Биологическая химия - часть 32

Рис. 4.11. Энергетический механизм

ферментативной и неферментативной

химических реакций.
S - исходный субстрат; Р - продукт; ΔЕ

НФ

 -

энергия активации неферментативной ре-

акции; ΔЕ

Ф

 - энергия активации фермента-

тивной реакции; ΔG - стандартное изме-

нение свободной энергии.

конформации белковой молекулы, но также геометрической и электрон-

но-топографической перестройкой молекулы субстрата.

В каталитическом процессе существенное значение имеют точное соот-

ветствие между ферментом и субстратом, а также термодинамические

и каталитические преимущества подобного соответствия. Гипотеза «инду-

цированного соответствия» предполагает существование между ферментом

и субстратом не только пространственной или геометрической компле-

ментарности, но и электростатического соответствия, обусловленного

спариванием противоположно заряженных групп субстрата и активного

центра фермента. Точное соответствие обеспечивает образование эффек-

тивного комплекса между субстратом и ферментом.

Подобно другим катализаторам, ферменты, с термодинамической точки

зрения, ускоряют химические реакции за счет снижения энергии активации *.

Э н е р г и е й  а к т и в а ц и и называется энергия, необходимая для перевода

всех молекул моля вещества в активированное состояние при данной

температуре. Другими словами, это энергия, необходимая для запуска

химической реакции, без которой реакция не начинается несмотря на ее

термодинамическую вероятность. Фермент снижает энергию активации

путем увеличения числа активированных молекул, которые становятся

реакционноспособными на более низком энергетическом уровне (рис. 4.11).

На рисунке видно, что ферментативная реакция имеет более низкую

энергию активации. Следует отметить, что как катализируемая ферментом,

так и не катализируемая им реакция независимо от ее пути имеет одина-

ковую величину стандартного изменения свободной энергии (ΔG). Действуя

на скорость реакции, ферменты не изменяют равновесия между прямой

и обратной реакциями, как и не влияют на величину свободной энергии

реакции; они лишь ускоряют наступление равновесия химической реакции.

Зависимость между константой равновесия и изменением свободной энер-

гии реагирующих веществ математически принято выражать уравнением ΔG =

= –R•T•lnK, где R – газовая постоянная; Т – абсолютная температура в Кельвинах;

lnК – натуральный логарифм константы равновесия; ΔG – стандартное изменение

свободной энергии, Дж/моль. Из представленного уравнения вытекает, что при

* Величину энергии активации обычно выражают в джоулях на моль (Дж/моль).

133

Свободна

я энерги

я

Переходное

состояние

Исходное

состояние

Конечное состояние

Ход реакции

S

ΔG

Δ

Е

Ф

Δ

Е

НФ

P

высоком значении К величина ΔG оказывается отрицательной. Подобные реакции

сопровождаются уменьшением свободной энергии. При низком значении К вели-

чина ΔG оказывается положительной. Если константа равновесия равна единице, то

изменение свободной энергии будет равно нулю и реакция легкообратима.

Для измерения константы равновесия и величины свободной энергии какой-либо

химической реакции, например реакции взаимопревращения глюкозо-1-фосфата

в глюкозо-6-фосфат, катализируемой ферментом фосфоглюкомутазой, определяют

количество глюкозо-6- и глюкозо-1-фосфата при достижении химического равно-

весия. В состоянии равновесия содержание глюкозо-6-фосфата оказывается в 19 раз

больше количества глюкозо-1-фосфата. Отсюда константа равновесия К равна 19.

Подставляя эту цифру в уравнение, получаем ΔG = –7329 Дж/моль. Это означает,

что при превращении 1 моля глюкозо-1-фосфата в 1 моль глюкозо-6-фосфата при

температуре 25°С происходит уменьшение свободной энергии системы на 7329 Дж.

Таким образом, в механизме ферментативного катализа ведущую роль

играют промежуточные фермент-субстратные комплексы, образование ко-

торых определяется как тонкой трехмерной структурой активного центра,

так и уникальной структурной организацией всей молекулы фермента,

обеспечивающими высокую каталитическую активность и специфичность

действия биокатализатора.

Кинетика ферментативных реакций

Одним из характерных проявлений жизни является удивительная способ-

ность живых организмов кинетически регулировать химические реакции,

подавляя стремление к достижению термодинамического равновесия. Фер-

ментативная кинетика занимается исследованием закономерностей влияния

химической природы реагирующих веществ (ферментов, субстратов) и ус-

ловий их взаимодействия (концентрация, рН среды, температуры, при-

сутствие активаторов или ингибиторов) на скорость ферментативной реак-

ции. Главной целью изучения кинетики ферментативных реакций является

получение информации, которая может способствовать выяснению моле-

кулярного механизма действия фермента.

Общие принципы кинетики химических реакций применимы и к фер-

ментативным реакциям. Известно, что любая химическая реакция харак-

теризуется константой термодинамического равновесия. Она выражает

состояние химического равновесия, достигаемого системой, и обозначается

К

р

. Так, для реакции:

константа равновесия равна произведению концентраций образующихся

веществ, деленному на произведение концентрации исходных веществ.

