Учебное пособие для студентов направления 552400 технология продуктов питания Кемерово 2004 (075) Печатается по решению Редакционно-издательского совета Кемеровского технологического института пищевой промышленности

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

А.П. КОРОЛЕВ, С.Б. ГРИДИНА, Е.П. ЗИНКЕВИЧ

Учебное пособие для студентов направления 552400 – технология продуктов питания

Кемерово 2004
УДК: 577.1 (075)

Печатается по решению Редакционно-издательского совета Кемеровского технологического института пищевой промышленности

канд.с/х.наук, доцент кафедры химии Кемеровского государственного сельскохозяйственного института Л.Г. Пинчук.

Основы биохимии, часть 4 : Учебное пособие Кемеровский технологический институт пищевой промышленности.- Кемерово, 2004.- 92с.

Учебное пособие составлено в соответствии с программой дисциплины «Биологическая химия» и предназначено для студентов направления 552400 – «Технология продуктов питания». Оно может быть использовано студентами технологических специальностей всех форм обучения.

В нем изложены на современном уровне, с учетом новейших достижений в области биохимии сведения о важнейших химических соединениях, входящих в состав живых организмов, и биохимические превращения веществ и энергии.

Ил.- 13 библ.назв.- 21 табл.- 4

1903010000

О -

У 50(03) - 04

С Кемеровский

технологический институт

пищевой промышленности

2004

Д И Н А М И Ч Е С К А Я Б И О Х И М ИЯ

Обмен веществ в целом складывается из двух противоположных типов реакций – катаболических (катаболизм) и анаболических (анаболизм), протекающих в клетках одновременно. Катаболизм (диссимиляция) – это ферментативное расщепление крупных молекул (белков, жиров, углеводов и др.), осуществляемое преимущественно посредством реакцией гидролиза и окисления. В ходе катаболизма крупные органические молекулы расщепляются до простых веществ, что сопровождается выделением свободной энергии, которая запасается в форме, главным образом, энергии фосфатных связей АТФ. Анаболизм (ассимиляция) – это ферментативный синтез сложных органических веществ из более простых предшественников. Анаболические реакции происходят за счет энергии, освобождающейся при катаболическом расщеплении молекул белков, жиров, углеводов и других веществ, а в фотосинтезирующих растениях также и за счет световой энергии.

В процессе катаболизма происходит постепенный и многоступенчатый распад сложных органических соединений, который можно разделить на три стадии.

На первой стадии распада крупные молекулы органических соединений расщепляются на свои составные части: белки – на аминокислоты, липиды – на глицерол, жирные кислоты и другие компоненты, полисахариды – на моносахариды, нуклеиновые кислоты – на нуклеотиды.

На второй стадии продукты, образовавшиеся на первой стадии, путем анаэробного (без доступа кислорода) окисления превращаются в небольшое число более простых молекул. Глицерин, жирные кислоты, моносахариды и многие аминокислоты расщепляются до ацетил – КоА .

Остальные аминокислоты при расщеплении образуют следующие соединения: α–кетоглутаровую кислоту (α–кетоглуторат), фумаровую кислоту (фумарат), щавелевоуксусную кислоту (оксалоацетат), янтарную кислоту (сукцинат).

На третьей стадии продукты, образовавшиеся на второй стадии, аэробно (с участием кислорода) окисляются через цикл ди- и трикарбоновых кислот (цикл Кребса, цикл лимонной кислоты), сопряженный с дыхательной цепью ферментов (электронно – транспортная цепь) до CO₂ и H₂O.

Анаболизм также протекает в три стадии. На первой стадии анаболизма образуются молекулы – предшественники. На второй стадии эти молекулы превращаются в структурные компоненты (составные части, «строительные блоки») крупных молекул. На третьей стадии анаболизма из соответствующих структурных компонентов синтезируются крупные молекулы (белки, липиды, полисахариды и др.). Например, синтез белков начинается с образования α – кетокислот и других предшественников (первая стадия). На второй стадии образуются α – аминокислоты, из которых на третьей стадии анаболизма синтезируются белки.

