Термодинамические критерии направленности биохимических превращений
Биохимические процессы в организме происходят самопроизвольно в определённом направлении, обеспечивающем их нормальную жизне-деятельность. Изменения энтальпии или внутренней энергии системы, происходящие в соответствии с первым законом термодинамики, позволяют количественно определить тепловой эффект реакции, превращения различных форм энергии, параметры обмена биохимических систем веществом и энергией с окружающей средой, но эти термодинамические функции не могут служить критериями, определя-ющими направление реакций, возможность их самопроизвольного осуществления. Они также не позволяют оценить, какое количество энергии должна получить биохимическая система для того, чтобы инициировать в ней самопроизвольное превращение. Согласно второму закону термодинамики таким критерием является термодинамическая функция, получившая название энтропии.
Энтропия выражает собой отношение изменения тепловой энергии в ходе реакции или процесса к температуре. Она служит показателем термодинамического состояния системы и её изменение не зависит от пути биохимического превращения, а определяется как разность между конечным и начальным состоянием системы. Для изотермических процессов, которые характерны для биохимических систем (проходят при постоянной температуре), изменение энтропии определяется соотношением:
ΔQ
DS = S2 – S1 =
T
где DQ – количество тепла, выделяемое или поглощаемое системой в ходе процесса. Для многих органических и неорганических веществ рассчитаны значения энтропии при стандартных условиях, которые выражаются в джоулях в расчёте на 1 моль вещества и на 1 кельвин (единица абсолютной термодинамической температурной шкалы). Некоторые из этих величин приведены в таблице 7. Используя стандартные энтропии химических соединений, можно рассчитать изменение энтропии в ходе биохимической реакции, которое равно разности стандартных энтропий продуктов реакции и реагирующих веществ (с учётом коэффициентов в уравнении реакции):
S˚ = ∑ S˚продуктов - ∑ S˚реагентов
Функция энтропии характеризует ту часть энергии системы, которую невозможно превратить в работу или использовать для синтеза веществ в организме. При любом самопроизвольном процессе количество такой энергии увеличивается и, когда оно достигает максимума, способность системы к самопроизвольным превращениям утрачивается. Таким образом, чем меньше энтропия, тем большей способностью к самопроизвольному процессу обладает система. При самопроизвольных процессах в закрытых системах энтропия возрастает и поэтому изменение энтропии будет величиной положительной (DS > 0).
Живые организмы и входящие в их состав различные биохимические системы представляют собой открытые системы и у них в результате обмена энергией с окружающей средой при самопроизвольном процессе энтропия системы может уменьшаться, а энтропия окружающей среды возрастает до такого уровня, при котором суммарное изменение энтропии системы и окружающей среды остаётся величиной положительной, то есть общее изменение энтропии в системе и окружающей среде при самопроизвольном процессе выражается в виде следующего неравенства:
DSпроцесса = ∑ DSсистемы + ∑ DSсреды > 0
В полной мере такое неравенство может быть показано на примере целого функционирующего организма. В процессе роста и развития организма его энтропия уменьшается, а энтропия окружающей среды увеличивается. При этом возрастает способность организма к самопроизвольным биохимическим превращениям.
Исходя из указанного неравенства, для оценки возможности и направления самопроизвольного превращения в биохимической системе необходимо определить изменение энтропии как в системе, так и в окружающей среде. Однако рассчитать изменение энторпии в окружающей среде практически невозможно, поэтому в термодинамических расчётах для биохимических систем обычно определяют величину изменения энтропии только в системе и используют этот показатель для оценки другой термодинамической функции – свободной энергии.
Свободная энергия – это часть общей энергии системы, которая может быть использована для выполнения работы, а в живом организме – для синтеза жизненно необходимых веществ, создания электрохимического потенциала в клеточных мембранах, переноса веществ и ионов против градиента концентрации и др. Она является функцией состояния системы, поэтому её изменение, как и энтропии и энтальпии, не зависит от того, каким путём происходит переход системы от одного состояния к другому.
