мелко измельченной Pt (платиновой чернью) для увеличения поверхности. Когда такой электрод помещен в 1 М Н+, его абсолютный потенциал принимается равным нулю (при 25°С). Стандартный электродный потенциал любой пары металл/соль можно легко определить, соединив этот электрод со стандартным водородным или, как чаще делают, с другим стандартным электродом, потенциал которого известен.

Аналогичный подход используют и для биохимических ре-докс-пар. Так же как и в случае водородного электрода, сделав электрод из восстановленного компонента пары невозможно

54 Глава 3

и вместо него используется платиновый электрод. В отличие от пар металл — соль и Нг — Н+ в таком электроде оба компонента находятся в виде водных растворов. За стандартные условия принимаются такие, когда активности окисленного и восстановленного компонентов равны единице (или концентрации равны 1 М), т. е. они аналогичны условиям для определения стандартных изменений свободной энергии. Потенциал, определенный экспериментально (в стандартных условиях) относительно водородного электрода, называют стандартным редокс-потен-циалом.

Лишь в немногих случаях, представляющих интерес для биоэнергетики, окисленные и восстановленные компоненты пары уравновешиваются с платиновым электродом достаточно быстро, чтобы можно было зарегистрировать стабильный потенциал. В большинстве случаев приходится добавлять еще одну редокс-пару, которая в небольших концентрациях реагирует как с первичной редокс-парой, так и с платиновым электродом и работает как редокс-медиатор. Как будет показано ниже, две редокс-пары находятся в равновесии при условии, что их ре-докс-потенциалы совпадают. До тех пор пока соотношение концентраций компонентов первой пары не меняется, электрод регистрирует неизменный потенциал этой пары. Использование одной или нескольких медиаторных пар особенно важно при изучении редокс-потенциалов мембрансвязанных компонентов (разд. 5.3).

Так же как и изменения свободной энергии, редокс-потенци-алы зависят от соотношения концентраций реагентов и продуктов. Величина редокс-потенциала (Е) пары ox + ne-=red при рН = 0 определяется соотношением

? = ?0+2,3^ -lg-^, (3.18) nF [red]

где Е0— стандартный редокс-потенциал, определенный при концентрациях окисленной и восстановленной форм, равных единице. В тех случаях, когда в редокс-реакции участвуют протоны, полуреакция имеет вид

ox -f- пе~ + тИ+ = red.

Стандартный редокс-потенциал при рН, отличном от нуля, становится более отрицательным, чем Е0, на величину 2,3RT/F-• (m/n) мВ (на единицу рН). Это составляет —60 мВ/рН при т = п и —30 мВ/рН при т=\ и я = 2 (табл. 3.2). Эта поправка не применяется к водородному электроду, который остается постоянным электродом сравнения. В биоэнергетике редокс-по-тенциалы обычно определяют при рН 7. Стандартный редокс-потенциал, определенный в этих условиях, обычно называют потенциалом полувосстановления Е,„,7. Отметим, что хотя Е0 во-

Количественная биоэнергетика: измерение движущих сил

55

Таблица 3.2

Некоторые значения потенциалов полувосстановлення

ох + пе~ + mH+ ^ red

п т mi 1 Изменения Ет при повышении рН на 1, мВ

Ферредоксин ох/red H+/g- Н2(Н21атм) 1 0 — 430 0

1 1 — 420 — 60

NAD+/NADH 2 1 — 320 — 30

NADP+/NADPH 2 1 — 320 — 30

Менахинон/менахинол 2 2 — 74 — 60

Фумарат/сукцинат 2 2 + 30 — 60

UQ/UQH2 Феназинметосульфат 2 2 + 40 — 60

2 2 + 80 — 60

Цит. с3+/цит. сг+ 1 0 + 220 0

TMPD+/TMPD 1 0 + 260 0

Fe(CN)37Fe(CN)|" 1 0 + 430 0

Fe3+/Fe2+ 1 0 + 780 0

О2/2Н20'> 4 4 + 820 — 60

») 1 атм О, и 55 М Н,0 (чистая вода).

дородного электрода принимается для сравнения постоянным, но Ет,7 для пары H+/V2H2 составляет 7-(—60) =—420 мВ.

Уравнение (3.18) теперь можно преобразовать для определения реальных редокс-потенциалов при рН, отличном от нуля:

?мрн = *>=?т(Рн = ,)+2,3^ lg"-i^. (3.19)

Характерные изменения величины ?(, при изменении соотношения окисленных и восстановленных компонентов показаны на рис. 3.3.

Использование редокс-потенциалов позволяет рассматривать обе редокс-пары в окислительно-восстановительной реакции независимо. Однако для описания термодинамического равновесия между парами пользуются разностью их редокс-потенциалов АЕт. Для реакции Ared + Box^A03i:+Bred эта величина определяется как

AEh = Eh (А) — Eh (в» • (3.20)

Величина AEh служит такой же характеристикой окислительно-восстановительной реакции, как и изменение свободной энергии, и может быть выражена в кДж-моль-1:

56 Глава 3

40 60 80

Восстоновленность пары, %

100

Рис. 3.3. Изменение величины Eh в зависимости от степени восстановленнос-ти редокс-пары.

AG' = — nFAEh

(3.21)

Число Фарадея (F) служит коэффициентом пересчета при переходе от электрических единиц к кДж-моль-1 (табл. 3.3). Окислительно-восстановительная реакция находится в равновесии, когда ДЕй=0.

