Слесарев. Основы Химии живого
.pdfлерода являются окислительно-восстановительными. Однако, в отличие от подобных реакций неорганической химии, пере распределение электронов между окислителем и восстановите лем в органических соединениях может сопровождаться лишь смещением общей электронной пары химической связи к ато му, выполняющему роль окислителя. При этом данная связь может сохраняться, но в случаях сильной ее поляризации она #может и разорваться.
Комплексообразующие свойства соединений углерода. У ато ма углерода в соединениях нет неподеленных электронных пар, и поэтому лигандами могут выступать только соединения угле рода, содержащие кратные связи с его участием. Особенно актив ны в процессах комплексообразования л-электроны тройной по лярной связи оксида углерода(П) и аниона синильной кислоты.
В молекуле оксида углерода(П) атомы углерода и кислорода образуют одну а- и одну я-связь за счет взаимного перекрывания их двух 2р-атомных орбиталей по обменному механизму. Третья связь, т. е. еще одна я-связь, образуется по донорно-акцептор- ному механизму. Акцептором является свободная 2р-атомная ор биталь атома углерода, а донором - атом кислорода, предостав ляющий неподеленную пару электронов с 2р-орбитали:
донорно-акцепторный механизм
обменный механизм
Повышенная кратность связи С=0 обеспечивает этой моле куле высокую стабильность и инертность при нормальных ус ловиях с позиции кислотно-основных (СО - несолеобразующий оксид) и окислительно-восстановительных свойств (СО - вос становитель при Т > 1000 К). В то же время она делает его ак тивным лигандом в реакциях комплексообразования с атомами и катионами d-металлов, прежде всего с железом, с которым он образует пентакарбонил железа - летучую ядовитую жидкость:
Ffe + 5СО |
[Ffe(CO)5] |
Способность к образованию комплексных соединений с ка тионами d-металлов является причиной ядовитости оксида углерода(П) для живых систем (разд. 10.4) вследствие протекания обратимых реакций с гемоглобином и оксигемоглобином, содер жащими катион Fe2+, с образованием карбоксигемоглобина:
ННЬ + СО ^ |
ННЬСО |
ННЬ02 + С0 ^ |
ННЬСО + 0 2 |
Эти равновесия смещены в сторону образования карбокси гемоглобина ННЬСО, устойчивость которого в 210 раз больше, чем оксигемоглобина ННЬОгЭто приводит к накоплению карб-
301
оксигемоглобина в крови и, следовательно, к снижению ее спо собности переносить кислород.
В анионе синильной кислоты CN“ также содержатся легко поляризуемые я-электроны, из-за чего он эффективно обра зует комплексы с d-металлами, включая металлы жизни, вхо дящие в состав ферментов. Поэтому цианиды являются высоко токсичными соединениями (разд. 10.4).
Круговорот углерода в природе. В основе круговорота угле рода в природе в основном лежат реакции окисления и восста новления углерода (рис. 12.3).
Из атмосферы и гидросферы растения ассимилируют (1) ок сид углерода(1У). Часть растительной массы потребляется (2) че ловеком и животными. Дыхание животных и гниение их остан ков (3), а также дыхание растений, гниение отмерших растений и горение древесины (4) возвращают атмосфере и гидросфере СО2. Процесс минерализации останков растений (5) и животных (6) с образованием торфа, ископаемых углей, нефти, газа при водит к переходу углерода в природные ископаемые. В том же направлении действуют кислотно-основные реакции (7), проте кающие между СО2 и различными горными породами с образо ванием карбонатов (средних, кислых и основных):
Са(ОН)2+ С02 —► СаС03+Н20 |
СаС03+ С02+ Н20 —► Са(НС08)2 |
2Си(ОН)2+ С02 —► (Си0Н)2С03 + Н20
Эта неорганическая часть круговорота приводит к потерям СО2 в атмосфере и гидросфере. Деятельность человека по сжи ганию и переработке угля, нефти, газа (8), дров (4), наоборот, с избытком обогащает окружающую среду оксидом углерода(1У). Долгое время существовала уверенность, что благодаря фото синтезу концентрация СО2 в атмосфере сохраняется постоян ной. Однако в настоящее время увеличение содержания СО2 в атмосфере за счет деятельности человека не компенсируется его естественной убылью. Общее поступление СО2 в атмосферу рас тет в геометрической прогрессии на 4-5 % в год. Согласно рас четам в 2000 году содержание СО2 в атмосфере достигнет при близительно 0,04 % вместо 0,03 % (1990 г.).
