ние белков в области 275—280 нм можно пренебречь. [Fruton J. S., Simmonds S., General Biochemistry, 2d ed., p. 73, John Wiley & Sons, Inc., New York, 1958.]

Это свойство цистина приводит к возникновению ковалентной дн-сульфидной связи между двумя удаленными участками полипептидной цепи (внутримолекулярная дисульфидная связь). Дисуль-фидная связь — также наиболее распространенный тип ковалентной связи между двумя полипептидными цепями (межмолекулярная дисульфидная связь). Дисульфидные связи разрушаются при восстановлении. Поэтому при обработке белков избытком восстанавливающего агента (например, меркаптоэтанола или дитиотреи-тола) при щелочных рН из остатков цистина образуются остатки цистеина.

4.2.2. Стереохимия аминокислот

За исключением глицина, все аминокислоты оптически активны, поскольку их ?-углеродный атом является асимметрическим центром. Аминокислоты в белках обладают абсолютной конфигурацией, подобной конфигурации L-аланина, которая, как было

по

I. ОСНОВНЫЕ КОМПОНЕНТЫ КЛЕТКИ

показано, родственна конфигурации l-глицеринового альдегида. С помощью букв d и l, как и в номенклатуре Сахаров (разд. 2.2.1), подчеркивается конфигурационное родство подобных соединений, а не знак оптического вращения. Треонин, цистин и изолейцин имеют по два центра асимметрии. Поэтому каждая из

соон*

Н—С—NH2

СН3 D-аланин

этих аминокислот, полученная синтетическим путем, представляет собой смесь четырех диастереомеров. Два из них обозначают как d и ь-изомеры соответственно. Две дополнительные диастерео-мерные формы называются ъ-алло- и d-алло-формами; отсюда термины «алло-треонин» и «алло-изолейцин».

4.2.3. Некоторые физико-химические принципы

Прежде чем продолжить обсуждение свойств и поведения аминокислот в растворах, полезно рассмотреть некоторые вопросы теории слабых электролитов.

4.2.3.1. Кислоты и основания

Кислотами называются заряженные или незаряженные соединения, которые при диссоциации в растворах отдают протоны Н+. Основания принимают эти протоны, получая их из раствора. Согласно такой классификации, аммиак NH3, ацетат-ион СН3СОО- и сульфат-ион SOf" — основания, тогда как ион аммония NH^, уксусная кислота СН3СООН и бисульфат-ион HSO4 — кислоты.

Сильные электролиты, в том числе почти все нейтральные соли (NaCl, NaaS04. КВг и т. д.), сильные кислоты (НС1, HN03 и т. д.) и щелочи (NaOH, КОН и т. д.), в водном растворе ионизованы практически полностью. Слабые электролиты в водном растворе ионизованы лишь частично и образуют смесь иедиссоциироваиных молекул и ионов. Многие кислоты НА — слабые электролиты и диссоциируют частично с образованием протона и аниона, в общем случае — аниона А-. Из этого следует, что измерение концентрации протонов [Н+] в растворе слабой кислоты не позволяет определить ее общую концентрацию, поскольку часть молекул находится в недиссоциированной форме НА. Однако в процессе титрования свободных ионов Н+ молекулы НА дополнительно подвергаются диссоциации. В итоге по результатам титрования можно оценить общее количество кислоты, поскольку титруются как свободные ионы Н+, так и те Н+, которые образовались из иедиссоциироваиных молекул. Следовательно, для слабых кислот необходимо различать действительную кислотность (концентрация иоиов водорода в растворе кислоты) и титруемую кислотность. Для сильных кислот при концентрациях, когда они полностью диссоциированы, титруемая ? действительная кислотности совпадают.

Слабая кислота НА обратимо диссоциирует в воде, образуя ионы Н+ и А-:

СНО СООН СООН

НО-С-Н НО-С-Н H2N-C-H

СН2ОН СНз СН3

L-глицериновый l-молочная l-аланин

альдегид кислота

НА ?->¦ ?+ + ?-

(1)

4. БЕЛКИ. I

111

Применив закон действующих масс и обозначив концентрации квадратными скобками, получим общее уравнение

[НА] -Ка <2)

где Ка — константа диссоциации кислоты. Уравнение показывает, что Ка характеризует силу кислоты. Чем выше Ка. тем больше нонов водорода выделяется в раствор одним молем кислоты и, следовательно, тем она сильнее. Таким образом, различные кислоты можно сравнивать по их константам диссоциации. Следует иметь в виду, что до сих пор речь шла о концентрациях Н+, А- и НА. Более строго, уравнение справедливо если ввести активности; концентрации используются здесь только для удобства. в действительности с помощью большинства методов (как электрометрических методов, так и методов, основанных на применении индикаторов) определяется именно активность, а не концентрация протонов.

Уравнения, подобные уравнению (2), точны только в случае использования активностей. Активность связана с концентрацией следующим образом: а=ус, где а — активность, с — концентрация, а ? — коэффициент активности, который отражает отклонения от идеального поведения вследствие межионных и межмолекулярных взаимодействий. При низких концентрациях, когда такими взаимодействиями можно пренебречь, различия между концентрацией и активностью минимальны.

Обычный растворитель, вода, диссоциирует с образованием водородных и гидроксидных ионов; уравнение диссоциации воды можно записать так:

[н+] юн-]

??,?] -* <3)

поскольку концентрация неднесоцннрованных молекул воды велика и остается практически постоянной, уравнение (3) обычно упрощается до

[Н+ПОН-]=Кш (4)

где Кз, — ионное произведение воды; при 25 СС Kw ~ Ю-14.