Значение константы равновесия обычно находят из соотношения констант

скоростей прямой (k

+1

) и обратной  ( k

– 1

) реакций, т.е. К

p

 = k

+1

/k

–1

.

В состоянии равновесия скорость прямой реакции: v

+1

 = k

+1

[А]•[B] равна

скорости обратной реакции: v

–1

 = k

–1

[С]•[D], т. е. v

+1

 = v

–1

 соответст-

венно k

+1

[А]•[B] = k

–1

[С]•[D], или

отсюда

134

Рис. 4.12. Теоретический график за-
висимости скорости ферментативной
реакции от концентрации субстрата
при постоянной концентрации фер-
мента.

а - реакция первого порядка (при [S] < К

m

скорость реакции пропорциональна кон-

центрации субстрата); б - реакция смешан-

ного порядка; в - реакция нулевого поряд-

ка, когда v = V

max

 и скорость реакции не

зависит от концентрации субстрата.

Таким образом, константа равновесия равна отношению констант

скоростей прямой и обратной реакций. Величину, обратную константе

равновесия, принято называть субстратной константой, или, в случае

ферментативной реакции,  к о н с т а н т о й  д и с с о ц и а ц и и  ф е р м е н т – с у б -

с т р а т н о г о  к о м п л е к с а , и обозначать символом K

S

. Так, в реакции

т.е. K

S

 равна отношению произведения концентрации фермента и субст-

рата к концентрации фермент-субстратного комплекса или отношению

констант скоростей обратной и прямой реакций. Следует отметить, что

константа K

S

 зависит от химической природы субстрата и фермента

и определяет степень их сродства. Чем ниже значение K

S

, тем выше

сродство фермента к субстрату.

При изучении кинетики ферментативных реакций следует учитывать

одну важную особенность этих реакций (не свойственную обычным хими-

ческим реакциям), связанную с  я в л е н и е м  н а с ы щ е н и я фермента суб-

стратом. При низкой концентрации субстрата зависимость скорости реак-

ции от концентрации субстрата (рис. 4.12) является почти линейной и под-

чиняется кинетике первого порядка. Это означает, что скорость реакции

S —> Р прямо пропорциональна концентрации субстрата S и в любой момент

времени t определяется следующим кинетическим уравнением:

где [S] – молярная концентрация субстрата S; –d[S]/dt – скорость убыли

субстрата; k' – константа скорости реакции, которая в данном случае имеет

размерность, обратную единице времени (мин

–1

 или с

–1

).

При высокой концентрации субстрата скорость реакции максимальна,

становится постоянной и не зависящей от концентрации субстрата [S].

В этом случае реакция подчиняется кинетике нулевого порядка v = k" (при

полном насыщении фермента субстратом) и целиком определяется кон-

центрацией фермента. Различают, кроме того, реакции второго порядка,

135

Скорост

ь реакци

и

 v

Максимальная скорость V

max

K

m

Концентрация субстрата [S]

скорость которых пропорциональна произведению концентраций двух

реагирующих веществ. В определенных условиях при нарушении пропор-

циональности говорят иногда о реакциях смешанного порядка (см. рис.

4.12).

Изучая явление насыщения, Л. Михаэлис и М. Ментен разработали

общую теорию ферментативной кинетики. Они исходили из предположе-

ния, что ферментативный процесс протекает в виде следующей химической

реакции:

т.е. фермент Е вступает во взаимодействие с субстратом S с образованием

промежуточного комплекса ES, который далее распадается на свободный

фермент и продукт реакции Р. Математическая обработка на основе закона

действующих масс дала возможность вывести уравнение, названное в честь

авторов уравнением Михаэлиса–Ментен, выражающее количественное

соотношение между концентрацией субстрата и скоростью ферментативной

реакции:

где v – наблюдаемая скорость реакции при данной концентрации субстрата

[S]; K

S

 – константа диссоциации фермент-субстратного комплекса, моль/л;

V

max

 – максимальная скорость реакции при полном насыщении фермента

субстратом.

Из уравнения Михаэлиса–Ментен следует, что при высокой концент-

рации субстрата и низком значении K

S

 скорость реакции является макси-

мальной, т.е. v = V

max

 (реакция нулевого порядка, см. рис. 4.12). При низкой

концентрации субстрата, напротив, скорость реакции оказывается про-

порциональной концентрации субстрата в каждый данный момент (реакция

первого порядка).

Следует указать, что уравнение Михаэлиса–Ментен в его классическом

виде не учитывает влияние на скорость ферментативного процесса про-

дуктов реакции, например в реакции

и носит несколько ограниченный характер. Поэтому были предприняты

попытки усовершенствовать его. Так, было предложено уравнение Бриггса-

Холдейна:

где К

m

 представляет собой  к о н с т а н т у  М и х а э л и с а , являющуюся экспе-

риментально определяемой величиной. Она может быть представлена

следующим уравнением:

136