Если термодинамические параметры системы оценивают при постоянном давлении и температуре, характерном для живых организмов, то указанную термодинамическую функцию называют свободной энергией Гиббса. Изменение этой функции в изобарно-изотермическом процессе связано с изменением энтальпии и энтропии в виде следующего уравнения: DG = DH - TDS. Экспериментально и теоретически установлено, что при самопроизвольных (спонтанных) процессах, происходящих в организмах, свободная энергия системы уменьшается, в связи с чем изменение свободной энергии в ходе такого процесса будет величиной отрицательной. Если, например, система самопроизвольно переходит из состояния, характеризующегося запасом свободной энергии G1, в другое состояние с запасом свободной энергии G2, то G2 будет меньше G1, в связи с чем изменение свободной энергии будет равно DG = G2 – G1 < 0 (при постоянных температуре и давлении).
Таким образом, в данных условиях изменение свободной энергии является критерием самопроизвольности процесса: при отрицательном значении изменения свободной энергии (DG < 0) система способна к спонтанному биохимическому превращению, а если DG > 0, то самопроизвольный ход превращения в системе невозможен. В этом случае положительное значение изменения свободной энергии показывает, какое количество свободной энергии должно поступить в систему для самопроизвольного осуществления данной биохимической реакции или данного процесса. Отрицательное значение изменения свободной энергии кроме того показывает, какое количество свободной энергии выделяется в ходе процесса и поступает в окружающую среду или отдаётся другой биохимической системе.
Следует также отметить, что в биоэнергетических системах изменение свободной энергии, как правило, не равно нулю, что наблюдается при наступлении термодинамического равновесия. Однако биохимические системы в ходе превращений веществ почти никогда не достигают истинного химического равновесия. Для них характерны так называемые стационарные состояния, когда поддерживаются определённые скорости притока веществ и энергии в систему и их оттока из системы, так как образующиеся в ходе реакции продукты не накапливаются, а подвергаются дальнейшим превращениям. При достижении стационарного состояния обеспечиваются максимальные скорости биохимических превращений, которые сопровождаются также значительным уменьшением или увеличением свободной энергии.
Биохимические реакции, в ходе которых свободная энергия системы уменьшается (DG < 0), принято называть экзергоническими, а реакции, при которых свободная энергия в системе возрастает (DG > 0), – эндергоническими. Эгзергонические реакции происходят самопроизвольно и они сопровождаются переходом системы на более низкий энергетический уровень в результате выделения свободной энергии. Эндергонические реакции могут происходить самопроизвольно только при условии притока необходимой для их осуществления свободной энергии из окружающей среды или другой биохимической системы, в которой происходит экзергоническая реакция.
С целью проведения термодинамических расчётов определены стандартные свободные энергии образования многих химических веществ, включая и важнейшие биохимические продукты, из химических элементов или простых веществ при стандартных условиях. Некоторые из этих показателей представлены в табл. 8.
8. Стандартные свободные энергии образования некоторых
биохимических продуктов
| Биохимические продукты | DG°΄ кДж×моль-1 | Биохимические продукты | DG°΄ кДж×моль-1 |
| Уксусная кислота | -393 | Глицерин | -477 |
| Этиловый спирт | -175 | Муравьиная кислота | -350 |
| Щавелевая кислота | -698 | Фумаровая кислота | -654 |
| NН3 | -17 | Масляная кислота | -377 |
| СО2 | -394 | Бензойноя кислота | -245 |
| Н2О | -237 | Сахароза | -1545 |
| Гидрохинон | -217 | Глицин | -367 |
| Бутанол | -161 | Мочевина | -197 |
| Пропанол | -470 | Изопропанол | -164 |
Зная стандартные свободные энергии образования химических веществ, можно рассчитать изменение свободной энергии в любой реакции, происходящей в стандартных условиях. Оно равно разности суммарных изменений свободной энергии продуктов реакции и реагирующих веществ (с учётом коэффициентов в уравнении реакции):
DG˚реакции = ∑ DG˚ продуктов - ∑ DG˚ реагентов
Если хотя бы для одного из реагирующих веществ или продуктов реакции нет сведений о стандартной свободной энергии образования, изменение свободной энергии в ходе биохимического превращения рассчитывают другим способом в зависимости от того, какие имеются сведения о компонентах биохимической системы. Довольно часто для определения DG˚ используют сведения о стандартных энтальпиях образования и стандартных энтропиях химических веществ. На основе этих данных изменение свободной энергии рассчитывают по формуле:
DG˚реакции = DH˚реакции - TDS˚реакции,
где DH˚реакции = ∑DН˚продуктов - ∑DН˚реагентов; DS˚реакции = ∑S˚продуктов - ∑S˚реагентов; Т - стандартное значение температуры (298,16 К).
