Введение в биоэнергетику Методическая разработка содержание

Введение ……………………………………………………………………3

Термодинамика живых систем ……………………………………………4

Макроэргические соединения ……………………………………………..8

Энергия и работа живых систем. Этапы преобразования

энергии в живом организме ………………………………………………13

Биологическое окисление и процессы энергетического сопряжения …16

Биоэнергетика мышечной деятельности ………………………………...30

Литература ………………………………………………………………...36

Введение

Процессы жизнедеятельности связаны с постоянными затратами энергии. Энергия необходима для механической работы при сокращении мышц, для электрической работы - при генерации и передаче нервных импульсов, для осмотической работы - при секреции, ресорбции и фильтрации веществ на клеточных мембранах, для химической работы - при образовании новых химических связей между атомами в процессах биосинтеза сложных органических соединений.

Источником энергии для всех видов биологической работы служит потенциальная химическая энергия, заключенная в молекулах питательных веществ. Она высвобождается в процессе обмена веществ и преобразуется в различные виды энергии.

Изучением закономерностей преобразования энергии в живых организмах занимается термодинамика биологических систем - биоэнергетика. Методы и подходы к изучаемым явлениям, применяемые в биоэнергетике - физико-химические, объекты и задачи - биологические.

Биоэнергетика основывается на законах термодинамики. Однако, сложность и специфичность биологических структур и происходящих в них процессов обусловливают ряд различий между биоэнергетикой и энергетикой неорганического мира.

Первая особенность биоэнергетики заключается в том, что организмы – открытые системы, функционирующие лишь в условиях постоянного обмена веществом и энергией с окружающей средой.

Вторая особенность биоэнергетики связана с тем, что процессы в клетках протекают в условиях отсутствия перепадов температуры, давления и объёма; в силу этого переход теплоты в работу в организме невозможен и тепловыделение представляет невозвратимую потерю энергии. Поэтому в ходе эволюции организмы выработали ряд специфических механизмов прямого преобразования одной формы свободной энергии в другую, минуя её переход в тепло. Большая часть энергии преобразуется в форму свободной химической энергии особых соединений (макроэргических соединений), в которых она чрезвычайно мобильна, т. е. может превращаться в иные формы, в частности совершать работу или использоваться для биосинтеза с весьма высоким КПД, достигающим, например, при работе мышцы 30%.

Основным результатом развития биоэнергетики является установление единства энергетических процессов во всём живом мире - от микроорганизмов до человека.

Термодинамика живых систем

Процессы преобразования энергии в живых организмах подчиняются законам термодинамики. Согласно первому закону термодинамики, энергия не создается заново и не исчезает, а может только переходить из одного вида в другой. Живые организмы не могут ни создавать энергию из ничего, ни уничтожать ее, они могут только преобразовывать ее.

Установить возможность протекания процесса и определить направление биохимической реакции в конкретных условиях позволяет второй закон термодинамики. Согласно ему, для совершения полезной работы живой организм может использовать только часть общей энергии, содержащейся в системе. Та часть общей энергии системы, которая может быть использована с этой целью при постоянных температуре и давлении, называется свободной энергией. Соотношение между свободной энергией и общей энергией системы определяется следующим выражением, объединяющим оба закона термодинамики:

∆G = ∆Н - Т ∆S,

где ∆G - свободная энергия, которая может быть превращена а работу, ∆Н - энтальпия, являющаяся тепловым эффектом процесса. Произведение (Т.∆S) - это та часть общей энергии системы, которая не может быть использована для выполнения работы и рассеивается в виде тепла в окружающей среде. В этом произведении Т - абсолютная температура, измеряемая в градусах Кельвина (273,15 + число градусов по Цельсию), а S - термодинамическая величина, называемая энтропией (мера энергии, которую уже нельзя использовать для выполнения работы).

Для системы, находящейся в равновесии при постоянных температуре и давлении, ∆G = 0 (изоэргическая реакция). В самопроизвольной реакции, идущей с выделением энергии (экзергоническая реакция), изменение свободной энергии имеет отрицательное значение ∆G < 0. В реакциях, идущих в противоположном направлении, т. е. с поглощением энергии (эндергонические реакции), изменение свободной энергии имеет положительное значение ∆G > 0. Чем больше отрицательное значение ∆G, тем больше количество работы, которую может совершить данная система. Максимальная работа совершается, если реакция полностью обратима, но если в реакции есть необратимый этап, часть энергии рассеивается в виде тепла. Общее количество энергии, бесполезно рассеиваемой в виде тепла, определяется произведением Т^.∆S, которое служит мерой необратимости происходящей реакции.

