некоторых систем, представляющих биологический интерес. Система обозначает здесь смесь окисленной и восстановленной форм данного вещества, например хинона и гидрохинона, пирувата и лактата и т. д. Из уравнения (20) можно видеть, что из двух систем с одинаковым рН система с более отрицательным потенциалом является более сильным восстановительным агентом, поскольку ей соответствует более высокое равновесное давление водорода.

Окисленный компонент способен восстанавливаться другим компонентом системы с более отрицательным Е'о. Согласно урав-

342

III МЕТАБОЛИЗМ

Э.50

0,25 -

cq

-0,25

цитохром с

(и = 1) гемоглобин / метгемоглобин

(П = 1)

сукцинагп/фумарагп (я =2)

лактат/пируват (я =2)

DPNH + H+/DPN+ (я =2)

-0,50

50

100

Выхов проЭуктов окисления, %

Рис. 10.2. Кривые потенциометрического титрования. Eh — наблюдаемая разность потенциалов (в вольтах); ? — число перенесенных электронов на 1 моль окисленного вещества.

нению (20), раствор на 0,03 В более отрицательный, чем другой раствор, обладает в 10 раз более высоким водородным давлением. При смешении двух растворов с различными потенциалами реакция может протекать до тех пор, пока не устанавливается равновесие; потенциал конечного раствора лежит внутри интервала, ограниченного потенциалами двух первоначально взятых растворов. Таким образом, если раствор, содержащий вещество А и его восстановленную форму АН2, смешивается с раствором, содержащим В и ВН2, реакция будет проходить до тех пор, пока системы не приобретут одинаковый потенциал, т. е.

RT

о (A)-!- „F

In

[??

[АН3|

RT

[А]

Е'о (В) — Щ (А) - nF In [ДН

Откуда следует, что

RT

nF

In

[А][вн2]

at° - nF 1П [В] [АН2]

IB]

[ВН,|

(25)

Таким образом, разность потенциалов между начальными растворами определяет относительное количество каждого реагента при состоянии равновесия, или, другими словами, степень прохождения

10. ПРИНЦИПЫ БИОЭНЕРГЕТИКИ

343

реакции. Ход такой реакции может контролироваться с помощью титрования, аналогичного ацидиметрии. Вместо индикатора, например фенолфталеина, меняющего свой цвет в зависимости от кис-.лотности среды, в раствор добавляют небольшое количество красителя, цвет которого зависит от степени его окисления, например небольшое количество метиленового синего. И тот и другой тип •титрования можно контролировать с помощью одних и тех же потенциометра и электрода. При ацидиметрии изменения потенциала регистрируются как изменения [Н+]; в окислительно-восстановительных реакциях потенциал меняется в зависимости от колебаний водородного или электронного «давления». Типичные кривые титрования приведены на рис. 10.2. Отметьте сходство этих кривых и кривых, получаемых в ацидиметрических титрованиях (изменение рН); оно становится понятным, если учесть сходство между выражением (24) и уравнением Хендерсона — Хассельбаха (разд. •4.3.1.1).

10.2.5. Энергетические соотношения для окислительно-восстановительных реакций

Поскольку интерес к окислительно-восстановительным реакциям связан в основном с тем, что они поставляют энергию, следует рассмотреть некоторые количественные отношения, связывающие эти реакции и изменения энергии.

Если восстановленная форма одной системы смешивается с окисленной формой другой, реакция протекает согласно уравнению

АН2 + В А + ВН,

Для этой реакции изменение стандартной свободной энергии (в калориях на моль) можно вычислить из равновесных данных обычным способом. Пусть t\ — константа равновесия:

_ Ц] [??.? К~ [АН.,] [В] <26>

Успехи экспериментальных определений константы равновесия К, разумеется, зависят от разработки соответствующих методов анализа различных компонентов системы. Когда разность потенциалов ??? между двумя реагирующими системами велика, равновесие может быть настолько сильно сдвинуто в одну сторону, что точное определение конечной концентрации АН2 и В становится невозможным. Однако изменение свободной энергии, обусловленное реакцией, может быть вычислено, если известны потенциалы двух реагирующих систем. Подставив в уравнение (25) выражение для К, согласно уравнению (26), получаем

RT

?^=^7?'?/( (27)

344

III. МЕТАБОЛИЗМ

ИЛИ nFAE'0 = RT In К

Поскольку -AG°=RT\nK (разд. 10.1.1), то

—??° = nFAE'B (28>

где AG°— стандартная свободная энергия реакции; я— число электронов (или атомов водорода), участвующих в реакции; F — число^ Фарадея; ???— разность между значениями ЕЬ двух систем. Размерность произведения .??^? — кулон -вольт или джоуль; для перевода в единицы.тепловой энергии следует использовать соотношение 4,18 Дж=1 кал. При п=\ AG° соответствует окислению 1 моля восстановителя. Рассмотрим в качестве примера окисление малата до оксалоацетата цитохромом с в условиях, когда поддерживаются постоянными эквимолярные концентрации каждого из< реагентов двух систем. Так как ?? соответственно равны ¦—0,17 и 0,2 В (табл. 10.1), то

—2-96 500-ГО,2 — (—0,17)] AG = —nFAE0 =-^~jg-i-—— = —18 246 кал

При окислении 1 моля яблочной кислоты цитохромом с в этих условиях освобождается 18 246 кал, которые в физиологических условиях могут быть использованы для совершения полезной работы. Если бы яблочная кислота окислялась молекулярным кислородом, освобождалось бы 45 715 кал, так как ?? для восстановления кислорода с образованием воды равно +0,82 В.

