- •Глава 1. Структурная организация и принципы функционирования белков Основные проявления жизни - результат функционирования белков
- •Аминокислоты - главные составные части белков
- •Свойства аминокислот - основа свойств белков
- •Спектроскопические свойства аминокислот
- •Химические реакции
- •Методы разделения аминокислот
- •Аминокислота, полипептид, белок
- •Свойства белков определяются свойствами аминокислот
- •Знание иэт важно для разделения белков методом электрофореза
- •Гель-электрофорез
- •Белки выполняют роль буферных систем
- •Белки в воде образуют растворы с особыми свойствами
- •В пространственой структуре белков выделяют четыре уровня организации
- •Исследование первичной структуры белков и пептидов
- •Искусственный синтез белков и пептидов
- •Пространственная структура белковой молекулы
- •Вторичная структура белков
- •Третичная структура белков
- •Четвертичная структура белков
- •Белки чувствительны к внешним воздействиям
- •Для определения количества белков используют разные подходы
- •Белки классифицируются разными способами
- •Простые белки построены только из аминокислот
- •Сложные белки содержат небелковые компоненты
- •Глава 2. Ферменты Клинико-лабораторное значение
- •Немного истории
- •В основе классификации ферментов - тип катализируемой реакции
- •Элементы химической логики
- •В основе химических реакций лежит образование и разрыв химических связей
- •У химической реакции есть скорость и порядок
- •На пути к пониманию механизма действия фермента
- •Ферменты – биологические катализаторы белковой природы
- •Методы выделения и очистки ферментов - это методы выделения и очистки белков.
- •Пример вычисления активности фермента:
- •Для работы некоторых ферментов необходимы дополнительные небелковые соединения
- •Белковая природа определяет многие свойства ферментов
- •Повышение температуры неоднозначно влияет на активность фермента
- •Ферменты характеризуются высокой специфичностью
- •Активность фермента зависит от концентрации субстратов.
- •Важной качественной характеристикой фермента является константа Михаэлиса
- •Уравнение Михаэлиса и Ментен графически – прямоугольная гипербола
- •Примеры использования данных кинетических исследований ферментов в медицине
- •Кинетика мультисубстратных реакций
- •Скорость реакции зависит от концентрации фермента
- •Химические реакции протекают медленно
- •Ферменты превосходят другие катализаторы своей молекулярной активностью. Почему?
- •Группы активного центра фермента используют обычные химические принципы катализа
- •Реакции, катализируемые ферментами – основной объект, на который направлено действие регуляторов процессов жизнедеятельности
- •Активность ферментов можно тормозить (ингибировать)
- •Ингибиторы бывают разные: обратимые и необратимые
- •Обратимые ингибиторы могут быть конкурентными и неконкурентными
- •Конкурентные ингибиторы не всегда структурно подобны субстрату.
- •Конкурентные ингибиторы не влияют на Vmax, они понижают Км.
- •Принципы конкурентного торможения находят применение в медицинской практике.
- •Смешанные неконкурентные ингибиторы
- •Кинетика смешанных неконкурентных ингибиторов
- •Неконкурентные ингибиторы не могут связаться со свободным ферментом.
- •Неконкурентных ингибиторы неактивны при низких концентрациях субстрата.
- •Торможение продуктом реакции- пример конкурентного торможения.
- •Субстрат может быть ингибитором фермента
- •Кинетика многих ферментов не подчиняется принципам кинетики Михаэлиса и Ментен
- •У аллостерических ферментов особые свойства
- •Две модели объясняют механизмы аллостерии.
- •В основе связывания субстрата - индуцированное взаимодействие.
- •Изменение конформации одной субъединицы индуцирует изменения структуры другой
- •Какая гипотеза является правильной?
- •Ферменты неравномерно распределены внутри клеток
- •Доступность субстрата или кофактора - важный элемент регуляции активности ферментов
- •Нарушение функции фермента вызывает болезнь.
- •Энзимопатии следствие ошибок в синтезе белков.
- •Исследование активности ферментов помогает врачу в диагностике болезней.
- •Некоторые примеры использования измерения активности ферментов в диагностике
- •Определение концентрации субстратов возможно при помощи ферментов.
- •Ферменты можно использовать как лекарственные препараты.
- •Рибозимы –исключение , подтверждающее правило.
- •Методы молекулярной инженерии позволяют конструировать новые ферменты
- •Глава 3. Витамины
- •Классификация витаминов
- •Нарушение баланса витаминов в организме
- •Потребность организма человека в витаминах.