Если известна константа равновесия биохимической реакции, то расчёт изменения свободной энергии в этой реакции при стандартных условиях очень легко выполнить в соответствии с уравнением:
DG˚΄ = –RТ lnКр,
где R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж×моль-1×К-1 ), Т – стандартная температура (298,16 К), Кр – константа равновесия биохимической реакции при рН = 7,0 и постоянном давлении. Как следует из указанного уравнения, при значениях константы равновесия химической реакции больше единицы (Кр > 1) lnКр будет величиной положительной, а согласно уравнению изменение свободной энергии в ходе реакции отрицательно (DG˚΄< 0). А если константа равновесия реакции меньше единицы (Кр < 1), то в этом случае ln Кр имеет отрицательное значение, а DG становится величиной положительной, что является показателем эндергонического превращения.
Константа равновесия химической реакции может быть рассчитана, если известны равновесные концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции. Она в соответствии с законом действующих масс выражается как отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагирующих веществ, у которых показатели степени равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для химической реакции хА+уB ® nС + rD константа равновесия будет равна:
[C]ⁿ ·[D]ʳ
Кр = 
[A]ˣ·[B]ʸ
С учётом более строгого соответствия указанных расчётов закону действующих масс необходимо вместо концентраций ввести активности реагирующих веществ и продуктов реакции. Однако физиологические растворы в клетках организмов довольно сильно разбавлены и растворённые в них химические вещества имеют сравнительно низкие концентрации, которые по своей величине очень мало отличаются от активностей, в связи с чем при расчёте констант равновесия биохимических реакций поправки на активность обычно не вводятся. К тому же для многих биохимических продуктов их активности в физиологической среде пока точно не установлены.
В организмах важную роль играют окислительно-восстановительные реакции, в которых происходит перенос электронов от вещества - донора к веществу - акцептору. В зависимости от типа реакции и природы фермента - переносчика осуществляется перенос одного или пары электронов и одновременно с электронами возможен также перенос протонов (Н+). В результате переноса электронов изменяются электрические заряды донора и акцептора электронов и их окислительно-восстановительные потенциалы.
По величине окислительно-восстановительных потенциалов определяется направленность и возможность самопроизвольного осуществления биохимических реакций, происходящих в живых организмах. Донором электронов служит биохимическая система, имеющая наименьший окислительно-восстановительный потенциал (наиболее отрицательный), а конечным акцептором электронов – система с наибольшим окислительно-восстановитель-ным потенциалом (имеющим менее отрицательное или наибольшее положительное значение). В цепи переносчиков перенос электронов осуществляется от окислительно-восстановительной системы с отрицательным потенциалом к системе с менее отрицательным или положительным потенциалом, то есть электроны с помощью переносчиков передаются от одной окислительно-восстановительной системы к другой в направлении возрастания величины окислительно-восстановительного потенциала.
Для сравнения величины окислительно-восстановительных потенциалов различных биохимических систем используют стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, которые определяют по сравнению с нормальным водородным электродом в стандартных термодинамических условиях. Учитывая, что величины окислительно-восстановитель-ных потенциалов зависят от степени ионизации реагирующих веществ и образующихся продуктов, которая в значительной степени определяется концентрацией катионов водорода (Н+), стандартные окислительно-восстановительные потенциалы биохимических систем определяют при рН = 7,0 и обозначают символом Е°ˈ. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов наиболее важных биохимических систем показаны в табл. 9. Из этих данных мы видим, что они находятся в интервале между значениями потенциалов водородного и кислородного электродов (от –0,42В до 0,82В при РН= 7,0).
В биохимических системах в процессе переноса электронов при осуществлении окислительно-восстановительных реакций происходит значительное изменение свободной энергии, связанной с величиной стандартных окислительно-восстановительных потенциалов донора и акцептора электронов следующим уравнением:
DG°΄ = - nFDЕ°΄,
где n - число переносимых электронов от молекулы–донора на молекулу– акцептора; F – постоянная Фарадея (96406 Дж×В-1); DЕ°΄ – разность стандартных окислительно-восстановительных потенциалов акцептора и донора электронов при рН=7,0 (DЕ°΄акц. - DЕ°΄дон.); DG°΄ – изменение свободной энергии в джоулях при стандартных условиях (рН=7,0).