Изменения энтропии и свободной энергии в биологических процессах связаны строгой зависимостью: увеличение энтропии при необратимой биохимической реакции сопровождается уменьшением количества свободной энергии. Все биохимические процессы протекают с уменьшением ∆G до тех пор, пока не будет достигнуто состояние равновесия, при котором изменение свободной энергии минимально, а энтропия максимальна.

Для реакций, протекающих в физиологических условиях, т.е. при постоянных температуре и давлении, изменение свободной энергии может быть вычислено следующим уравнением:

∆G = - RT ln K

где R - газовая постоянная, равная 8,319 Дж/(моль^.К), К - константа равновесия.

Изменение стандартной свободной энергии определяется числом джоулей, выделенных или затраченных при превращении одного моля реагента в один моль продукта в стандартных условиях: при 25° и рН = 7,0. Константа равновесия биохимической реакции равна произведению концентраций продуктов реакции, деленному на произведение концентраций реагентов.

Полное изменение свободной энергии может быть больше или меньше изменений стандартной энергии в зависимости от концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

Исходя из второго закона термодинамики, можно предсказать, будет ли данная реакция происходить самопроизвольно. Но нельзя предсказать, будет ли реакция, где имеет место отрицательное изменение свободной энергии, протекать с измеримой скоростью. В отсутствие ферментов она может идти очень долго.

Второй закон термодинамики налагает определенные ограничения на возможные самопроизвольные превращения энергии и поэтому позволяет с большой вероятностью предсказать, в каком направлении пойдет процесс. Согласно этому закону, все процессы идут в направлении, соответствующем возрастанию общей энтропии системы и окружающей среды. Это происходит до тех пор, пока не наступит равновесия, при котором энтропия будет иметь максимальное значение, соответствующее данным температуре и давлению.

Энтропию часто рассматривают как меру разупорядоченности системы. Если атомы в молекуле расположены упорядоченно, энтропия системы низка; при биохимических реакциях, когда молекулярная упорядоченность нарушается, энтропия системы возрастает.

Для живых организмов характерна высокая сложность биоорганических молекул и упорядоченность их внутренней структуры, поэтому их энтропия невелика. Создавать и поддерживать такую упорядоченность живые организмы могут только за счет увеличения энтропии окружающей среды. Согласно второму закону термодинамики, реакция может протекать самопроизвольно даже при увеличении энтропии, если оно компенсируется достаточно большим отрицательным изменением энтальпии.

Обмен веществ (метаболизм) в клетке состоит из непрерывно совершающихся распада сложных веществ до более простых (катаболические процессы) и синтеза более сложных веществ (анаболические процессы). Катаболические процессы являются экзергоническими, т. е. идут с уменьшением свободной энергии (∆G<0); анаболические процессы - эндергонические, они протекают с увеличением свободной энергии (∆G >0). Согласно общим законам термодинамики, экзергонические процессы могут протекать спонтанно, самопроизвольно, процессы же эндергонические требуют притока свободной энергии извне. В клетке это осуществляется благодаря сопряжению обоих процессов: одни используют энергию, освобождаемую при протекании других. Это сопряжение, лежащее в основе всего метаболизма и жизнедеятельности клетки, совершается при посредстве системы АТФ-АДФ, создающей промежуточные, обогащенные энергией соединения.

Например, синтез сахарозы из глюкозы и фруктозы происходит за счёт энергии, освобождающейся при реакции гидролиза АТФ, путём образования промежуточного активированного соединения - глюкозо-1-фосфата:

1) АТФ + глюкоза = АДФ + глюкозо-1-фосфат;

2) глюкозо-1-фосфат + фруктоза = сахароза + фосфат.

Суммарная реакция:

АТФ + глюкоза + фруктоза = АДФ + сахароза + фосфат.

Энергетический баланс процесса:

АТФ = АДФ + фосфат -29,3 кДж/моль (-7 ккал/моль) (уменьшение свободной энергии);

глюкоза + фруктоза = сахароза +23 кДж/моль (+5,5 ккал/моль) (увеличение свободной энергии).

Потеря энергии на тепло 6,3 кДж/моль (1,5 ккал/моль), т. е. КПД процесса 79%.