Одновременно с превращением веществ в реакциях катаболизма и анаболизма происходит выделение и потребление энергии. Освобождение химической энергии на разных стадиях катаболизма происходит в неодинаковой степени. На первой стадии катаболизма освобождается менее 1% химической энергии, на второй стадии – около 1/3, а на третьей – около 2/3 общего количества химической энергии, заключенной в органических соединениях. Около 40-50 % энергии, выделившейся при реакциях второй и третьей стадии катаболизма, рассеивается в виде тепла. Остальные 50-60 % запасаются в организме в форме энергии, главным образом, фосфатных связей АТФ; эта энергия в дальнейшем будет использована для реакций анаболизма и других нужд организма.

Для поддержания жизни каждый организм нуждается в постоянном притоке веществ и энергии. Процесс поступления веществ и энергии в организм называют питанием. Вещества, необходимые для жизни организма называются питательными веществами.

Живые организмы в соответствии с природой необходимых им питательных веществ можно разделить на две группы: автотрофные и гетеротрофные организмы.

Автотрофные организмы нуждаются только в простых питательных веществах; из них они синтезируют все сложные органические молекулы, необходимые для их роста и воспроизводства. Гетеротрофные организмы нуждаются для питания в сложных органических веществах.

Все зеленые высшие растения автотрофны. Питательными веществами для них служат микроэлементы, диоксид углерода, вода, нитрат – ионы, сульфат – ионы и фосфат – ионы. Эти неорганические соединения поставляют растению углерод, азот, кислород, водород, серу и фосфор, из которых построено большинство компонентов тканей (белки, липиды, углеводы, нуклеиновые кислоты и др.). Первоисточниками энергии для синтеза органических веществ растениями служит Солнце.

Следует подчеркнуть, что не все клетки зеленого растения автотрофны. Например, клетки листа – автотрофны, клетки корней и клубней – гетеротрофны. Более того, на свету клетки листьев – автотрофны, а в темноте они ведут себя как гетеротрофы. В период прорастания семян росток питается гетеротрофно за счет накопленного в них запаса органических веществ.

Животные организмы – гетеротрофны; они получают углерод, азот, кислород, водород, серу и фосфор, а также энергию из готовых органических молекул, составляющих их пищу. В состав пищи человека и животных входят белки, жиры, углеводы, минеральные вещества и другие, жизненно важные компоненты. Чтобы пищевой рацион человека был адекватным и сбалансированным соотношение белков, жиров и углеводов в нем должно быть по массе 1:1:4.

Суточная потребность в энергии взрослого человека в зависимости от возраста и интенсивности выполняемой работы колеблется в пределах 2500-4000 килокалорий (ккал). Например, для взрослого человека при средней по утомляемости работе (механизированный труд) требуется суточный рацион в 3000 ккал.

В суточном рационе человека 15 % калорийности должно удовлетворяться за счет белков, 30 % - за счет жиров и 55 % - за счет углеводов. При этом из общего количества белков не менее половины должны составлять белки животного происхождения; из общего количества жиров 75-80 % должны составлять жиры животного происхождения и 20-25% - жиры растительного происхождения.

В организме человека в среднем при окислении 1г белков выделяется 4,1 ккал (17,2 кДж), 1г жиров – 9,3 ккал (38,9 кДж) и 1г углеводов – 4,1 ккал (17,2 кДж). При расчете энергетической ценности выпускаемых промышленностью пищевых продуктов условно принимают, что при окислении в организме 1г белков и 1г углеводов выделяется по 4 ккал, 1г жира – 9 ккал.

Химическая термодинамика изучает химические реакции и физико–химические процессы с помощью термодинамических методов; она исследует возможности, направление, предел самопроизвольного протекания химического процесса в данных условиях и условиях равновесия химических реакций. Термодинамические представления применяются и в исследованиях живых организмов. Область науки, занимающаяся изучением трансформации энергии в живых организмах, называется биоэнергетикой.