После рассмотрения свойств и особенностей углеродсодержащих соединений следует еще раз подчеркнуть ведущую роль углерода -
Рис. 12.3. Круговорот углерода в природе
органогена № 1 : во-первых, атомы углерода формируют скелет молекул органических соединений; во-вторых, атомы углерода играют ключевую роль в окислительно-восстановительных про цессах, поскольку среди атомов всех органогенов именно для углерода наиболее характерна окислительно-восстановительная двойственность. Подробнее о свойствах органических соедине ний - см. модуль IV “Основы биоорганической химии” .
Общая характеристика и биологическая роль р-элемеитов группы IVA. Электронными аналогами углерода являются эле менты IVA группы: кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец РЬ (см. табл. 1.2). Радиусы атомов этих элементов закономерно возрастают с увеличением порядкового номера, а их энергия иони зации и электроотрицательность при этом закономерно снижают ся (разд. 1.8). Поэтому первые два элемента группы: углерод и кремний - типичные неметаллы, а германий, олово, свинец - металлы, так как для них наиболее характерна отдача электро нов. В ряду Ge - Sn - РЬ металлические свойства усиливаются.
С позиции окислительно-восстановительных свойств элемен ты С, Si, Ge, Sn и РЬ в обычных условиях достаточно устойчи вы по отношению к воздуху и воде (металлы Sn и РЬ ^ за счет образования оксидной пленки на поверхности). В то же время соединения свинца(1У) - сильные окислители:
6РЬ02 + 2MnS04 + 3 H2S0 4 —** 5PbS04 + 2HMn04 + 2H20
Комплексообразующие свойства наиболее характерны для свинца, так как его катионы РЬ2+ являются сильными комплексообразователями по сравнению с катионами остальных р-элементов IVA группы. Катионы свинца образуют прочные комплексы с биолигандами.
Элементы группы IVА резко различаются как по содержанию в организме, так и по биологической роли. Углерод играет осново полагающую роль в жизнедеятельности организма, где его содер жание составляет около 20 %. Содержание в организме остальных элементов IVА группы находится в пределах 10-6-10-3 %. В то же время, если кремний и германий, несомненно, играют важную роль в жизнедеятельности организма, то олово и особенно сви нец - токсичны. Таким образом, с ростом атомной массы эле ментов IVA группы токсичность их соединений возрастает.
Пыль, состоящая из частиц угля или диоксида кремния Si02, при систематическом воздействии на легкие вызывает заболе вания - пневмокониозы. В случае угольной пыли это антракоз - профессиональное заболевание шахтеров. При вдыхании пыли, содержащей Si02, возникает силикоз. Механизм развития пневмокониозов еще не установлен. Предполагается, что при длительном контакте силикатных песчинок с биологическими жидкостями образуется поликремниевая кислота Si02 • г/Н20 в гелеобразном состоянии, отложение которой в клетках ведет к их гибели.
Токсическое действие свинца известно человечеству очень дав но. Использование свинца для изготовления посуды и водопро
303
водных труб приводило к массовому отравлению людей. В на стоящее время свинец продолжает быть одним из основных за грязнителей окружающей среды, так как выброс соединений свинца в атмосферу составляет свыше 400 ООО т ежегодно. Сви нец накапливается в основном в скелете в форме малораствори мого фосфата РЬ3(Р04)2, а при деминерализации костей оказы вает регулярное токсическое действие на организм. Поэтому свинец относится к кумулятивным ядам. Токсичность соедине ний свинца связана прежде всего с его комплексообразующими свойствами и большим сродством к биолигандам, особенно со держащим сульфгидрильные группы (—SH):
2R—SH + РЬ2+ —► RS—Pb—SR + 2Н+
Образование комплексных соединений ионов свинца с бел ками, фосфолипидами и нуклеотидами приводит к их денату рации. Часто ионы свинца ингибируют металлоферменты ЕМ2+, вытесняя из них катионы металлов жизни:
РЬ2+ + ЕМ2+ —► ЕРЬ2+ + М2+
Свинец и его соединения относятся к ядам, действующим преимущественно на нервную систему, кровеносные сосуды и кровь. При этом соединения свинца влияют на синтез белка, энергетический баланс клеток и их генетический аппарат.