Для водных растворов уравнение (4) всегда соблюдается. Поэтому изменение [Н+] или [ОН-] должно вызывать немедленное компенсирующее изменение концентрации другого иона. Таким образом, ионное произведение воды имеет фундаментальное значение при рассмотрении поведения кислот и оснований в растворе.

в биологии обычно используют преобразованное уравнение закона действующих масс, применимое в общей форме и для кислот, и для оснований. Уравнение (2) может быть представлено в виде

Ка [НА]

[?+? = \А-\ ?5)

Прологарифмировав обе части этого уравнения, получим

Ig [Н+] = Ig Ка + lg [НА] _ lg [А-] (6)

Затем умножив на —1, получим

-lg [Н+] = - lg Ка - Ig [НА] + Ig [А-]

Выражение —lg[H+] было обозначено Сёренсеном как рН, а —Ig Ко — как рКа. Подстановка этих обозначений в уравнение (7) приводит к важной формуле

[А-]

pH = PKa + \g-^- (7)

112

I. ОСНОВНЫЕ КОМПОНЕНТЫ КЛЕТКИ

Следует отметить, что уравнение (7) применимо к растворам всех слабых кислот и солен слабых кислот

Можно преобразовать уравнение (4) следующим образом:

lg[H4 + lg[OH-| = lgKu (8)

Умножив на —1, получим

-lg [Н+] - Ig [ОН-] = - lg Kw

Подставив вместо — lg[H+] рН, вместо —lg[OH~] рОН и т. д., получим формулу

РН + рОН = р/Сш (9)

С помощью рН можно охарактеризовать как кислотность, так п основность раствора. Поскольку рЛ'ш=14, то можно легко найти рН раствора, зная рОН. На практике параметр рОН используется редко; кислотность и основность всех растворов выражается в шкале рН. Поскольку рН — логарифмическая величина, то с ней следует обращаться так же, как с другими логарифмическими величинами. Для нейтральных растворов рН = 7. Поскольку р/Си, = 14, то рОН = 7, или [Н+] = 10-7 моль/л= [ОН-]. Очевидно, что гораздо удобнее использовать логарифмическую шкалу рН, чем обычную экспоненциальную. Это видно нз следующего примера: для нейтрального раствора, где рН=7,0, |?+1 =0,000 ООО 1, или Ю-7 моль/л, для раствора с рН 6,0 [Н+] =0,000 001, или 10_6 моль/л. Различие между этими двумя значениями лучше воспринимается в логарифмической шкале (рН 7 или 6). Шкала рН разбита на 14 единиц н служит для оценки кислотности растворов, начиная 1,0 н. растворами кислот (рН 0) и заканчивая 1,0 н. растворами щелочей (рН 14). Это особенно удобно для графического изображения изменений [Н+].

Для того, чтобы рассчитать рН раствора с известной концентрацией ионов водорода, нужно найти логарифм [Н+] и изменить его знак на обратный. Например, найдем, чему равен рН раствора, содержащего 2-Ю-5 моль/л Н+:

lg 2 w 0,30, lg ??5 = —5, тогда lg (2-10"5) = 0,30—5 = —4,70

рН данного раствора составляет 4,70. Следует помнить, что изменение рН на единицу эквивалентно десятикратному изменению концентрации ионов водорода, поскольку в основе шкалы рН лежат десятичные логарифмы.

Буферные растворы «стремятся воспрепятствовать» изменению [Н+], которое может быть вызвано добавлением кислот или оснований. Обычно буферное действие оказывают ионы слабых кислот и оснований. Сильные кислоты и основания в воде диссоциированы практически полностью и не содержат резервного количества недиссоциированных молекул. Слабые электролиты, проявляющие буферные свойства, имеют важное практическое значение для живых систем, поскольку большинство клеток может выжить в довольно узкой области рН.

На практике наилучшим буферным действием обладает смесь слабой кислоты НА и ее соли ВА„ Можно считать, что соль диссоциирует полностью; следовательно, ВА существует в растворе в виде В+ н А-. Примем, что слабая кислота НА с рКа=5 дает только Ю-5 моля Н+ и А- на каждый моль кислоты, и потому в первом приближении ее можно считать практически недиссоции-рованной. Вклад кислоты в концентрацию иона А- ничтожно мал по сравнению с вкладом соли ВА, и им можно пренебречь; поэтому [А~] можно приравнять концентрации соли. Таким образом, уравнение (7) можно записать в следующем виде:

(соль]

pH = p/C0+1g [кислота] (10)

где [соль] = [А~], а [кислота] = [НА]. Уравнение (10) известно под названием уравнения Хсидерсона — Хассельбаха. Если слабая кислота НА н ее соль ВА

4. БЕЛКИ. I 1 1 *

у

—?—? -У|_? ? j—l ' ? ? ? ?

? 2 4 6 8 10 12 14

??

Рис. 4.5. Рассчитанные кривые титрования одного эквивалента уксусной кислотье (pKa=4,7) и иона аммония (р/Са=9,3). рН раствора после добавления 0,5 экв. основания равен рК. Форма этой кривой одинакова для всех одноосновных кислот; положение кривой определяется рД' титруемого вещества.

присутствуют в растворе в одинаковых концентрациях (по 0,1 моль/л), то

0,1

рН = 5 -f- lg -qj-

т. е. рН раствора равен 5. Если добавить в раствор 0,01 моля ВОН, то образуются дополнительные 0,01 моля соли ВА и 0,01 моля Н^О (последними можно* пренебречь, по