7 Медицинская биофизика 97

Однако впоследствии расчеты показали, что если бы каждое соударение приводило к реакции, то скорости реакций были бы в 10²—10⁶ раз выше реально существующих. Отсюда возникло представление, что лишь часть соударений приводит к осуществлению реакции. Для того чтобы при столкновении произошла реакция, необходимо, чтобы сталкивающиеся молекулы обладали некоторым запасом кинетической энергии, не ниже некоторого уровня Е_а, называемого энергией активации.

Молекулы обладают потенциальной и кинетической энергией. Потенциальная энергия представляет собой энергию движущихся по орбитам электронов. Эту энер­гию можно считать электронной или химической, по­скольку она выделяется при химических реакциях. Помимо этого, молекулы обладают кинетической энер­гией теплового хаотического движения, складывающейся из энергии поступательного, колебательного и враща­тельного движений.

Из квантовой физики известно, что самопроизвольная химическая реакция связана с понижением уровня потенциальной энергии реагирующих молекул. Если по оси абсцисс отложить время, которое будет характеризовать фазы каждого элементарного акта реакции, или расстоя­ние между реагирующими молекулами — координату реакции, а по оси ординат — потенциальную энергию мо­лекул, то уровень Е₂ будет соответствовать энергии ис­ходных продуктов реакции, а более низкий уровень Е₁ — энергии конечных продуктов (рис. 13). В процессе акта реакции электроны реагирующих частиц переходят на более низкий энергетический уровень, в результате чего потенциальная энергия частиц понижается. Однако при сближении реагирующих частиц их потенциальная энергия уменьшается не сразу. Для того чтобы произош­ла реакция, чтобы произошло образование общих элек­тронных пар реагирующих частиц, их потенциальная энергия должна вначале возрасти, т.е. реагирующие ча­стицы вначале должны получить энергию. Это связано с тем, что вначале при сближении частиц их одноименно заряженные электронные оболочки испытывают отталки­вание. На преодоление этого отталкивания необходима затрата энергии. Энергия, необходимая для преодоления сил отталкивания электронных оболочек при сближении реагирующих частиц, и будет энергией активации. Энергия активации представляет энергетический барьер для

98

Рис. ИЗ. Схема изменения потенциальной энергии молекул в процессе

химической реакции.

Е_а— энергия активации прямой реакции; E_a^-—энергия активации обратной реакции; Е_x — энергия, выделяющаяся (поглощающаяся) при реакции.

частиц, вступающих в реакцию. Обычно активация мо­лекул происходит за счет кинетической энергии их по­ступательного, колебательного и вращательного движе­ний, но может быть вызвана и поглощением квантов лучистой энергии, что бывает при фотохимических ре­акциях.

После того как реагирующие частицы достаточно сблизились, их электронные облака достаточно деформи­ровались и перекрылись, происходит образование общих электронных пар — химической связи. На этом втором этапе акта химического превращения потенциальная энергия реагирующих частиц уже понижается и происхо­дит выделение избыточной энергии. Как следует из рис. 13, выделяющаяся при этом энергия суммируется из энергии активации и энергии химической реакции, оп­ределяемой разностью энергетических уровней исходных и конечных продуктов реакции.

Сближенное состояние реагирующих частиц, когда они обладают максимумом потенциальной энергии, на­зывается активированным комплексом. Активированный комплекс образуется при каждом акте химического пре­вращения и представляет собой промежуточное состоя­ние между исходными и конечными продуктами реакции. При распаде активированного комплекса образуются продукты реакции.

7* 99

Так, реакция замещения типа АВ+С—>АС+В протекает с образованием активированного комплекса по схеме:

В ходе такой реакции происходит перераспределение энергии. Активированный комплекс образуется в результате поглощения энергии активации +Е₁, а распад его сопровождается выделением энергии — Е₂ ,суммирующейся из ранее поглощенной энергии активации и вы­деляющейся энергии химической реакции, обусловлен­ной понижением энергетического уровня валентных электронов.