- •Причины дисбаланса витаминов в организме.
- •Межвитаминные взаимоотношения
- •Витамин в1 (Tиамин. Антиневритный витамин)
- •Витамин в2(Рибофлавин).
- •Пантотеновая кислота (витамин в3).
- •Витамин рр (Витамин в5 , никотиновая кислота, никотинамид, ниацин). Антипеллагрический витамин.
- •Гомоцис- Серин Цистатионин α-кетобутират Цистеин
- •Фолиевая кислота (Фолацин. Витамин в9. Витамин вс).
- •Фолиевая кислота
- •Метилен-тгфк- Метилен-тгфк-
- •Биотин (витамин н).
- •Пропионил-КоА метилмалонил-КоА
- •Метилмалонил-КоА пируват пропионил-КоА оксалацетат
- •Витамин с (аскорбиновая кислота), антицинготный
- •Остаток глутаминовой кислоты Остаток γ-карбоксиглутаминовой кислоты
- •Рибосомы на мембране эндо-
- •Сигнальный пептид
- •Витаминоподобные соединения Витамин f (эссенциальные жирные кислоты)
- •Инозит(Витамин в8)
- •Карнитин
- •Липоевая кислота (витамин n)
- •Пара-Аминобензойная кислота.
- •Витамин u
- •Холин (витамин в4).
- •Ацетилхолинэстераза н2о
- •Глава 4. Введение в термодинамику Биомедицинское значение.
- •Биоэнергетика- составная часть термодинамики
- •Функции состояния системы.
- •Первый закон термодинамики утверждает энергия вселенной не исчезает
- •Второй закон термодинамики указывает на вероятность и направление процесса
- •Свободная энергия и концентрация. Стандартное состояние в биологических реакциях.
- •Изменение свободной энергии и константа равновесия.
- •Примеры вычисления констант равновесия и изменений свободной энергии
- •Сопряженные реакции лежат в основе многих химических процессов в клетке.
- •«Энергетической валютой» клетки является атф
Второй закон термодинамики указывает на вероятность и направление процесса
На основании житейского опыта нам кажутся совершенно очевидными и понятными такие процессы, как передача тепла от более нагретого тела к менее нагретому или падение шарика со стола или пловца с вышки в воду. Наоборот, нам трудно представить, что можно погреться у холодного камина или, что энергия фонтана брызг воды от вхождения пловца в воду вытолкнет пловца на вышку. Последнее можно лишь увидеть при прокручивании видеозаписи прыжка в обратном направлении. Второй закон термодинамики предлагает критерии, определяющие направление процесса и вероятность его самопроизвольного протекания. К самопроизвольным реакциям относятся процессы протекающие без затраты энергии извне. Второй закон термодинамики заявляет, что спонтанные процессы идут в направлении формирования высшей степени беспорядка во вселенной (т.е. во всех системах). Эта концепция определена введенным в обиход Людвиком Больцманом термином энтропия , S. Статистическое толкование этого понятия может быть представлено следующим образом. Любое тело состоит из большого числа микрочастиц (ионы, молекулы). Молекула белка состоит из большого числа аминокислот. Одному и тому же макросостоянию может соответствовать огромное число микросостояний. Число возможных вариантов расположения аминокислот одной цепи в пространстве трудно себе представить. Это число микросостояний называют термодинамической вероятностью состояния системы (W). Связь энтропии с величиной W описывается уравнением Больцмана.
S = kb ln W (2)
где kb= постоянная Больцмана (газовая постояннаяRразделенная на число Авогадро) иW= термодинамическая вероятность состояния системы. Чем больше число реализуемых микросостояний, тем выше энтропия. Энтропия - мера беспорядка в системе. Как и энтальпия энтропия является функцией состояния системы. В любой химической реакции суммарное изменение энтропии будет результатом разности энтропии продуктов реакции и энтропии исходных веществ. Энтропия упорядоченного состояния более низкая, чем беспорядочного состояния той же самой системы. Например, существует гораздо больше способов разместить множество молекул случайно или беспорядочно, чем число способов создания организованного расположения. Таким образом, увеличивающаяся энтропия в системе - термодинамическая движущая сила. Примеры систем с высокой и низкой энтропией приводятся в табл. 4-2.
