ЛК 3

Стехиометрия и энергетика метаболических превращений
ЧАСТЬ 1.
Принципы термодинамики в метаболических
процессах
Взаимосвязанность метаболических реакций.
АТФ и другие фосфаты.
Окисление и восстановление; сочетание с
превращением НАД.
Связь между метаболическими путями:
• 1) через закрытые (циклические) пути – в
них продукт последней стадии является
исходным веществом для первой стадии;
• 2) посредством ответвлений от основных
путей, соединяющих одну
последовательность реакций с другой.
С точки зрения технологии наиболее важным является изучение
энергетического обмена
Клетка использует энергию АТР для
выполнения следующих трех функций:
• 1)
химический
синтез
больших
или
сложных молекул (рост);
• 2)
транспорт
ионных
и
нейтральных
веществ в клетку, из клетки, а также в
клеточные органеллы и из них;
• 3)
механическая
работа,
связанная
делением и передвижением клеток.
с
Классификация и номенклатура организмов в зависимости от
источников углерода и энергии
Источник
Источник энергии
углерода
Химический
Световой
Органические Хемогетеротрофы
(высшие Фотогетеротрофы
(некоторые
соединения животные, простейшие, грибы и бактерии, некоторые водорослибольшинство бактерий)
эукариоты)
СО2
Хемоаутотрофы
(некоторые Фотоаутотрофы (высшие растения,
бактерии)
водоросли-эукариоты, сине-зеленые
водоросли, некоторые бактерии)
Происходящие в клетке реакции можно
разделить на три группы:
• 1) деградация питательных веществ,
• 2) биосинтез веществ небольшой
молекулярной массы,
• 3) биосинтез полимерных макромолекул
Путь Эмбдейна-Мейергофа-Парнаса (ЭМП)
Стехиометрия (от «элемент» + «измерять») — система законов,
правил и терминов, обосновывающих расчеты состава веществ и
количественных соотношений между массами веществ
в химических реакциях.
Стехиометрия включает нахождение химических формул,
составление уравнений химических реакций, расчёты,
применяемые в препаративной химии, химической технологии и
химическом анализе
ТЕРМОДИНАМИКА ( «ТЕПЛО», «СИЛА») — ИЗУЧАЕТ
СООТНОШЕНИЯ И ПРЕВРАЩЕНИЯ ТЕПЛОТЫ И ДРУГИХ
ФОРМ ЭНЕРГИИ. ОНА ИЗУЧАЕТ МАКРОСКОПИЧЕСКИЕ
СИСТЕМЫ, СОСТОЯЩИЕ ИЗ ОГРОМНОГО ЧИСЛА ЧАСТИЦ —
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ.
ПРОЦЕССЫ, ПРОИСХОДЯЩИЕ В ТАКИХ СИСТЕМАХ,
ОПИСЫВАЮТСЯ МАКРОСКОПИЧЕСКИМИ ВЕЛИЧИНАМИ,
ТАКИМИ КАК ДАВЛЕНИЕ ИЛИ ТЕМПЕРАТУРА, КОТОРЫЕ НЕ
ПРИМЕНИМЫ К ОТДЕЛЬНЫМ МОЛЕКУЛАМ И АТОМАМ.
Для справки:
Свободная энергия Гиббса
G = U + PV - TS
Где: U – внутренняя энергия, P – давление, V – объем, Т – абсолютная
температура, S – энтропия.
Изменение энергии Гиббса
ΔG = ΔН – TΔS
соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса ΔG в ходе
химической реакции с её константой равновесия K:
ΔG = - RT×lnKp
где Кр - равновесная константа по давлению (только в атмосферах),
Любая реакция может быть рассмотрена как обратимая
При этом константа равновесия определяется как
K = k1/k-1
Где k1 — константа скорости прямой реакции, k-1— константа скорости обратной
реакции.
Для справки:
Стандартная константа равновесия связана со
стандартной энергией Гиббса реакции соотношением:
ΔG0 = -RT×lnK0
Где R – универсальная газовая постоянная.
Универсальная газовая постоянная (также — постоянная
Менделеева) — численно равна работе расширения одного моля
идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры
на 1К.
В Международной системе единиц (СИ)
R = 8,3144621 ± 0,0000075 Дж/ (моль×К).
Наша модель:
В случае элементарной химической реакции
αА + βВ → γС +δD
(1)
изменение свободной энергии ΔG’ может быть
записано в виде
ΔG’ = ΔG0’ + RTln(cγ×dβ/aα×bβ)
(2)
Где: a, b, c, d – молярные концентрации соединений A,
B, C, D.
все расчеты относятся к водным растворам при рН=7,0; это
позволяет не включать концентрации воды и Н+ в последний член
уравнения (2), даже если Н2О и Н+ участвуют в реакции (1).
Изменения свободной энергии
• при ΔG < 0 — реакция идёт в прямом
направлении, слева направо;
• при ΔG = 0 — реакция достигла
равновесного состояния;
• при ΔG > 0 — реакция идёт в обратном
направлении.
Изменение
свободной энергии
реакции:
для
ΔG0’ = -RTlnK’eq
равновесной
(3)
Где:
K’eq = cγeq ×dβeq /aαeq ×bβeq
(4)
Если в реакции участвуют вода или Н+, то их
концентрации не входят в правую часть уравнения
(4); эти параметры уже учтены в K’eq (при рН=7,0).
Aox + Bred ↔ Ared + Box
(6)
изменение стандартного потенциала ΔE0
ΔE0’ = E0’(Aox/Ared) - E0’(Box/Bred)
(7)
Где: E0’(Aox/Ared) – стандартный электродный потенциал полуреакции
Aox + 2e- → Ared
(8)
применяют водородный электрод, потенциал которого при давлении водорода
1,01×105Па и активности ионов гидроксония в растворе, равной 1, принимают
равной нулю:
2Н+ + 2е- → Н2
Е0 = 0,00В (рН=0)
(9)
Изменения свободной энергии и соответствующие изменения электродного
потенциала связаны соотношением
•
ΔG’ = - nF ΔE’
(10)
Где: n – число участвующих в реакции электронов,
F – константа Фарадея [F = 23,062 ккал/(В×моль)].