В медицине применяются как вяжущие наружные антисеп тические средства: свинец ацетат РЬ(СНзСОО)2* ЗН20 (свинцо вые примочки) и свинец(П) оксид РЬО (свинцовый пластырь). Ионы свинца этих соединений вступают в реакции с белками (альбуминами) цитоплазмы микробных клеток и тканей, образуя гелеобразные альбуминаты. Образование гелей убивает микробы и, кроме того, затрудняет проникновение их внутрь клеток тка ней, что снижает местную воспалительную реакцию.
12.2.3. АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Впериодической системе азот находится во II периоде, в груп пе VA. Электронная конфигурация его атома - ls*2s22p*. Нали чие во внешнем слое атома азота трех неспаренных электронов обеспечивает образование им трех связей в соединениях. Высокое значение энергии ионизации (1400 кДж/моль) и небольшой ра диус атома (52 пм) способствуют ковалентному характеру этих связей. Однако из-за наличия во внешнем слое неподеленной па ры электронов атом азота может образовывать еще одну связь (четвертую) по донорно-акцепторному механизму, выступая до нором электронной пары. Электронодонорная способность атома азота в соединениях зависит от типа орбитали, на которой нахо дится электронная пара (разд. 23.1), и является его главной от личительной чертой, выделяя азот среди других органогенов.
Вто же время для атома азота характерна очень высокая электроотрицательность (ОЭО = 3,1), что указывает на полярный
304
характер азотсодержащих связей. В бинарных соединениях с лю быми элементами, кроме кислорода и фтора, атом азота имеет отрицательную степень окисления. Степень окисления атома азо та может изменяться от -3 до +5:
-3 |
-2 |
-1 |
N H 8 |
N 2H 4 |
N H 2O H |
аммиак |
гидразин |
гидроксиламин |
+2 |
-1-3 |
-1-4 |
N 0 |
H N O 2 |
N O 2 |
оксид авота(П) |
азотистая кислота |
оксид азота(1У) |
0
N 2 азот
+5
N 20 6
оксид авота(У)
В азотсодержащих метаболитах атомы азота имеют степень окисления -3, поскольку они связаны с атомами водорода и уг лерода, которые имеют меньшую электроотрицательность. Расте ния и некоторые микроорганизмы способны усваивать молеку лярный азот и соединения, в которых азот имеет степень окис ления +4 и +5. В результате усвоения этих азотсодержащих продуктов происходит восстановление азота до степени окисле
ния -3.
Азот и его круговорот в природе. Азот - основной компо нент воздуха: его объемная доля равна 78,2 %. Молекула азота N2 чрезвычайно устойчива (£св - 940 кДж/моль), так как меж ду образующими ее атомами имеется три связи (одна а- и две 71- связи). Высокая устойчивость молекулы азота делает его практи чески инертным при обычной температуре. Только при очень высоких температурах он соединяется с водородом, образуя ам миак, и с кислородом, образуя смесь различных оксидов. Во вдыхаемом воздухе азот служит полезным разбавителем кисло рода. Однако, вследствие растворения азота в крови, при резком снижении окружающего давления возможно возникновение кес сонной болезни (разд. 26.3).