С помощью термодинамики можно предсказать максимальную работу, которую можно получить в определенном процессе, определить состояние равновесия, максимально возможные выходы, оптимальную температуру и давление для данной реакции, выбрать наиболее подходящий растворитель и т.д. Термодинамика может ответить на вопрос о том, будет ли данная химическая реакция протекать преимущественно в желаемом направлении, но она ничего не может сказать о том, какое время требуется для этого или каков путь (механизм), по которому пойдет такая реакция. Скорость и механизмы реакций рассматривает кинетика. Термодинамика изучает в основном конечные, то есть равновесные состояния; тогда как кинетика – промежуточные.

В термодинамике, как и в других научных дисциплинах, имеются свои понятия, термины и величины. Познакомимся с важнейшими из них.

В зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой термодинамические системы делятся на три типа: изолированные, замкнутые, открытые. Изолированная система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Замкнутая (закрытая) система может обмениваться с окружающей средой энергией, но не может обмениваться веществом. Открытая система обменивается с окружающей средой и энергией и веществом. Систему вода – пар, ограниченную стенками сосуда Дьюара можно, с некоторой степенью приближения, считать изолированной системой, поскольку ее теплообмен с окружающей средой и растворимость материала стенок сосуда в воде незначительны. Живые организмы и их клетки являются открытыми системами.

Состояние системы определяется совокупностью ее свойств и описывается параметрами состояния (температура, объем, давление и др.). Изменение какой – либо из этих величин указывает на изменение состояния системы.

Состояние системы, при котором воздействие системы на окружающее пространство такое же, как и действие последнего на систему называют термодинамическим равновесием. При термодинамическом равновесии взаимное действие отдельных частей внутри системы также уравновешено. Процессы, протекающие в живых организмах, никогда не достигают состояния истинного термодинамического равновесия.

Переход системы из одного состояния в другое, то есть изменение любого из параметров, описывающих состояние системы, называется термодинамическим процессом. Термодинамические процессы могут быть обратимыми и необратимыми. В случае обратимости процесса возможно возвращение системы к исходным параметрам через те же промежуточные равновесные состояния, по которым совершался процесс в прямом направлении. Процессы, протекающие в живых организмах, являются необратимыми. Обратимые и необратимые процессы, протекающие при постоянной температуре, называются изотермическими, при постоянном давлении – изобарическими и при постоянном объеме – изохорическими.

Количественной мерой определенного вида движения материи при ее превращениях из одного вида в другой служит энергия. Являясь характеристикой движения материи, энергия всегда определяет способность системы совершать работу. Различают несколько видов энергии.

Энергетические превращения в живых организмах происходят, в основном, в пределах описанных четырех видов энергии.

Исследования по взаимным превращениям различных форм энергии позволили сформулировать фундаментальные законы (начала) термодинамики. Для объяснений трансформации энергии в живых организмах важное значение имеют первый и второй законы термодинамики.
8.2.2. Первый закон (начало) термодинамики
Первый закон термодинамики широко известен как закон сохранения энергии. Он формулируется следующим образом: если в изолированной системе протекает какой-либо процесс, полная энергия системы остается постоянной; если в неизолированной системе протекает процесс, связанный с обменом энергии между системой и окружающей средой, изменение энергии системы, не считая знака, точно равно изменению энергии окружающей среды. Из этого закона следует, что невозможно существование изолированной системы, энергия которой возрастала бы в результате протекающих в ней процессов. Нельзя сконструировать устройство для получения энергии из ничего.

Первый закон термодинамики справедлив и для живых организмов. Специальными опытами, проведенными на человеке и животных, было установлено, что количество энергии, поглощенное за сутки животным организмом вместе с питательными веществами, равно выделенной за это время теплоте. Следовательно, сами по себе живые организмы не являются независимыми источниками какой – либо новой формы энергии.

