Биологический каталог




Основы биохимии. Том 1

Автор А.Уайт, Ф.Хендлер, Э.Смит, Р.Хилл, И.Леман

овление кислорода до пероксида водорода, прежде чем эти продукты освобождаются с поверхности фермента.

Существуют, однако, ферментативные и неферментативные реакции, важные в биологии, в результате которых происходит одно-электронное восстановление кислорода. В некоторых случаях образованный таким образом надпероксидный (супероксидный) радикал употребляется в последующей реакции, но в других он просто освобождается с поверхности фермента. Организмы, использующие кислород, должны, таким образом, сталкиваться с угрозой внут-

10. ПРИНЦИПЫ БИОЭНЕРГЕТИКИ

ЗЗГ

риклеточного образования 02" и Н202. Для защиты от этих реак-ционноспособных соединений кислорода служат ферментативные-защитные механизмы. С помощью супероксиддисмутазы (разд. 13.7.4) надпероксидный радикал преобразуется в пероксид водорода согласно реакции

ОГ- + ??· + 2Н+ -* Н20, + 02

Пероксид водорода удаляется в свою очередь с помощью каталазы (разд. 8.4.5), которая катализирует реакцию

Н202 + Н202-- 02 + 2Н20

Организмы, которые не выработали такие защитные (от потенциальной токсичности кислорода) механизмы, могут обитать только-в анаэробных условиях.

10.2.4. Количественные аспекты окислительно-восстановительных реакций

Когда металлическая пластинка, например цинковая, называемая здесь электродом, помещается в водный раствор, некоторые-атомы цинка на поверхности металла отдают электроны и образуют ионы цинка ??2+ в растворе у поверхности пластинки. Электроны остаются на пластинке и сообщают ей отрицательный заряд. Таким образом возникает двойной электрический слой. Разность потенциалов в этом слое есть электродный потенциал. Рассматриваемый процесс обратимый; через короткий промежуток времени ионы цинка в растворе начинают вновь соединяться с электронами на поверхности металла с образованием атомов цинка. При равновесии скорость, с которой ионы из раствора соединяются с электронами на поверхности металла с образованием атомов, равна скорости потери атомами цинка электронов с образованием ионов в растворе, и на электроде устанавливается обратимый потенциал.

Ионизация молекулярного водорода также является окислительным процессом:

i/2H2 =i=fc Н+ + е

с константой диссоциации

к [Н+] И

где [е] — давление электронов в том месте, где происходит ионизация. Давление электронов должно быть тесно связано с экспериментально измеряемым параметром — электродным потенциалом.

Поскольку водород — это газ, он не может непосредственно использоваться в качестве электрода. Если на поверхности инертного металла, например платины, покрытой тонкодисперсной платиной («платиновой чернью»), адсорбировать газообразный водород.

22—1148

338

III МЕТАБОЛИЗМ

Рис. 10.1. Электролитическая ячейка, состоящая из двух водородных электродов.

то на такой поверхности происходит обратимая диссоциация адсорбированного водорода и полученная таким образом система функционирует в качестве водородного электрода. Из приведенной гыше формулы следует, что потенциал этого электрода является функцией отношения [Н+]/[Н2]'/г, т. е. относительной концентрации окисленной и восстановленной форм водорода. Потенциал можно определить посредством сравнения со вторым электродом и измерения разности потенциалов между этими двумя электродами. Если потенциал одного электрода произвольно принят равным нулю, все другие электродные потенциалы могут быть соотнесены с ним и количественно выражены в вольтах. За электрод сравнения принят стандартный водородный электрод под давлением 1 атм, потенциал которого считается равным нулю в растворе с активно-¦стью ионов водорода, равной единице. Рассмотрим ячейку, состоящую из двух водородных электродов (рис. 10.1), в которой оба раствора изначально характеризуются одинаковой [Н+], однако давление водорода для электрода В меньше 1 атм. Если электроды •соединить проводником, электроны будут двигаться по внешней цепи от электрода А к электроду В. При этом будут иметь место .следующие реакции:

на электроде А V2H2 -* Н+ -(- е

на электроде В Н+ + е -*- 1/2Н2

'Суммарная реакция запишется как перенос ионов водорода от В к А. Ток по внешней цепи идет до тех пор, пока в обоих сосудах •отношение [Н^]/[Н2]1/г не станет одинаковым. Для поддержания электронейтральности анионы, например С1~, должны двигаться по солевому мостику от В к А. Если потенциометр помещен между В и А, стремление электронов двигаться от А к В можно измерить. Полученный результат есть разность потенциалов ? (в вольтах). В рассматриваемом примере электрод А несет отрицательный заряд, так как электроны поступают от А к В.