Из-за высокой стабильности молекулярного азота большин ство живых существ не усваивают его. В то же время азот - необходимый компонент аминокислот, белков и нуклеиновых кислот. Процесс усвоения газообразного азота называется фик сацией азота. Этот процесс в природе совершается двумя путями (рис. 12.4). Основной путь - за счет жизнедеятельности азотфиксирующих бактерий в симбиозе с бобовыми растениями, а также синезеленых и пурпурных водорослей. Эти микроорганизмы превращают молекулярный азот в аммиак или ионы NHJ под действием фермента нитрогеназы, использующего энергию гид ролиза АТФ:
12АТФ |
12АДФ + 12Ф |
|
N2 + 6 е~ + 6 БГ |
нитрогеназа |
2 NH3 |
^ |
° |
|
Образующийся аммиак в результате жизнедеятельности нит рифицирующих бактерий окисляется под действием кислорода
20—472^ |
305 |
Рис. 12.4. Круговорот азота в природе
и фермента нитрогеноксидазы в нитраты, которые легко усваи ваются корнями растений из почвы.
2NH3 + 402 |
2N0g + 2Н20 + 2Н+ |
Другой путь фиксации азота осуществляется во время гро зы, когда при электрическом разряде (молния) происходит взаимодействие атмосферных азота и кислорода с последующим образованием нитратов, которые с дождевой водой попадают в почву и водоемы:
молния
N2 + 0 2 --------- |
► 2NO 2NO + 0 2 = 2N02 4N02 + 2Н20 + 0 2 = 4HN03 |
Растения усваивают нитраты, восстанавливая их с помощью нитратредуктазы в ионы аммония:
Л , |
е~ |
нитратредуктаза |
. |
н 2о |
NOi + 10Н+ + 8 |
-----1LJL2L------- |
► NH+ + 3 |
Ионы аммония в растениях благодаря реакции восстанови тельного аминирования образуют глутаминовую кислоту. На базе этой аминокислоты в результате реакции трансаминирования (разд. 21.2) получаются остальные девятнадцать а-аминокислот, используемые для синтеза необходимых азотсодержащих биосуб стратов: белков, нуклеиновых кислот и других.
306
Животные используют растения как источник азотсодержа щих биосубстратов, из которых они синтезируют свои белки и нуклеиновые кислоты. После гибели и последующего разложе ния растительных и животных организмов из них образуются аммиак и соли аммония. На этом замыкается малый цикл в кру говороте азота. Большой цикл в круговороте азота замыкается в результате жизнедеятельности денитрифицирующих анаэробных бактерий почвы, которые восстанавливают нитраты под дейст вием фермента нитротазы до элементарного азота, который воз вращается в атмосферу:
2N0i + 12Н+ + 10е- нитрот*за » n 2 + 6Н20
Таким образом, круговорот азота осуществляется благодаря жизнедеятельности различных микроорганизмов, растений и жи вотных. Деятельность человека, связанная с производством и ис пользованием аммиака и нитратсодержащих минеральных удобрений, вносит заметный вклад только в одну ветвь круговорота азота, связанную с его фиксацией. Поэтому требуется строгий контроль за содержанием нитратов в почве, чтобы не допустить
нарушения естественного круговорота азота в природе.
Аммиак NH3 в организме человека является одним из про дуктов дезаминирования аминокислот, белков, биогенных ами нов, пуриновых и пиримидиновых оснований, поступающих с пищей. Это простейший азотсодержащий метаболит, химиче ские свойства которого обусловлены специфическими свойства ми атома азота в соединениях.
Аммиак - бесцветный газ с резким запахом. В молекуле ам миака атом азота образует четыре гибридные орбитали sp3, на правленные к вершинам тетраэдра, три из которых заняты ато мами водорода, а четвертая - неподеленной парой электронов. Длина каждой связи 101,4 пм, энергия связи 390,4 кДж/моль, дипольный момент молекулы 1,47 Д.
Вследствие большой полярности молекулы аммиака в 1 объ еме воды при 293 К растворяется около 700 объемов аммиака (31 моль/л). При этом образуется концентрированный 25 % вод ный раствор. В водном растворе аммиак в основном находится в виде гидрата МНз'НгО (разд. 10.3), который в кислой среде об разует ион аммония, а в нейтральной и слабощелочной среде обратимо диссоциирует с образованием ионов аммония и гидро ксила:
NH3 Н20 + Н+ —► NH+ + Н20 NH3 Н20 NH+ + ОН~
Всильнощелочной среде аммиак необратимо удаляется из раствора.