Таким образом, чтобы молекулы могли вступить в реакцию, они должны обладать определенным запасом кинетической энергии. Химическая реакция происходит только в том случае, если молекулы за счет своей кинетической энергии сумеют преодолеть энергетический барьер отталкивания электронных облаков. Поэтому не всякое столкновение реагирующих частиц приводит к химической реакции. К реакции приводит лишь столкновение частиц, обладающих кинетической энергией, кото­рая не меньше энергии активации. Чтобы отразить дан­ное положение математически, необходимо определить долю активированных молекул в их общем количестве и подставить ее в уравнение (5).

Не все реагирующие молекулы обладают одинаковой кинетической энергией. Молекулы находятся в беспрестанном хаотическом движении и испытывают столкно­вения друг с другом, которые имеют случайный харак­тер. В результате этого одни молекулы приобретают бо­лее высокую скорость движения, другие — менее высокую. При установлении равновесия в системе имеется устойчивое, независимое от времени распределение молекул по скоростям, а следовательно, и по энергиям. Это распределение описывается кривой Максвелла — Больцмана: отношение количества молекул п , обладающих энергией Е, к общему количеству молекул N равно

(6)

100

Рис. 14. Распределение молекул по энергиям гари двух температурах

(Т₁ меньше, чем Т₂).

По оси абсцисс отложена кинетическая энергия Е_k молекул; по оси орди­нат — количество молекул п, обладающих данной энергией; Е_a — энергия ак­тивации.

где R — газовая постоянная; Т — абсолютная темпера­тура; е — основание натуральных логарифмов. Отноше­ние п/N представляет собой вероятность того, что данная молекула обладает энергией Е. На рис. 14 зависимость (6) изображена графически.

В ероятность того, что молекула обладает энергией активации Е_а, будет равна:

Ч тобы учесть, что к реакции приводит лишь столкнове­ние активированных молекул, необходимо эту вероят­ность подставить в уравнение (5):

(8)

Рис. 13 и 14 и уравнение (8) показывают, что чем боль­ше энергия активации (энергетический барьер), тем ниже значение константы скорости химической реакции. Однако, как показали исследования, не все столкно­вения даже активированных молекул приводят к реак­ции. Это связано с геометрической конфигурацией моле­кул. Реакция осуществляется лишь тогда, когда молеку­лы сталкиваются своими активными центрами, которые представляют собой такие участки молекул, где проис­ходит разрыв старых связей и образование новых. Эти участки занимают лишь некоторую часть общей поверх-

101

ности молекулы, и чем больше размер молекулы, тем меньшая доля всей поверхности будет приходиться на площадь активных центров. Для характеристики эффективности столкновений молекул вводится понятие стерического фактора. Стерический фактор р представляет со­бой вероятность столкновения молекул активными цент­рами. Для крупных молекул, например белка, р имеет небольшое значение (до 10^-5). Подставляя стерический фактор в уравнение (8), получим конечное уравнение, связывающее константу скорости, количество столкно­вений молекул, энергию активации и температуру:

(9)

Уравнение (9) называется уравнением Аррениуса, кото­рый впервые изложил эти положения в 1889 г.

Реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Однако для преодоления энергетического барьера конечные продукты должны обладать более высоким значением кинетической энергии по срав­нению с исходными продуктами. Энергия активации об­ратной реакции будет больше энергии активации прямой реакции на величину энергии химической реакции (рис. 13). В связи с этим обратная реакция идет при поглощении энергии из окружающей среды. Ее константа

скорости k будет меньше константы скорости прямой ре­акции и определится из уравнения:

(10)

где Е_х — энергия химической реакции.

Но в процессе реакции за счет повышения концентрации конечных продуктов скорость обратной реакции может сравняться со скоростью прямой реакции, что приведет к установлению химического равновесия.