Поведение ионов в разбавленном растворе подчиняется законам для идеальных газов, пользуясь которыми можно найти коли-

10. ПРИНЦИПЫ БИОЭНЕРГЕТИКИ

339·

чественное выражение, уравнение Нернста, для разности потенциалов между электродами А и В

RT RT —?=-F-ln[H1]^» или = _ 1п[Н2]в (15)·

где R — газовая постоянная (равна 8,315 Дж-К_1-моль-1), ? — абсолютная температура, F — количество электричества, равное I фарадею (96 500 Кл). Перейдя к десятичным логарифмам, найдемг значение предлогарифмического множителя в уравнении (15), если температура 30 °С:

8,315-303-2,303

2-96 500 - 0·03

следовательно, —Е = 0,03 lg [Н2]в (вольт) (16)·

Это выражение справедливо, когда А — нормальный водородный" электрод и [Н+] для электрода В равна 1 (1 г-экв./л). Если давление Н2 для электрода В равно 1 атм, а [Н+] -< I г-экв./л, электроны будут двигаться от электрода В к электроду А, произойдет обращение электродных реакций, а электродный потенциал на электроде В определится выражением

RT

? = -^1п[Н+]в

Производя подстановку, как выше, и переходя к десятичным логарифмам, получаем

? = 0,06 lg [Н+]ц

ИЛИ

—? = 0,06 рНв (17>

Объединяя оба выражения, получаем формулу для разности потенциалов между нормальным водородным электродом и водородным электродом в любом другом разбавленном водном растворе

„ RT , [Н+]

?=-?^1п ' (18>

RT RT ? = -7-ln[H+]—w ln[H2] (I9>

При 30 °C формула (19) запишется следующим образом:

1

? = 0,03 Ig ,,, , —0,06 рН (20>·

1"г1

Если [?2] поддерживается постоянной при каком-либо заданном давлении, можно провести потенциометрнческие измерения рН. Если же рН известно, можно определить давление водорода.

22*

У40

III. метаболизм

Поскольку окисление органического соединения осуществляется тутем отчуждения водорода, то можно принять, что в растворе такого соединения должно «развиваться» очень небольшое, трудно ¦поддающееся измерению давление водорода. Различные красители ;могут восстанавливаться газообразным водородом в присутствии 'соответствующего катализатора, например платиновой черни; например, реакция с восстановленной формой метиленового синего (М.ЬН2) выглядит так:

МЬНв 4=t Mb + H2

Отсюда следует, что в растворе восстановленного красителя количество водорода должно соответствовать небольшому, но вполне .реальному давлению (можно измерить либо инертным электродом, либо рассчитать по расходу какого-нибудь другого вещества, пошедшего на восстановление). Для этой реакции

[МЬ][На] „ „т1 Д-[МЬН2]

[МЬН2] 11121 - [Mb]

?. е. давление водорода, находящегося в такой равновесной системе зависит от относительных количеств восстановленной и окисленной форм красителя; потенциал инертного электрода в этой -системе соответствует потенциалу водородного электрода при дан--ном давлении водорода и изменяется в зависимости от рН, как для любого другого водородного электрода.

Поэтому можно заменить [Н2] в уравнении (19):

[восстановитель] [Н2] — [окислитель]

так что

RT RT [восстановитель]

?=-^-14 [НЧ - ж In К [окнслитель| (21)

1ЛИ

RT , RT , „ RT , [окислитель]

?=-е-п[Н+]--??- 1пК + -^г пг-Ч (22)

F 1 ' 2F 1 2F [восстановитель] v '

.Для любой системы (RT/2F)\nK должно быть постоянной величиной, и если измерения проводятся в среде с высокой буферной емкостью, то и (RT/F)\n[H+] поддерживается постоянным; тогда эти два выражения можно объединить в новую постоянную ?'? . .'В общем случае в реакциях переноса на одну молекулу приходится

10. ПРИНЦИПЫ БИОЭНЕРГЕТИКИ

341

•один или более электронов. Обозначим число перенесенных электронов на один моль п, тогда можно записать

г _ г. , RT ... 1°™с™тель1 (т о "Г „/г [восстановитель] 1 '

При 30 °С это выражение упрощается:

F=F> -и 0,06 ?? [окислитель]

0 ? * {восстановитель] ' '

Таким образом, ?? — потенциал окислительно-восстановительной •системы, если превращение прошло наполовину, при некоторых -определенных рН и температуре, так как при отношении [окислитель]/[восстановитель] = 1 второе слагаемое в уравнении (24) равно нулю. Символ Ет иногда употребляется для обозначения среа-•неточечного потенциала окислительно-восстановительной пары в какой-либо специфической среде, например в цитоплазме клеток печени.

Окислительно-восстановительный потенциал ? данного раствора [уравнение (24)] в таком случае есть электронное давление, которое этот раствор оказывает на инертный электрод и которое может быть измерено с помощью потенциометра. Если вернуться к рассмотрению простейшего примера диссоциации водорода на протоны и электроны, то станет очевидным, что такой раствор также должен оказывать протонное давление. Протоны не могут легко «течь» по проводам, и нет никакого простого инструментального устройства, позволяющего провести прямое измерение протонного давления. Вместо этого применяется электрометрическое измерение рН, описанное выше и представляющее собой измерение эффектов варьирующего протонного давления на электронное давление; регистрация последнего и позволяет вычислить рН. Таким образом, рН раствора выражает его протонное давление точно так же, как ? — электронное давление. Подобно тому как система, состоящая из кислоты и ее соли, противодействует изменениям рН или забуферивает данный раствор, система, состоящая из окислителя и восстановителя, «забуферивает» раствор и противодействует изменениям окислителъно-восстановителыюго потенциала Е.

В табл. 10.1 указаны значения Еа для

страница 64
< 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 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106

Скачать книгу "Основы биохимии. Том 1" (7.28Mb)


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

п»ї
Rambler's Top100 Химический каталог

Copyright © 2009
(20.07.2019)