Первичным источником энергии в животном организме для производства всех видов работы является химическая энергия пищевых веществ (белков, жиров, углеводов), выделяющаяся при их окислении. Для растений первичным источником энергии является энергия солнечного света, запасаемая в процессе фотосинтеза. Эта же энергия используется и животными организмами, поедающими растения.

Обмен энергией между системами или между системой и окружающей средой может осуществляться в форме работы или тепла. Под работой, которую одна система передает другой, в термодинамике чаще всего подразумевается механическая, но это может быть также и работа электрическая, химическая, магнитная и т. п.

Математически первый закон термодинамики записывается так:
∆ U = Q + A
Словесная формулировка этого уравнения будет следующая: изменение внутренней энергии системы ( ∆ U ) равно алгебраической сумме тепла ( Q ), переданного в процессе, и совершенной работы (А ).

Внутренняя энергия ( U ) представляет собой сумму всех видов энергии системы ( механической, тепловой, химической, электрической и пр. ). Абсолютная величина внутренней энергии системы измерению не поддается, но можно определить изменение внутренней энергии ( ∆U ) при переходе из одного состояния ( U₁ ) в другое ( U₂ ):

( ∆ U = U₂ – U₁). Другими словами, изменяем ли мы энергию сразу или постепенно в несколько стадий, прямым или косвенным путями, величина ∆ U остается постоянной.

Химические реакции и процессы часто сопровождаются поглощением или выделением тепла, которое согласно первому закону термодинамики, может служить мерой изменения внутренней энергии системы (∆ U = Q). Например, тепло, поглощенное системой внутри калориметрической бомбы при постоянном объеме ( Q_v ) является прямой мерой изменения внутренней энергии (Q_v = ∆ U).

Чтобы, измерить ∆ U при сгорании химического вещества, нужно поместить это вещество в калометрическую бомбу вместе с газообразным кислородом и поджечь смесь с помощью электрической искры. В этом случае бомба будет выделять в окружающую среду тепло. Калориметр позволяет измерить Q_v и, следовательно, ∆ U в ходе реакции.

Химические и биохимические реакции значительно чаще протекают при постоянном давлении (обычно равном атмосферному), чем при постоянном объеме. Поэтому для упрощения расчета изобарических процессов была введена функция состояния термодинамической системы, называемая энтальпией (теплосодержанием). Энтальпия ( Н ) системы равна сумме ее внутренней энергии и произведения объема ( V ) на давление ( P ):
H = U + PV
Обычно определяют не абсолютную величину энтальпии, а ее изменение в результате процесса или реакции, которое выражают уравнением:
∆H = ∆U + P ∆V
Как правило, энтальпию относят к одному молю вещества и выражают Дж · моль^-1.

В связи с тем, что при биохимических реакциях изменение объема чаще всего бывает незначительно, величина P ∆V тоже мала, то ей обычно пренебрегают, принимая ∆H = ∆U, то есть изменение энтальпии практически равно изменению внутренней энергии системы.

Принято, что положительное значение энтальпии (+∆H) указывает на поглощение тепла в ходе процесса или реакции, а отрицательное (-∆H) – на его выделение. Если термодинамический эффект реакции характеризуют через величину тепловой энергии Q, то знаки меняют на противоположные. Следовательно, если в результате реакции происходит выделение тепла (+ Q), то энтальпия системы уменьшается, а при его поглощении из внешней среды

(- Q) она увеличивается. Реакции при которых происходит выделение тепла, называют экзотермическими, а те, при которых тепло поглощается из внешней среды – эндотермическими.

В связи с тем, что энтальпия, подобно внутренней энергии, является функцией состояния, ее изменение зависит только от начального и конечного сотояния системы, а не от путей перехода или последовательности химических реакций. Это правило, называемое правилом Гесса, позволяет вычислить тепловые эффекты таких химических и биохимических превращений, для которых известны только исходные соединения и конечные продукты, а промежуточные стадии еще не исследованы.