Из уравнения Аррениуса следует, что скорость реак­ции зависит от температуры. При повышении темпера­туры константа скорости реакции увеличивается. Это объясняется увеличением энергии реагирующих молекул. Как указывалось в главе 2, средняя кинетическая энер­гия молекул линейно связана с абсолютной температу­рой. При повышении температуры энергия молекул уве-

₁₀₂

Рис. 15. Диаграмма Аррениуса для определения энергии активации

биологической реакции.

По оси абсцисс — обратная температура 1/Т; по оси ординат — логарифм

скорости реакции ln k.

личивается (кривая распределения сдвигается вправо по оси энергий) и число молекул, обладающих энергией ак­тивации, увеличивается.

Удовлетворительное совпадение с законом Аррениуса было найдено для реакций гемолиза эритроцитов ам­миаком и гемолитическими ядами, для реакций дена­турации гемоглобина при нагревании, реакции измене­ния ритма сердца у холоднокровных, люминесценции у бактерий и т.д.

Изучение температурных зависимостей биологиче­ских реакций имеет большое значение. Из температур­ной зависимости константы скорости можно найти энер­гию активации этой реакции. Если прологарифмируем уравнение Аррениуса по основанию е, то получим:

(11)

Между ln k и 1/T имеется линейная зависимость, кото­рая представлена на рис. 15. По углу наклона прямой можно экспериментально найти величину энергии акти­вации:

(12)

где φ —угол наклона прямой ln k—1/T к оси абсцисс. Прямая ln k—1/T может иметь перелом. Это будет сви­детельствовать о том, что данный биологический про­цесс определяется какими-то двумя реакциями с разной энергией активации. При этом в одном интервале темпе­ратур определяющей является одна реакция, а в ином интервале — другая.

103

В условиях целостного организма изменение температуры может влиять на скорость реакций как непосредственно, так и косвенным образом. Так, понижение температуры организма, как и в любой неживой систе­ме, замедляет химические реакции. На этом основано применение гипотермии в медицине. Но вместе с тем оно может ввести в действие механизмы терморегуляции, ускоряющие реакции.

В отличие от реакций, протекающих в неживых системах, большинство биологических процессов имеют температурный оптимум — интервал температур, в котором реакция протекает с максимальной скоростью. Это объясняется ферментативным характером большинства биологических процессов. В случае ферментативной ре­акции одновременно действуют два различных фактора, определяющих влияние температуры: с одной стороны, увеличение скорости самой реакции; с другой — повыше­ние скорости деструкции фермента при нагревании, что обусловливает непрерывное уменьшение концентрации активного фермента. Оптимальная температура зависит от соотношения между влиянием температуры на ско­рость самой ферментативной реакции и ее влиянием на скорость инактивации фермента.

В лияние температуры на скорость биологических процессов часто оценивают с помощью температурного коэффициента Q₁₀ Вант-Гоффа. Он показывает, во сколько раз ускоряется процесс при повышении температуры на 10 °С:

(13)

где v_T — скорость процесса или величина какого-либо физико-химического показателя процесса при температуре Т; v_T+10 — то же самое при температуре T+10°.

Температурный коэффициент зависит от природы протекающих реакций. Для физических процессов он немногим отличается от единицы: диффузия — 1,1 — 1,2; электропроводность — 1,2 — 1,3. Для ферментативных ре­акций Q₁₀ имеет величину около 1,7, а для химических процессов — 2 — 4.

Живые организмы не всегда выдерживают изменение температуры на 10 °С. Поэтому для определения температурного коэффициента берут меньший температурный

104

^{интервал и пересчитывают полученные результаты}

_{на 10 °С.}

По величине температурного коэффициента биологического процесса можно судить о природе протекающих реакций, а также о разделении процесса на стадии и о механизме этих стадий. Так, А. Ф. Самойлов установил, что (процесс возбуждения в нерве имеет Q₁₀=1,7, что характерно для ферментативных реакций. Для проведе­ния же возбуждения от концевых пластинок нерва к мышце получен коэффициент 2,5—2,7, характерный для химических процессов.