По такому же типу осуществляется сопряжение реакций и при синтезе других сложных соединений (липидов, полисахаридов, белков и нуклеиновых кислот). При синтезе белков и нуклеиновых кислот от АТФ отщепляется не одна концевая фосфатная группа, а две последние (пирофосфат). Таким образом, все процессы накопления (аккумулирования) энергии в организмах должны сводиться к процессам образования АТФ, т. е. фосфорилирования (включения фосфатных групп в АДФ или АМФ).

Рассмотренный пример иллюстрирует основной способ преобразования энергии в биологических системах: химическая работа совершается путем подключения к реакции, идущей с положительным изменением свободной энергии, реакции с большим отрицательным изменением свободной энергии. Путем подобного энергетического сопряжения реакций можно понизить энтропию, т. е. вызвать повышение степени упорядоченности.

Живой организм представляет собой открытую систему, поскольку он постоянно обменивается с внешней средой как веществом, так и энергией, преобразуя и то и другое. Открытые системы никогда не достигают состояния полного равновесия, находятся в стационарном состоянии, при котором скорость притока вещества и энергии соответствует скорости оттока из системы. Стационарное состояние, в котором находится живой организм, характеризуется минимальной скоростью возрастания энтропии. Чтобы поддержать это состояние, необходимы постоянный приток свободной энергии извне, а также наличие организации, позволяющей поглощать и использовать эту энергию.

Большое число важных биохимических процессов являются окислительно-восстановительными. Для характеристики таких процессов используют величину ∆Е⁰ – стандартную разность окислительно-восстановительных потенциалов для двух сопряженных пар окислитель-восстановитель, участвующих в превращении. Связь между величинами ∆G⁰ и ∆Е⁰ имеет вид:

∆Е⁰= - ∆G⁰/(nF),

где n - число электронов, переносимых от окислителя к восстановителю; F - постоянная Фарадея.

Если ∆Е⁰ положительная величина, то самопроизвольно протекает прямая реакция (∆G < 0), если величина ∆Е⁰ отрицательна, то самопроизвольно протекает обратная реакция ∆G > 0.

Величина ∆Е⁰ для любого процесса есть разность величин Е⁰ для каждой из двух окислительно-восстановительных пар:

∆Е⁰= Е⁰_Ox- Е⁰_Red

Величина Е⁰ характеризует относительные окислительно-восстановительные свойства отдельной пары.

Также как и для значения ∆G⁰, в биохимии принято пользоваться величинами ∆Е⁰, полученными для стандартного состояния, соответствующего рН=7.

Процесс окисления - это химические реакции, при которых происходит перенос электронов от окисляемого вещества (донора электронов) к восстанавливаемому веществу (акцептору электронов). Например, при окислении водорода атмосферным кислородом электроны, отщепляемые от атомов водорода, переносятся к атому кислорода, приводя в итоге к образованию воды

2Н - 2е = 2Н⁺ (окисление)

О₂ + 2е = 2О^2- (восстановление)

Н₂ + ¹/₂ О₂ = 2Н⁺ + О^2- = Н₂О (окисление - восстановление)

В химических реакциях электроны, находящиеся на высокоэнергетическом уровне в молекуле восстановителя (водорода), переходят на низко-энергетическую орбиталь в молекуле окислителя (кислорода), где они сильнее притягиваются ядрами атомов.

Способность молекулы принимать электроны оценивается по величине окислительно-восстановительного потенциала (Е). Отрицательная величина Е означает низкое сродство, положительная - высокое сродство. В биологических дисциплинах используют стандартный Е (нормальный потенциал), определяемый при Т = 25°, с = 1 моль/л, Р = 1 атм, рН = 7,0; в химии — Е⁰ (те же условия, но рН = О). Для системы Н₂/2Н⁺; Е⁰ = -0,42 В, для системы О^2-/¹/₂О₂ Е⁰ = +0,81 В. В процессе окисления перенос электронов происходит по направлению от более отрицательного к более положительному потенциалу. Электроны при отрицательном значении Е являются «высокоэнергетическими», при переходе к системе с более высоким значением Е они теряют часть своей энергии и способны произвести работу. Энергия, освобождающаяся при переносе электронов между двумя системами, прямо связана с разностью окислительно-восстановительных потенциалов между ними.

В большинстве реакций биологического окисления в качестве конечного акцептора электронов используется кислород. В этих случаях принято говорить об аэробном, или дыхательном, типе энергетики. Вместе с тем существуют окислительные реакции, где акцептором электронов является не кислород, а какие-либо другие вещества. Такие реакции относятся к анаэробному типу энергетики.