Если внутренняя энергия вещества, находящегося в изолированной системе, полностью превращается в тепловую и при этом сиситема не совершает никакой работы, то эту энергию можно определить по количеству выделившегося тепла, то есть по теплоте сгорания. Теплота сгорания имеет важное значение как для химиков, так и биохимиков из-за известной аналогии между химическим процессом горения и окислением веществ в живых организмах. Теплоты сгорания определяют при помощи особого прибора – калориметрической бомбы.

Приводим теплоты сгорания некоторых соединений, имеющих важное биохимическое значение ( кДж · моль^-1 ):

Аланин	1634	Пальмитиновая кислота	9796
Глицерин	1663	Пировиноградная кислота	1144
Галактоза	2807	Сахароза	5661
Глюкоза	2807	Стеариновая кислота	11359
Лактоза	5661	Этиловый спирт	1379
Мальтоза	5661	Янтарная кислота	1492

8.2.3. Второй закон (начало) термодинамики

Существует несколько эквивалентных формулировок второго закона из которых приводим формулировку по Льюису: «Каждый спонтанно протекающий процесс способен совершать работу; для обращения такого процесса необходимо затратить работу». Следовательно, если в системе совершилась работа, то для того, чтобы вернуть систему в исходное состояние, необходимо ввести энергию извне, поскольку часть первоначальной энергии необратимо перешло в тепло.

Возможность прогнозировать протекания термодинамических процессов, их направление и предел могут такие параметры состояния, как свободная энергия и энтропия.

Свободная энергия (G) – это та часть внутренней энергии системы, которая может быть использована для совершения работы.

Энтропия (S) означает «внутреннее изменение» или «внутреннее превращение» – это упорядоченность системы, которая в различных случаях может проявляться по – разному; это мера рассеивания, деградации энергии, а также мера необратимости. Низкая энтропия соответствует высокой степени структурной организации; увеличение энтропии соответствует увеличению разупорядоченности ( беспорядка ).

Энтропия – это показатель состояния системы. Она представляет собой отношение Q/T, где Т – абсолютная температура. Для того, чтобы узнать может ли данная обратимая реакция протекает в закрытой системе, необходимо прежде всего определить величину Q/T данной реакции или данного превращения. Если энтропия положительна (Q/T > 0), то реакция может протекать самопроизвольно, если Q/T = 0, то система находится в равновесии, а если отношение Q/T < 0, то в закрытой системе процесс может протекать лишь в обратном направлении. Все вещества также обладают энтропией.

Приводим величины энтропии (кДж  моль^-1·град^-1) некоторых веществ при 298,15°К:

Вода ( ж )	70	Аспарагин ( тв )	175
Вода ( г )	189	Глицерин ( тв )	109
Водород ( атом, г )	114	Мочевина ( тв )	145
Водород ( молекула, г )	131	Сахароза ( тв )	360
Глюкоза (тв )	212	Уксусная кислота (Ж )	159
Диоксид углерода ( г )	241	Фумаровая кислота ( тв )	166
Кислород ( молекула, г )	205	Этанол ( ж )	159

Значение величин энтропии позволяет производить энергетическую характеристику различных химических и биологических процессов. Например, при окислении моля глюкозы образуется шесть молей диоксида углерода и шесть молей воды, суммарная энтропия которых (см. приведенные величины энтропии) превышает энтропию моля глюкозы. Следовательно, при окислении глюкозы происходит возрастание энтропии, обесценение энергии.

В обратимом изотермическом процессе изменение энтропии равно тепловому эффекту процесса, деленному на абсолютную температуру:

∆S = ∆Q/T. При самопроизвольных превращениях в закрытых системах энтропия возрастает ( ∆S >0 ); в системах, находящихся в состоянии равновесия ∆S = 0.

Живые организмы представляют собой открытые системы; реакции обмена веществ в них никогда не достигают состояния истинного равновесия. Равновесие – это смерть для всего живого. Жизнь – это устойчивое динамическое неравновесие и упорядоченное состояние вещества.