Зная температурный коэффициент, можно определить энергию активации реакции, которая связана с ним соотношением:

(14)

1

Из уравнения (14) следует, что энергия активации и логарифм температурного коэффициента связаны линейной зависимостью. Следовательно, реакции, имеющие более высокую энергию активации, будут иметь более выраженную температурную зависимость.

Энергии активации большинства биологических процессов — того же порядка, что и для химических реакций. Они группируются в основном у трех величин: 8, 12, 18 ккал/моль. Энергии активации процессов разрушения структур различными токсическими факторами очень велики — порядка 150 ккал/моль, что способствует устойчивости клеток к повреждающим воздействиям.

ЗНАЧЕНИЕ ФЕРМЕНТОВ В БИОЛОГИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ

В нормальных условиях между ферментом и субстратом устанавливается химическая связь — образуется ак­тивированный комплекс — фермент-субстратный комп­лекс. Под действием фермента конфигурация электрон­ного облака реагирующей молекулы изменяется так, что облегчается ее вступление в реакцию. Энергия актива­ции реакции при этом понижается. Катализаторы, в том числе и ферменты, не способны вызвать реакции, невоз­можные по термодинамическим условиям. Они только ускоряют обычно медленно идущие реакции в результате понижения энергии активации, необходимой для осу­ществления данной реакции (рис. 16).

₁₀₅

Рис. 16. Энергия активации неферметативной (A), ферментативной одноступенчатой (Б) и ферментативной многоступенчатой (В) реак­ций. Е_а— энергия активации; Е_х — энергия, выделяющаяся при реакции.

В 1949 г. Чанc показал, что большинство ферментативных реакций представляет собой многоступенчатый процесс. Весь суммарный ферментативный процесс раз­бивается на ряд составляющих его стадий, каждая из которых характеризуется относительно небольшой энер­гией активации, поэтому многоступенчатый катализ об­ладает существенными преимуществами по сравнению с одноступенчатым (рис. 16,B).

При действии ферментов благодаря уменьшению энергии активации увеличивается количество активированных молекул, что приводит к ускорению реакции. На­пример, реакция разложения перекиси водорода на воду и кислород

2Н₂0₂ —>2Н₂0 + 0₂

при отсутствии катализатора имеет энергию активации 18 ккал/моль. При действии фермента каталазы энергия активации снижается до 5,5 ккал/моль. Интересно, что под влиянием ферментов энергия активации реакций снижается значительно больше, чем при действии неорганических катализаторов. Например, энергия активации гидролиза сахарозы при действии кислот равна 25,6 ккал/моль, а при действии амилазы — 11 ккал/моль. Ферментативные реакции подчиняются общим закономерностям кинетики химических реакций.

106

Зависимость скорости v ферментативной реакции от концентрации С субстрата выражается уравнением Михаэлиса — Ментен:

( 15)

где v₀ — максимальная скорость реакции в условиях насыщения фермента; k — константа. Из уравнения (15) следует, что при повышении концентрации субстрата скорость реакции возрастает и приближается к некоторому постоянному значению, характерному для полного свя­зывания фермента субстратом.

Помимо зависимости от концентрации субстрата, имеется зависимость скорости ферментативного катализа от ряда других факторов: наличия ингибиторов или актива­торов ферментов, наличия ионов металлов, рН среды, давления, температуры и пр. Поэтому в биологических системах скорости реакций могут меняться в очень широ­ких пределах.

Как и все белки, ферменты представляют собой поливалентные ионы (см. главу 8), и их суммарный заряд зависит от величины рН. Вследствие этого и активность ферментов весьма сильно зависит от рН, причем для разных ферментов значения рН, при которых эта активность оказывается максимальной, могут быть различ­ными. Зависимость активности фермента от рН обус­ловлена рядом факторов: диссоциацией тех боковых це­пей в молекуле фермента, которые непосредственно взаимодействуют с субстратом в процессе катализа, диссоциацией субстрата, и, наконец, влиянием рН на общую конформацию молекулы фермента.