Табл. 4-2. Примеры систем с высокой и низкой энтропиями
Низкая энтропия |
Высокая энтропия |
Лед, 00С |
Вода, 00С |
Алмаз, 0 К |
Пары углерода 1 000 000 К |
Нативный белок |
Тот же белок при денатурации |
Сонет Шекспира |
Случайное расположение букв в строке |
Переход от твердого состояния через жидкое в газообразное сопровождается увеличением энтропии. Учитывая, что энергия вселенной постоянна, спонтанные процессы должны вызывать увеличение энтропии вселенной. Для изотермической обратимой реакции изменения энтропии могут быть сведены к уравнению:
S = H/T (3)
Размерность энтропии Дж/моль К
В то время как энтальпия - понятие, значение которого в значительной степени зависимо от внутренней энергии электронов, значения энтропии зависят от поступательной, колебательной и вращательной энергии электронов.
Энтропия отличается от энтальпии и тем, что значения энтальпии, указывающие на спонтанность отрицательны, а значения энтропии - положительны. Понятия энтальпия и энтропия означают, что все системы имеют тенденцию к самой высокой энтропии и самой низкой энтальпии.
Для эффективной оценки направления (спонтанность или невозможность ) реакции и на основании законов термодинамики, И. Гиббс ввел понятие свободная энергия G. Свободная энергия -интегральная функция состояния системы, отражающая взаимодействие энтальпии (Н) и энтропии (TS) :
G = H - TS (4)
Свободная энергия - ценное понятие, потому что оно определяет возможность самопроизвольного протекания реакции и позволяет вычислять константу равновесия реакции, которая определяет ступень, до которой реакция может продолжаться. Снижение энергии, (отрицательное H), и увеличение энтропии, (положительное S), являются показателями самопроизвольного течения процесса. При этом, значение G должно быть отрицательной величиной. Реакции с отрицательными значениями G названы экзергоническими, а с положительными G - эндэргоническими. В случае, если система достигает равновесия:
G = 0 (5)
Таким образом, критерии самопроизвольного протекания реакций формулируются следующим образом:
G <0 - реакция может протекать спонтанно.
G >0 - реакция не может протекать спонтанно. Для протекания такойреакции требуется приток энергии извне.
G = 0 система находится в равновесии и не претерпевает никаких изменений..
Рассмотрим плавление льда и значения GH,Sпри различных температурах.
Для плавящегося льда значение H положительное, так как сопровождается разрывом водородных связей.
Значение S положительное, так как молекулы воды менее организованы, чем молекулы в кристаллах льда. (см табл. 4-3.)
Таблица 4-3. Значения H ,S и G для плавления льда при разных температурах
Температура |
H |
S |
G |
Результат |
+10oC |
+6.4 kДж/моль |
-6.6 kДж/моль |
-0.2 kДж/моль |
Лед плавится |
0oC |
+6.0 kДж/моль |
-6.0 kДж/моль |
0 kДж/моль |
Лед и вода сосуществуют |
-10oC |
+5.6 kДж/моль |
-5.4 kДж/моль |
+0.2 kДж/моль |
Вода замерзает |
Значение и знак Gзависит от взаимодействия энтальпии и энтропии: то, что значениеHотрицательно не означает, что значениеGдолжно быть отрицательным, а то, чтоSположительно не означает, чтоGне может быть отрицательным.(см табл. 4-4)
Таблица 4-4. Значения H ,S и G для некоторых химических процессов.
Реакция |
H |
S |
G |
C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2 |
-82 kДж/моль |
-136 kДж/моль |
-218 kДж/моль |
C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O |
-1367 kДж/моль |
+41 kДж/моль |
-1326 kДж/моль |
N2O5 NO2 + 1/2O2 |
+110 kДж/моль |
-140 kДж/моль |
-30 kДж/моль |
Температура также играет важную роль в определении знака G(G=H-TS).
Таблица 4-5. Значения G в зависимости от значений H и S при низкой и высокой температурах
H |
S |
Низкая Температура |
Высокая температура |
+ |
+ |
G + |
G - |
+ |
- |
G + |
G + |
- |
+ |
G - |
G - |
- |
- |
G - |
G + |
Свободная энергия и полезная работа. ПонятиеG соответствует части изменения энергии(Н), которая была использована для полезной работы. ЕслиH- общее изменение энергии реакции, тоG = H -TSозначает, что частьHрассеивается как тепло (TS) и поэтому недоступна другим функциям, например, для сокращения мышцы, ионного транспорта, или роста ткани. Оставшееся количество(G)доступно для полезной работы, но не может фактически полностью использоваться для полезной работы, потому что эффективность (КПД) процесса (отношение работы, фактически выполненной, кG, максимально доступной работе) всегда меньше чем 100 % .