Термодинамическое состояние живого организма можно охарактеризовать как стационарное, когда притоку веществ и энергии в клетку соответствует определенная скорость их оттока. Исходя из этого, второй закон термодинамики применительно к живым организмам может быть сформулирован следующим образом: при любом процессе сумма изменения энтропии системы и окружающей среды должна быть положительной (∆S_сист. + S _среды > 0). В самой системе энтропия может убывать, но этот процесс должен сопровождаться повышением энтропии окружающей среды так, что суммарная энтропия возрастает. Таким образом, живые организмы создают и поддерживают присущую им упорядоченность за счет внешней среды, степень упорядоченности которой в результате этого уменьшается.

Изменения свободной энергии, энтальпии и энтропии в химических реакциях, протекающих при постоянной температуре и постоянном давлении, то есть в условия характерных именно для биологических систем количественно связаны друг с другом следующим уравнением:
∆G = ∆Н – Т ∆S,
где ∆G – изменение свободной энергии системы (изменение химического потенциала), ∆Н – изменение ее энтальпии, Т – абсолютная температура, при которой протекает процесс, и ∆S – изменение энтропии. В честь американского физика свободную энергию называют также свободной энергией Гиббса. Если ∆G данной реакции отрицательное, то реакция может протекать самопроизвольно (спонтанно), если ∆G = 0, то система находится в равновесии, а если ∆G положительное, то для осуществления реакции необходимо затратить какое – то количество энергии.

Реакции и процессы, при которых происходит уменьшение свободной энергии (∆G<0), называются экзергоническими. Такие реакции обычно сопровождаются выделением тепла, то есть переходом части химической энергии в тепловую энергию. Экзергонические реакции, например, окисление, сопровождаются возрастанием энтропии. Реакции и процессы, идущие с увеличением свободной энергии (∆G > 0), называются эндергоническими и могут совершаться только при поглощении энергии извне. Обычно они сопровождаются поглощением тепла.

Изменение свободной энергии зависит не только от изменения внутренней энергии и энтропии, но также от температуры и концентрации реагирующих веществ. Поэтому расчет величины ∆У в биохимии проводят для определенных, стандартных условий, когда концентрация реагирующих веществ составляет 1 моль/литр, температура 25˚С (298,15˚К). Величину ∆G данной реакции, для таких условий, обозначают символом ∆G˚ и называют стандартным изменением свободной энергии, или стандартным изменением химического потенциала.

Величина ∆G˚ зависит от рН среды, так как с изменением рН меняется соотношение ионизированных и неионизированных форм того вещества, которое подвергается превращению. От рН зависит степень ионизации и многих других компонентов клетки. В биохимической энергетике в качестве стандартного принимается рН 7,0, что примерно соответствует концентрации водородных ионов в клетке. Изменение стандартной свободной энергии при рН 7,0 обозначают символом ∆G˚^´.

Приводим величины ∆G˚^´ (кДж·моль^-1) некоторых биохимических реакций при рН 7,0 и температуре 25˚С:

Глицерол – 1 – фосфат + Н2О → Глицерол + Н3РО4	- 9
Глюкозо – 6 – фосфат + Н2О → Глюкоза + Н3РО4	- 14
Фруктозо – 6 – фосфат + Н2О → Фруктоза + Н3РО4	- 16
Лактоза + Н2О → Глюкоза + Галактоза	- 16
Мальтоза + Н2О → Глюкоза + Глюкоза	- 15
Глюкозо – 1- фосфат → Глюкозо – 6 – фосфат	- 7
Глюкоза + 6 О2 → 6 СО2 + 6 Н2О	- 2874
Пальмитиновая кислота + 23 О2 → 16 СО2 + 16 Н2О	- 9796

8.2.4.Принципы расчетов изменения свободной энергии (∆G˚)

Наиболее просто можно рассчитать значение ∆G˚ по величинам констант равновесия химических реакций. Зависимость ∆G˚^´ от константы равновесия реакции в общем виде может быть выражена следующим уравненим:

На основании этой формулы попытаемся определить, может ли протекать самопроизвольно катализируемая ферментом фосфоглюкомутазой реакция превращения глюкозо-1-фосфата в глюкозо-6-фосфат. Константа равновесия этой реакции при рН 7,0 и 25˚С равна 19. Подставив числовые значения в приведенное выше уравнение, получим, что при рН 7,0 ∆G˚^´= -7кДж · моль^-1. Установив, что изменение стандартной свободной энергии в этой реакции отрицательно, в стандартных условиях реакция превращения глюкозо-1-фосфата в глюкозо-6-фосфат под действием фермента фосфоглюкомутазы будет протекать самопроизвольно.

Важно напомнить, что константа равновесия выражается отношением произведения молярных концентраций продуктов реакции к произведению молярных концентраций исходных соединений в момент достижения равновесия. Также известно, что ферменты (равно и другие катализаторы) не могут смещать равновесие реакции, а могут лишь изменять ее скорость. Поэтому константы равновесия в присутствии катализаторов на изменяются. Однако, значения ∆G˚^´ в зависимости от величины константы равновесия изменяются весьма значительно. Во всех случаях, когда K´_eq > 1, значение ∆G˚^´ будет отрицательным и реакция может протекать самопроизвольно (в прямом направлении), а при K´_eq < 1 значение ∆G˚^´ - положительное и самопроизвольно будет протекать обратная реакция, а для прямой реакции необходима доставка энергии за счет какого – либо источника.

Многие биохимические реакции и процессы сопровождаются переносом электронов, в результате чего изменяются окислительно- восстановительные потенциалы реагирующих систем и величины этих изменений можно измерить. Для вычисления величины стандартного изменения свободной энергии реакции, когда взаимодействуют между собой две окислительно – восстановительные пары с известными стандартными окислительно – восстановительными потенциалами, используют следующее уравнение:

∆G˚^´= - n F ∆E_o´ ,
где ∆G˚^´ - стандартное изменение свободной энергии, n – число переносимых электронов в результате реакции, F – число Фарадея (96406 Дж · В^-1 ) и ∆E_o´- разность стандартных окислительно – восстановительных потенциалов акцептора и донора электронов.

Если мы будем рассчитывать величину изменения стандартной свободной энергии при переносе пары электронов (син. Пары водородов ) от восстановленного НАДH (E_o´ = -0,32 В) на молекулярный кислород (E_o´ = 0,82 В ), то есть через всю систему переносчиков, называемую дыхательной цепью, то в соответствии с уравнением получим:

Для определения величины ∆G˚ используют также расчеты, основанные на изменениях энтальпии и энтропии в результате реакции. К настоящему времени определены энтропии многих веществ в стандартном состоянии ( S˚ ) , то есть при 298,15 ˚К, а также изменение энтальпии (∆Н) при реакциях образования данного соединения из простых веществ, когда каждое из этих веществ находится в стандартном состоянии.

Изменение стандартной энергии исходя из этих данных рассчитывают по формуле:
∆G˚ = ∆Н˚ - Т ∆ S˚,
где ∆Н˚ = ∆Н˚_{продуктов} - ∆Н˚_{реагентов} и ∆ S˚ = ∆ S˚_{продуктов} - ∆ S˚_{реагентов} .

Для примера рассчитаем по этой формуле ∆G˚ для реакции соединения водорода с кислородом при дыхании:

∆ S˚ = - 163 Дж · моль^-1 град^-1, отсюда

∆G˚ = - 286 кДж – ( - 49 кДж ) = - 235 кДж моль^-1
Следовательно, процесс окисления моля водорода половиной моля кислорода при дыхании сопровождается значительным уменьшением свободной энергии. Таким образом, расчеты ∆G˚, основанные на изменениях окислительно – восстановительных потенциалов и на изменениях энтальпии и энтропии для одного и того же процесса соединения водорода с кислородом при дыхании показали одну и ту же закономерность – значительное уменьшение свободной энергии.