Благодаря наличию ферментов, в клетках протекают такие реакции, которые в технике или вообще невозможно осуществить, или можно осуществить в жестких ус­ловиях — при высокой температуре и высоком давлении. Ферменты уменьшают энергетический барьер, который необходимо преодолеть реагирующим молекулам, и бла­годаря этому в организмах реакции протекают в мяг­ких условиях – при нормальном давлении и при невысо­кой температуре. Поэтому исследование механизма фер­ментативного катализа представляет большой интерес и для бионики, открывая перспективы создания новых вы­сокоэффективных катализаторов для химической про­мышленности.

107

ВИДЫ БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Обмен веществ в организме протекает как сложная совокупность различных биохимических процессов. Наиболее распространенными кинетическими процессами являются последовательные, параллельные, циклические, аутокаталитические и цепные.

Последовательной реакцией можно назвать такой процесс, который протекает путем последовательного превращения одного вещества в другое по схеме:

А ——► В——►С ——►....——►D,

где A, В, С, ... D — отдельные стадии процесса. Скорость образования конечных продуктов реакции, т. е. суммарная последовательная реакция, будет определяться скоростью наиболее медленной стадии. В каче­стве примера последовательной реакции можно привести гидролиз гликогена, протекающий путем последователь­ного отщепления от исходной молекулы гликогена по одному глюкозному остатку.

Параллельными называются такие реакции, в результате которых из исходных веществ образуется несколько конечных продуктов по схеме:

С оотношение концентраций конечных продуктов будет определяться константами скоростей параллельных ре­акций k_b и k_с:

(16)Примером параллельной реакции является окисление глюкозы. Глюкоза может окисляться по гликолитическому пути до пировиноградной кислоты; дальнейшее окисление может пойти по двум параллельным путям— либо в цикле Кребса, либо в цикле гексозомонофосфата.

Большую роль в процессе обмена веществ играют различные циклические процессы. Из них наиболее важны цикл Кребса, цикл образования мочевины, цикл окисления жирных кислот. В результате циклических процессов одни вещества, вступающие в цикл, полностью превращаются в конечные вещества и исключаются из 108

цикла, другие же постоянно вращаются в цикле. Простейшей формой циклической реакции может служить ферментативная реакция, в которой фермент многократ­но проходит через свободную и связанную форму. В та­ком цикле одна молекула фермента обеспечивает пре­вращение многих молекул субстрата. Благодаря наличию циклов в организме происходит экономное использование тех веществ, которые доступны ему в ма­лых количествах. Наиболее нагляден пример с витами­нами группы б, которые входят в состав коферментов. 1 — 2 мг тиамина и рибофлавина и 10 — 20 мг никотино­вой кислоты в сутки обеспечивают превращение 400 г углеводов, 70 — 100 г жиров и 70 — 100 г белков. Под­счеты показывают, что одна молекула фермента изме­няет при этом 10³ — 10⁶ молекул субстрата в минуту.

Скорость превращения веществ в циклах — скорость вращения циклов — зависит от относительных концентраций веществ, составляющих отдельные стадии цикла. Она тем выше, чем больше отличаются отношения кон­центраций от равновесных значений.

Обычно циклы вращаются в одном направлении. Это достигается в результате наличия в цикле хотя бы одной необратимой (в биохимическом смысле) стадии. В цикле Кребса, например, такой стадией является об­разование углекислого газа.

Важную роль в некоторых процессах, происходящих в организме в норме и особенно при патологии и поражениях, играют реакции, в ходе которых образуются продукты, катализирующие данные реакции. Если роль катализаторов реакции играют конечные продукты, то такие реакции называются аутокаталитическими. Для аутокаталитических реакций характерен инкубационный период, при котором выход конечных продуктов незначителен из-за большой энергии активации. Затем инку­бационный период сменяется стремительным нарастанием скорости реакции. Конечный продукт, являясь ка­тализатором, играет роль положительной обратной свя­зи в химической системе, ускоряя процесс. По ходу реакции образуется все больше молекул продукта — ка­тализатора и реакция соответственно ускоряется.