Вкрови при pH = 7,4 гидрат аммиака с учетом величины его р#а(ВН+) = 9,25 на 98,6 % будет находиться в виде ионов аммония. Несмотря на большой избыток, ионы аммония не мо гут проникать через клеточные мембраны, однако молекулы NH3 легко проходят через мембраны и могут воздействовать на
20 |
307 |
организм, прежде всего на мозг, что и используется в медицин ской практике при выводе человека из обморочного состояния. Аммиак - токсичный газ, поражающий при вдыхании слизистые дыхательных путей, вызывая одышку и воспаление легких.
В медицинской практике при алкалозе (разд. 8.5) в качестве мочегонного средства применяют хлорид аммония NH4CI. В ре зультате гидролиза этой соли по катиону повышается кислот ность крови:
NH4 + Н20 ^ NH3 • Н20 + Н+
Повышение кислотности крови, с одной стороны, уменьшает ал калоз, а с другой - мобилизует почки на выделение в мочу ионов натрия, с которыми одновременно выделяется соответствующее количество воды. Выведение аммиака из организма осуществля ется через почки в основном в виде мочевины (разд. 28.2).
Наличие у атома адота аммиака неподеленной электронной пары на гибридной sp3-орбитали делает его молекулу активным лигандом, который с катионами металлов жизни Cu2+, Zn2+, Ni2+ образует прочные аммиачные комплексы (разд. 10.8), ус тойчивость которых соизмерима с прочностью их биокомплек сов, что может объяснять токсичность аммиака.
Комплексообразующие свойства аммиака лежат в основе качественного и количественного его определения с помощью реактива Несслера:
NH3 + 2K2 [HgI4] + ЗКОН -►
реактив Несслера |
оранжево-красный |
|
осадок |
Нуклеофильность молекулы аммиака, т. е. ее сродство к ато му углерода, несущему частичный положительный заряд, прояв ляется в способности алкилироваться галоидными алкилами в присутствии оснований. При этом в зависимости от соотношения реагентов образуются различные алкиламины вплоть до получе ния солей тетраалкиламмония:
NH3 |
[СН3 Ш 3]Г |
основание |
c h 3 n h 2 |
|
-HI |
||||
|
|
метиламин |
||
|
|
|
||
CH3 NH2 |
[(CH3 )2 NH2 ]I- |
основание |
(CH3)2NH |
|
-HI |
||||
|
|
диметиламин |
||
|
|
|
||
(CH3)2NH |
[(CH3 )3 NH]I~ |
основание |
v |
|
Гит ** |
(CH3)3N |
|||
|
|
+ |
триметиламин |
|
|
(CH3)3N 2 ^ |
|
||
|
[(CH3 )4 N]I- |
|
тетраметиламмоний иодид
308
Благодаря нуклеофильности молекула аммиака легко ацилируется, например этилацетатом с образованием ацетамида:
б> 0 |
^ 0 |
СН3— C f |
+ *NH3 — ► сн3— с;Я + С2Н5ОН |
ОС2Н5 |
NH2 |
Нуклеофильность азотсодержащих биосубстратов лежит в осно ве их биохимических превращений при различных реакциях при соединения, замещения, отщепления, протекающих при участии соответствующих ферментов.
Несмотря на низшую степень окисления атома азота (-3), аммиак в условиях организма устойчив к окислению. Его вос становительные свойства проявляются только при высокой тем пературе, когда происходит горение аммиака в кислороде с обра зованием азота, а в присутствии платинового катализатора - до оксида азота(П):
4N H 3 + 302 - 2N2 + 6Н20 |
4NH8 + 602 - 4N0 + 6Н20 |
Кислородные соединения азота. Азот образует с кислоро дом ряд оксидов.