В динамическом стационарном состоянии живой клетки концентрации каждого из компонентов любой окислительно-восстановительной системы поддерживаются постоянными; это относится и к рассмотренной в качестве примера системе, т. е. к концентрациям малата, оксалоацетата и окисленной и восстановленной форме цптохрома с. Однако концентрации окисленных и восстановленных форм компонентов окислительно-восстановительной пары редко бывают одинаковыми. Следовательно, действительное значение АЕ для данной реакции может существенно отличаться от ??"?; это значение можно рассчитать из уравнения (26):

/ 0,06 V"4 [А] \ / 0,06 [В] \

10.3. Высокоэнергетические фосфаты

Как уже отмечалось ранее, в клетках имеются механизмы, посредством которых свободная энергия, освобождающаяся в результате окислительно-восстановительных реакций, может быть использована для осуществления эндергонических процессов. В основном это совершается путем запасания этой энергии в форме особого класса соединений, большинство из которых является ангидридами фосфорной кислоты.

10. ПРИНЦИПЫ БИОЭНЕРГЕТИКИ

345

В биологических системах изменение стандартной свободной энергии, сопряженное с гидролизом различных фосфатных производных, ограничено интервалом от —2000 до —13 000 кал/моль.

??

R—О—Р=0 + Н,0 I

о-

R—ОН + Р;

[RQH] |?,? IROPOS-]

где Pj — смесь НРО^2 и Н2РОТ, которая имеется в рассматриваемой системе при данном значении рН. Для Н2РО4 ??? = 6,8. Более низкие значения (от —2000 до —5000 кал/моль) наблюдаются для обычных сложных эфиров, среди которых типичными являются глицерол-3-фосфат и глюкозо-6-фосфат.

СН2ОН СНОН

СН,

о-о—р=о о-

ОН

глицерол- 3 - фосфат

? ОН глкжозо-6-фосфат

Множество эфиров этого типа участвует в промежуточных стадиях метаболизма. Меньшую группу составляют органические фосфаты, гидролиз которых сопровождается изменением свободной энергии AG° от —5000 до —13 000 кал/моль. Ниже приведены примеры таких высокоэнергетических фосфатсодержащих соединений:

??, I

? 1: ^i.

сн

?

-?—?~0-?~0—?—?—CHj/0^.

"? 4 "?

он он

аЭенозинтрифосфат (АТР)

346

III. МЕТАБОЛИЗМ

hn=c!—?—ch2—соон

HN~PCy-вреагпинфосфат

сн,

сн,—о—ро3г-

нсон

н2с=с—соон н3с—с—o~po3j-о~ро32- о

о=с—о~ро32-

1,3 -дифосфогл ице-рат

фосфоенолпировино- ацетил фосфат граЭная кислота

Известно несколько классов высокоэнергетическнх фосфатов: кислотные ангидриды, фосфорные эфиры енолов и производные-фосфамовой кислоты R—NH—Р03Н. Гидролиз фосфоенолпируват» относится к процессам с наиболее высокими значениями свободной энергии (—13 000 кал/моль при 25 °С) по сравнению с гидролизом всех известных в природе высокоэнергетических фосфатных соединений. Принято знаком ~ обозначать связь, гидролиз которой сопровождается освобождением большого количества свободной энергии. Относительно высокая потенциальная энергия, освобождаемая при гидролизе, обусловлена свойствами всей структуры фосфатного соединения, т. е. не только ~Р-связью, которая разрывается при гидролизе.

Существует несколько факторов, которые вносят свой вклад в процесс освобождения больших количеств свободной энергии, сопряженный с гидролизом этой группы соединений. В некоторых соединениях, например ангидридах, способность фосфорильной группы оттягивать электрон делает электрофильный карбонильный атом углерода ацильной группы менее стабильным. Кроме того, энергия резонанса продуктов гидролиза может существенно превышать энергию резонанса высокоэнергетического соединения. Об этом свидетельствует тот факт, что число резонансных форм для (креатин + фосфат) значительно превышает число резонансных форм креатинфосфата; число резонансных форм для (ион ацета-та+Рг) также превышает их число в ацетилфосфате. В принципе чем больше число возможных резонансных форм, тем выше стабильность системы. Об этом свидетельствует, например, тот факт, что ?-электроны кислорода, связывающего ацетил и фосфат в ацетилфосфате, не могут одновременно удовлетворять потребности в электронах карбонильной и фосфорильной групп.

Обсуждаемые явления особенно очевидны для фосфоенолпирувата. Кроме того, гидролиз многих компонентов этой группы при рН 7

[0. ПРИНЦИПЫ БИОЭНЕРГЕТИКИ

347

Это видно из сравнения гидролиза

приводит к увеличению заряда, глицерол- и ацетилфосфата:

СНоОН I

снон о- + н2о СН2—О—р=о

о-

о о-II I сн3—с—о~р=о + н2о

о- '

сн2он ?-? I

снон + но—р=о (29)

сн2он о-

о о-

сн3-с + но—р=о + н* (30)

о- о-

Как можно видеть, гидролиз 1 моля ацетилфосфата приводит к освобождению одного протона. Связывание этого протона забуфе-ренной средой вносит большой вклад в общее изменение свободной энергии, сдвигая реакцию вправо.

Два высокоэнергетических соединения, обнаруженные п