Отличительной чертой аутокаталитических реакций является то, что они протекают не непрерывно, а периодически. Они «включаются» при возникновении соответ­ствующей потребности. Так, например, при поступлении

109

пищи в пищеварительный тракт возникает потребность в протеолитических ферментах, которая реализуется че­рез аутокаталитические реакции. Как уже отмечалось в главе 1, положительная обратная связь встречается в тех системах, где за небольшой промежуток времени необходимо достичь максимального значения выходной величины. Аутокаталитический механизм положительной обратной связи имеют большинство реакций превраще­ния проферментов в ферменты. Примером такой реак­ции является превращение трипсиногена в трипсин, где ферментом служит сам трипсин:

трипсин

трипсиноген ———> трипсин + гексапептид

Эту реакцию начинает другой менее эффективный фермент — энтерокиназа, выделяющийся при поступлении пищи в желудочно-кишечный тракт. Сразу же после образования небольшого количества трипсина реакция ускоряется и за небольшой промежуток времени весь трипсиноген превращается в активный фермент. Таким образом, благодаря аутокаталитической реакции пищеварительные ферменты приводятся в действие как раз в тот момент, когда они необходимы организму.

Большой интерес представляют цепные реакции, которые катализируются не конечными, а промежуточными продуктами реакции. Условием возникновения цепных реакций является начальная активация, которая заклю­чается в поглощении энергии молекулами и в образова­нии активных соединений — радикалов. Первичная реак­ция возникновения активных соединений может проис­ходить при действии на организм радиоактивного излу­чения, ультразвука, электрического разряда, некоторых химических веществ, в частности ядов некоторых змей. Иногда для возникновения радикалов бывает доста­точно тепловой энергии некоторых молекул, которая по­высилась за счет удачных столкновений с другими мо­лекулами. Реакция возникновения радикалов называется зарождением цепи. После зарождения цепи происходит процесс продолжения цепи: свободные радикалы всту­пают во взаимодействие с другими молекулами, отрывая от них атомы или группы атомов. Среди образовавших­ся продуктов реакции вновь возникают радикалы, кото­рые вступают во взаимодействие с новыми молекула­ми. Если на один прореагировавший радикал образу-

110

етcя несколько новых, то реакция будет разветвленной. Цепные реакции, как и аутокаталитические, имеют инкубационный период, который характеризуется невысокой скоростью из-за большой энергии активации. Затем за счет разветвления цепей может произойти ускорение реакции. При образовании большого количества радикалов они начинают рекомбинировать (попарно соединяться), в результате чего образуются устойчивые соединения, не способные продолжать дальше цепь. Скорость всего процесса определяется соотношением количества образующихся и гибнущих свободных радикалов. Обрыв цепи можно вызвать введением некоторых веществ, называемых ингибиторами радикалов. Инги­биторы взаимодействуют со свободными радикалами с образованием инертных веществ, неспособных продолжать развитие цепи.

Некоторые патологические процессы имеют, по-видимому, в своей основе подобные цепные механизмы. На­пример, после получения смертельной дозы радиоактивного облучения смерть организмов наступает не сразу. Смерть наступает через некоторый промежуток времени, достаточный, по мнению Б. Н. Тарусова, для развития цепного процесса.

Вторым аргументом в пользу цепного характера лучевого поражения является значительная зависимость реакции поражения от температуры. При понижении температуры до +2, +4°С у низших организмов можно приостановить развитие лучевого поражения. При вычислении на основе температурных зависимостей энергий активации реакций лучевого поражения и цепных реакций были получены близкие цифры.

Наконец, важным аргументом в пользу теории цеп­ных процессов лучевого поражения является тот факт, что ингибиторы радикалов при их введении в организм оказывают защитное действие при радиоактивном облучении (химическая защита).

Ряд фактов дает указания на то, что и некоторые другие патологические процессы в организме имеют цеп­ной характер, например реакции поражения, вызванные действием протоплазматических ядов (ядов некоторых змей, иприта, люизита и пр.).