Ок с и д азо та( 1) NgO (закись азота) - малополярный, несолеобразующий оксид, который при температуре ниже 500 °С химически малоактивен. Атомы азота в нем не равноценны и
0 +2 -2 |
^ |
имеют разную степень окисления (*№s=N===0«). Закись азота - |
бес |
цветный газ, который в смеси с кислородом используется в ме дицине для ингаляционного наркоза. При малых концентраци ях N20 вызывает возбуждение (отсюда название “веселящий газ”), а при больших - общий наркоз. Один из возможных ме ханизмов действия N20 основан на его гидратации, которая приводит к уменьшению содержания "структурированной" во ды в гидратных оболочках биосубстратов и к отслоению по следних от внутриклеточной жидкости (см. разд. 11.4).
Окс и д а з о т а ( П ) N0 - также несолеобразующий ок сид. В окислительно-восстановительных реакциях он может быть восстановителем или окислителем, так как его азот имеет про межуточную степень окисления:
2NO + 02 - 2N03 2NO + 2Н2 = N2 + 2Н20
Из-за подвижности 71-электронов оксид азота(П) является ли гандом, который образует, подобно кислороду, комплексное со единение с катионом железа гемоглобина HHbNO, устойчивость которого в 60 раз больше, чем оксигемоглобина:
ННЬ + N0 |
HHbNO |
В этом заключается одна из причин токсичности оксида азота(Н). Однако в конце 1980-х годов было установлено, что N0 обяза тельно синтезируется в организме человека с помощью фермен та NO-синтазы из аминокислоты аргинина (разд. 21.2.4). Время
309
жизни N 0 в клетках организма составляет порядка секунды, но их нормальное функционирование невозможно без N 0 . Это про стое соединение благодаря высокой химической активности обеспечивает: расслабление гладких мышц сосудов, регуляцию работы сердца, эффективную работу иммунной системы, пере дачу нервных импульсов, сексуальное возбуждение. Предпола гают также, что N 0 играет важную роль в обучении и запоми нании. За открытие синтеза N 0 в организме и исследование его физиологической роли Р. Фурчготт, JI. Игнарро и Ф. Мурад в 1988 г. были удостоены Нобелевской премии.
Окс ид а з о т а (III) N2O3 - кислотный оксид, который при растворении в воде образует слабую азотистую кислоту (рКа —3,29):
N20 3 + Н20 = 2HN02
Соли азотистой кислоты - нитриты - могут вести себя и как окислители, и как восстановители, в зависимости от свойств партнера:
2NaN02 + 2KI + 2H2S04 - 2N0 + I2 + Na2S04 + K £Q 4 + 2Ha0
5NaN02 + 2KMn04 + 3H2S04 * 5NaN03 + 2MnS04 + KfiOA+ 3H20
За счет сильных окислительных свойств нитриты окисляют ка тион Fe2+ гемоглобина в катион Fe3+ метгемоглобина, а выде ляющийся при этом оксид азота(П) образует устойчивый ком плекс с гемоглобином - нитрозогемоглобин:
HHbfFe2*) + N02 + 2Н+- MerHHbtFe3*) + NO + HgO |
NO + HHb - HHbNO |
Таким образом, нитриты, попадая в кровь, вызывают метгемоглобинию, острое кислородное голодание тканей из-за уменьше ния содержания гемоглобина в крови, а также увеличивают свободнорадикальное окисление в организме.
В желудке нитриты образуют азотистую кислоту, которая при взаимодействии со вторичными аминами образует нитрозоамины - сильные канцерогены:
R2 N— Н + НО—N = 0 — R2 N— N = 0 + Н20
Следовательно, нитриты являются высокотоксичными вещест вами, поэтому запрещены добавки нитритов (в качестве консер вантов) в мясопродукты.
Окс ид а з о т а ( 1У) NO2 ~ красно-бурый газ, обладающий характерным запахом. При растворении NO2 в воде образуются азотистая и азотная кислоты:
+4 |
+3 |
+5 |
2N02 + Н20 |
= HN02 |
+ HN03 |
Эта реакция сопровождается межмолекулярной окислительно восстановительной дисмутацией атомов азота.
В присутствии кислорода образуется только азотная кислота:
4N02 + 2Н20 + 0 2 = 4HN03
310