Величины редокс-потенциалов служат характеристикой окислительно-восстановительных реакций в водной фазе. В случае сопрягающих мембран (разд. 5.3) следует рассматривать

Таблица 3.3

Перевод величин разности редокс-потенциалов в изменения свободной энергии для одно- и двухэлектронного переносов

Д?д, мВ ДО'. кДжмоль-1 п — 1 п = 2

0 0 0

+ 100 — 9,6 — 19,3

+ 200 — 19,3 — 38,6

+ 500 — 48,2 — 96,5

+ 1000 — 96,5 — 193

+ 1200 — 116 — 231

Количественная биоэнергетика: измерение движущих сил

57

систему из трех фаз: двух водных и собственно мембраны. Если на мембране существует разность электрических потенциалов, «электрохимический потенциал электрона» в редокс-паре зависит от величины мембранного потенциала и локализации пары в мембране (Mitchell 1976а, Walz, 1979).

3.4. РАЗНОСТЬ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ПОТЕНЦИАЛОВ ИОНОВ

Важнейшим приложением представлений об изменениях свободной энергии в биоэнергетике является описание процессов запасания энергии в виде градиента ионов (в особенности протонов) на мембране. Движение ионов через заряженную мембрану по градиенту определяется двумя факторами. Один из них — концентрационный градиент ионов. Изменение свободной энергии при переносе 1 моля иона X из раствора с концентрацией [X]' в раствор с концентрацией [X]" в отсутствие разности электрических потенциалов выражается формулой

AG = 2,3RT lg -Щ- . (3.22) [X]'

Отметим, что это уравнение аналогично тому, которое характеризует невекторные реакции [уравнение (3.4)]. В частности, в обоих случаях 10-кратному отклонению от равновесия соответствует изменение свободной энергии в 5,7 кДж-моль-'.

В том случае, когда 1 моль иона Хт+ переносится по градиенту электрического потенциала Д-ф мВ в отсутствие концентрационного градиента, изменение свободной энергии составляет

AG = — тМф. (3.23)

В общем, случае, когда существуют и электрический, и концентрационный градиенты, перенос одного моля иона Хш+ по градиенту электрического потенциала Аг|з мВ из раствора с концентрацией [Хт+]' в раствор с концентрацией [Хт+]" сопровождается изменением свободной энергии, равным

AG = — rnFbq + 2,3RT lg l* J, . (3.24)

Изменения свободной энергии в этом случае обычно представляют в форме разности электрохимических потенциалов Ap,xm+> выраженной в единицах электрического потенциала:

а~ \ и 2.3ЯГ , [Хт+]"

Др.хт+ = тДгр--'-j- lg l-^L_ . (3.25)

В частном случае протонного градиента логарифмический фактор равен разности рН (ДрН), так что

58 Глава 3

Дцн+ = Аг|з ¦

2,3RT

ДрН

или (при 30°С, в милливольтах)

Дрн+ = Дг|з — бОДрН.

(3.26)

(3.27)

Хотя уравнение (3.25) наиболее часто используется для описания электрохимических градиентов ионов, в этом виде оно верно лишь для ионов, переносимых через мембрану путем электрогенного унипорта (разд. 2.3). В том случае, когда перенос двух или более ионов прочно сопряжен, необходимо учитывать общую разность электрохимических потенциалов. В качестве примера на рис. 3.4 показаны уравнения разности электрохимических потенциалов ионов Са2+ для трех возможных способов транспорта.

-Са'

2+

А * V в

-Са'

2н-

s ,

А ¦ 1 В

-Са'

Рис. 3.4. Уравнения электрохимического потенциала Са2+ для различных ме-

^ [Са2+]в

ханизмов его транспорта. A.J/нипорт: Д;х = 2Дф — 60 lg -

Б. Антипорт Са2+/Н+: Д (х^1+ = Дф-

¦ 60:

[н+Ь

[Н+]Е

В. Антипорт Са2+/2Н+: Д^Са2+ = — 60 lg

[Са2+] 3[Н+]А [Са"]А[Н+]2'

Количественная биоэнергетика: измерение движущих сил

59

3.5. РАВНОВЕСНЫЕ РАСПРЕДЕЛЕНИЯ ИОНОВ; СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ И СЛАБЫЕ ОСНОВАНИЯ

Как и в случае всякого другого равновесия, равновесное распределение ионов на мембране достигается, когда AG равно

нулю и, следовательно, Дцхт+=0. В этих условиях уравнение электрохимического градиента принимает следующий вид:

Дцхт+ = 0 = тДф

2,3-^lgI^IL F &[Xm+]'

Это уравнение легко преобразовать в уравнение Нернста: A* = 2,3-5Llg^"-

т?

(3.28)

(3.29)

Таким образом, равновесное распределение иона может достигаться без уравновешивания его концентраций по разные стороны мембраны. Напротив, разность электрических потенциалов на мембране может существовать даже в том случае, если протоны находятся в электрохимическом равновесии.

Мембранный потециал является обобщенной характеристикой всякой мембраны. Следовательно, генерация мембранного потенциала при переносе какого-нибудь иона сказывается на электрохимическом равновесном распределении всех других ионов на данной мембране. Мембранный потенциал, образующийся при переносе протонов, можно измерить с помощью других ионов. Если какой-то ион проникает через мембрану по механизму электрогенного унипорта, то после установления равновесия потенциал на мембране можно определить по распределению этого иона на основании уравнения (3.29). Этот принцип лежит в основе

страница 10
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35

Скачать книгу "Биоэнергетика. Введение в хемиосмотическую теорию" (1.67Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [обратная связь]

п»ї
Rambler's Top100 Химический каталог

Copyright © 2009
(25.04.2017)