Так, например, в реакциях обмена азотистых веществ происходит окислительно-восстановительная реакция превращения окисленной формы глютатиона в восстановленную с участием восстановленных динуклео-тидов НАДФ×Н:
глютатион-S-S-глютатион + НАДФ×Н + Н+ ¾® 2глютатион- SН + НАДФ+
В ходе реакции происходит перенос двух электронов и двух протонов от НАДФ×Н + Н+ на окисленный глютатион. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы восстановлен-ный/окисленный глютатион при рН=7,0 равен – 0,23В, а для системы НАДФ+/ НАДФ×Н – 0,32В. Разность стандартных окислительно-восстановительных потенциалов акцептора и донора электронов будет равна:
DЕ°΄ = Е°΄акцт. - Е°΄дон. = Е°΄глют.окисл. - Е°΄НАДФ×Н = -0,23В + 0,32В = 0,09В.
9. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых биохимических окислительно-восстановительных систем
| Восстановленная форма | Окисленная форма | Е°΄, В |
| Водородный электрод: Н2 D 2Н+ + 2ē | -0,42 | |
| Ферредоксин (Fe2+) | Ферредоксин (Fe3+) | -0,43 |
| НАД×Н + Н+ | НАД+ | -0,32 |
| Липоевая кислота (восст.) | Липоевая кислота (окисл.) | -0,29 |
| Глутатион (восст.) | Глутатион (окисл.) | -0,23 |
| ФАД×Н2 | ФАД | -0,05 |
| Кофермент Q×Н2 | Кофермент Q | +0,07 |
| Цитохром b560 (Fe2+) | Цитохром b560 (Fe3+) | +0,08 |
| Пластихинон восст. РQ×Н2 | Пластихинон окисл. РQ | +0,10 |
| Цитохром с (Fe2+) | Цитохром c (Fe3+) | +0,24 |
| Цитохром a (Fe2+) | Цитохром а (Fe3+) | +0,21 |
| Цитохром а3 (Fe2+) | Цитохром а3 (Fe3+) | +0,39 |
| Реакционный центр фотосистемы I П700 восст. | П700 окисл. | +0,45 |
| Реакционный центр фотосистемы II П680 восст. | П680 окисл. | +1,12 |
| Кислородный электрод : ½ О2 + 2Н+ + 2ē D Н2О | +0,82 |
Изменение свободной энергии в этой реакции в расчёте на 1 моль окисленного глютатиона при стандартных условиях рассчитаем по указанной выше формуле:
DG°΄ = –nFDЕ°΄ = -2×96406×0,09 = -17353 Дж»-17,35 кДж.
В связи с тем, что изменение свободной энергии в рассматриваемой реакции отрицательно, она осуществляется самопроизвольно.
Мы рассмотрели основные способы определения изменения свободной энергии в биохимических системах при стандартных условиях. Однако условия физиологической среды в клетках организмов очень сильно отличаются от стандартных условий и особенно большие отличия наблюдаются по температуре и концентрации веществ. Стандартная температура 25°С, а температура физиологической среды у разных организмов изменяется в довольно широких пределах, у растений, например, от 0°С до 50°С. Концентрация веществ в физиологической среде также очень сильно отличается от стандартной (1 моль/л), обычно она составляет сотые и даже тысячные доли моля на 1 л. Изменение свободной энергии вещества в зависимости от температуры и его концентрации в физиологической среде, выражается следующим уравнением:
DGфизиол. = DG°΄ + RTlnC,
где - DG°΄ – стандартное изменение свободной энергии при рН =7,0; R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж×моль-1× К-1); Т – температура физиологической среды в единицах шкалы абсолютных температур (в кельвинах); С – концентрация реагирующего вещества или продукта реакции в физиологической среде (моль/л).
Используя данное уравнение, можно определить в ходе реакции изменение свободной энергии для каждого компонента биохимической системы, находящегося в физиологической среде.
В связи с тем, что концентрации веществ в физиологической среде меньше стандартной концентрации (1 моль/л) и выражаются дробными числами, показатель lnC в указанном выше уравнении будет иметь отрицательные значения, поэтому DGфизиол. всегда будет меньше DG°΄, определённого при стандартных условиях. А если происходит экзергоническая реакция, то в разбавленных физиологических растворах вероятность её самопроизвольного осуществления существенно возрастает.