Условия в живой клетке отличаются от стандартных. Концентрация реагирующих веществ в ней обычно меньше, чем 1 моль/литр, давление разнится от атмосферного, температура отличается от 25˚С. Отсюда следует, что при физиологических условиях, характерных для живой клетки, значение ∆G˚ будет значительно меньшим, чем при стандартных условиях; возможности самопроизвольных превращений при относительно низких концентрациях веществ будут, по сравнению со стандартными условиями, значительно большими.

В настоящее время представление о биологическом окислении основывается на классических теориях так называемой “активации” кислорода А. Н. Баха и О. Варбурга и “активации” водорода В. И. Палладина и Г. Виланда.

А. Н. Бах полагал, что молекулярный кислород вступает в реакцию с легко окисляемым соединением и дает перекись ( кислород активируется ). Затем происходит перенос активного кислорода с перекиси на другие молекулы, не реагирующие с молекулярным кислородом. Он считал, что в этом процессе принимает участие система ферментов, состоящая из оксигеназы и пероксидазы. Процесс можно представить следующим образом:

О

Оксигеназа + О=О → оксигеназа

О

^{перекись}

О

Оксигеназа + Субстрат Субстрат + Оксигеназа.

О. Варбург, открывший фермент цитохромоксидазу («дыхательный фермент Варбурга»), показал, что активирование кислорода происходит не за счет образования перекисей, а путем переноса на него электронов (е):

Принципиально иной подход к расшифровке механизмов реакции биологического окисления был сделан В. И. Палладиным, а вслед за ним – Г. Виландом. В. И. Палладин впервые высказал идею о том, что биологическое окисление есть перенос водорода от окисляемого вещества на кислород или другое соединение, то есть окисление может происходить и без участия кислорода. Г. Виланд подтвердил теорию В. И. Палладина на примере окисления этанола в ацетальдегид, а последнего в ацетат, показав, что окисление идет путем дегидрирования при отсутствии кислорода:

1.СН₃ СНО + Н₂О → СН₃ С ОН

Н

^{Ацетальдегид Гидратная форма ацетальдегида}


ОН

2.СН₃ С ОН + МС → СН₃ СООН + МС•Н₂ , Н

где МС – метиленовая синь (окрашена в синий цвет), МС•Н_2- - восстановленная форма метиленовой сини (бесцветное соединение).

Теория «активации» водорода В. И. Палладина и Г. Виланда – суть, которой состоит в дегидрировании субстратов – положена в основу современного состояния вопроса о механизме биологического окисления.

Остановимся на понятиях окисления и восстановления. Под окислением понимают реакции, в результате которых происходит отдача электронов (е) или одновременно электронов и протонов (атомов водорода), либо присоединение кислорода. Обычно окисляемый субстрат рассматривают как донор водорода или электронов. Процесс обратимый окислению называют восстановлением. Вещества, способные присоединять электроны (либо электроны и протоны) называют окислителями, а вещества способные отдавать электроны (либо электроны и протоны) называют восстановителями.

В биохимии для обозначения передаваемого от донора к акцептору одного электронного эквивалента (электрона, либо электрона и протона и др.) часто используют термин восстановительный эквивалент. Этот термин ничего не говорит о том, что именно передается – электрон как таковой, водородный атом, гидрид – ион (Н^-) или же передача происходит в реакции с кислородом, приводящей к образованию окисленного продукта.

Способность восстановителя отдавать электроны окислителю выражается величиной окислительно–восстановительного потенциала (стандартного восстановительного потенциала), или редокс – потенциала.. Редокс – потенциал определяют измерением электродвижущей силы (э. д. с.) в вольтах, возникающей в полуэлементе, в котором восстановитель и окислитель, присутствующие в концентрациях равных 1 моль/литр при 25^оС и рН 7,0 находятся в равновесии с электродом, способным принимать электроны от восстановителя и передавать их окислителю.