Имеются доказательства, что выработка организмом антител при иммунитете описывается уравнениями кине­тики цепных реакций с разветвленными цепями.

₁₁₁

В последнее время установлено, что важную роль в разнообразных биологических процессах играют свободнорадикальные реакции. Свободные радикалы в резуль­тате наличия неспаренных электронов обладают исклю­чительно высокой химической активностью. Они рас­сматриваются как высокоактивные промежуточные продукты, образующиеся при биохимических реакциях. Основным источником свободных радикалов в организме при обменных процессах являются одноэлектронные процессы в окислительно-восстановительных реакциях. Роль радикалов как промежуточных частиц особенно велика, как указывалось, в цепных неразветвленных и развет­вленных реакциях. Особенно большое значение, по-види­мому, имеет возникновение радикальных реакций при повреждающих воздействиях: образование радикалов в тканях происходит при действии ультрафиолетового излучения, ионизирующей радиации, ультразвука (см. главы 3 и 10). Образование радикалов, которые могут вызвать зарождение цепных реакций, — одна из основ­ных причин повреждающего действия перечисленных факторов. За последнее время было получено также большое количество данных, указывающих на опреде­ленное участие свободных радикалов в процессах злока­чественного роста, что является новым перспективным направлением исследования проблемы рака.

РЕГУЛЯЦИЯ СКОРОСТЕЙ БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

На уровне химических реакций и клеток процессы жизнедеятельности имеют сложные механизмы саморегуляции. Саморегуляция обеспечивает устойчивость хи­мической системы при изменении внешних условий. Саморегуляция биохимических реакций осуществляется по общему кибернетическому принципу — с помощью прямой и обратной связи. Основное назначение механизмов регуляции — поддержание концентраций различных ве­ществ в клетках на уровне, определяемом потребностя­ми клеток.

Стационарное состояние. Стационарным состоянием реакции

называется такое состояние, при котором субстрат поступает с точно такой же скоростью, с какой он

₁₁₂

используется в реакции. Как уже отмечалось в главах 1 и 2, свойство саморегуляции присуще самим химическим реакциям в стационарном состоянии в соответствии с принципом Ле-Шателье — Брауна. При изменении внешних условий (температуры, давления, концентрации веществ и пр.) скорость реакции изменяется таким образом, чтобы по возможности устранить эффект этого изменения условий. Так, при чрезмерном увеличении концентрации продукта возрастает скорость обратной реакции, что препятствует дальнейшему росту концент­рации продукта. Наоборот, при уменьшении концентра­ции продукта (при интенсивном его использовании) в соответствии с законом действующих масс скорость об­ратной реакции понижается и выход конечных продук­тов реакции увеличивается.

Большое значение в регулировании химических ре­акций имеет проницаемость клеточных и цитоплазматических мембран. Изменение проницаемости и, следова­тельно, скорости поступления и выведения вещества эквивалентно изменению скорости какой-либо стадии превращения вещества внутри клетки, что может выз­вать переход системы на другой стационарный уровень. Изменение активности ферментов. Поскольку боль­шинство биохимических реакций катализируется фер­ментами, то наиболее эффективные механизмы регуля­ции скоростей этих реакций заключаются в изменении активности, а также концентрации ферментов.

Если имеется последовательная реакция, то между конечной и начальной стадиями этой реакции может устанавливаться обратная связь. Она заключается в том, что продукты реакции влияют на активность фер­ментов первых стадий превращения (рис. 17). Обрат­ная связь может быть положительной и отрицательной. При положительной обратной связи продукт реакции усиливает активность ферментов в первых стадиях превращения. В данном случае продукт реакции является активатором ферментов. К этому же типу можно отнести и аутокаталитические реакции, в которых продукт реакции сам является катализатором. При данном типе регулирования за счет положительной обратной связи реакции сильно ускоряется и за короткий промежуток времени достигается максимальная ее скорость.

Явление отрицательной обратной связи в химических превращениях, открытое Умбаргером в 1961 г., заклю-