БИОЛОГИЯ Том 3 - руководство по общей биологии - 2004

ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1. Биологическая химия

П.1.1. Основы химии

Атом — это мельчайшая частица любого элемента, способная принимать участие в химических реакциях. Элементом называется вещество, которое не может быть расщеплено химическими методами на более простые вещества; к элементам относятся, например, углерод, кислород и азот. Вещество, состоящее из двух или нескольких химически связанных элементов, называется соединением, например:

Молекула — это наименьшая частица данного элемента или соединения, способная самостоятельно существовать при обычных условиях. В качестве примеров молекул можно привести следующие: Н₂, О₂, СО₂ и Н₂О.

П.1.1.1. Строение атома

Все элементы состоят из атомов. Слово «атом» происходит от греческого atomos, что значит «неделимый».

В состав атома входят протоны, нейтроны и электроны (табл. П.1.1.). Массы протонов и нейтронов равны и в сумме составляют массу атомного ядра. Масса электронов во много раз меньше, чем масса протонов и нейтронов, поэтому под массой атома подразумевают только массу его ядра.

Нейтрон состоит из одного протона и одного электрона, поэтому он электрически нейтрален, т. е. его заряд равен нулю.

Таблица П.1.1. Положение в атоме, масса и заряд протонов, нейтронов и электронов

Атом электрически нейтрален, потому что число протонов в его ядре равно числу электронов, движущихся вокруг ядра.

Число протонов в ядре атома называется атомным номером данного элемента. Он также равен числу электронов этого атома. Сумма числа протонов и числа нейтронов данного атома называется его массовым числом.

Атомы одного и того же элемента существуют в разных формах, называемых изотопами, которые отличаются друг от друга массовым числом (разд. П.1.3). Атомной массой называют среднюю массу данного атома; обычно под этим понимается средняя величина для природной смеси его изотопов. Хлор, например, представляет собой смесь изотопов с массовыми числами 35 и 37; соотношение этих изотопов таково, что у встречающегося в природе хлора атомная масса равна 35,5.

В настоящее время известно свыше 100 элементов. Их можно расположить в порядке возрастания атомных номеров, как это сделано в табл. П.1.2. Как видно из этой таблицы, электроны размещаются вокруг ядра, заполняя ряд электронных оболочек. В первой электронной оболочке (ближайшей к ядру и потому наименьшей) могут удерживаться два электрона, во второй — до восьми, в третьей — до 18 и в четвертой — до 32.

Таблица П.1.2. Первые 20 элементов (в порядке возрастания их атомных номеров)

У более крупных атомов число электронных оболочек больше четырех, но мы здесь о них говорить не будем. На рис. П.1.1, представлено размещение электронов в электронных оболочках первых 12 элементов.

Рис. П.1.1. Размещение электронов в электронных оболочках первых 12 элементов. (Ядро показано только у атома водорода.)

Любой элемент, у которого внешняя электронная оболочка заполнена целиком, практически нереакционноспособен. По этой причине гелий и неон (табл. П.1.2) крайне редко вступают в соединение с другими атомами. Вследствие этого их называют инертными или благородными газами.

Все прочие элементы стремятся заполнить свои электронные оболочки, вступая в реакцию с другими элементами. Когда два атома реагируют друг с другом, между ними может возникнуть либо ионная, либо ковалентная связь.

П.1.1.2. Ионная связь

При возникновении ионных связей электроны передаются от одного атома к другому. Рассмотрим реакцию между натрием и хлором (рис. П.1.2, А). Атом натрия, теряя электрон, получает положительный заряд +1 (его ядро, содержащее 11 положительно заряженных протонов, окружено теперь 10 отрицательно заряженными электронами). Атом хлора, приобретая электрон, получает отрицательный заряд —1. У обоих атомов внешние оболочки оказываются заполненными и, следовательно, стабильными.

Рис. П.1.2. А. Образование хлорида натрия. Б. Образование хлорида кальция. В. Образование молекулы хлора. Г. Формула метана. Д. Формула этена. Для наглядности электроны, принадлежащие разным атомам, обозначены разными значками (крестиком, черными или белыми кружками). В действительности все электроны одинаковы. На рис. В, Г и Д показаны только внешние электронные оболочки.

Такие заряженные частицы уже не являются настоящими атомами. Их называют ионами. Ион натрия обозначают Na⁺, а ион хлора (хлорид-ион) — Сl^-. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные — анионами. Соединение, образовавшееся в результате реакции между натрием и хлором, называют хлоридом натрия (его формула — NaCl), но молекул NaCl не существует. Вместо молекул кристаллическая решетка хлорида натрия состоит из ионов натрия и хлорид-ионов в равных соотношениях (ионная формула — Na⁺Cl^-). Подобные соединения, образовавшиеся в результате переноса электронов, называются ионными соединениями. Образуются они главным образом тогда, когда металлы реагируют с неметаллами. Металл образует катион, а неметалл — анион. Все соли представляют собой ионные соединения.

Другим типичным примером ионного соединения может служить хлорид кальция — СаСl₂ (рис. П.1.2, Б). В этом случае атом кальция теряет два электрона, а каждый атом хлора приобретает по одному. Ион кальция обозначают поэтому Са⁺⁺ или Са²⁺.

Число передаваемых электронов (которые приобретаются или теряются) характеризует валентность атома, т. е. его способность к образованию химических связей. Из сказанного выше видно, что натрий и хлор одновалентны, а кальций — двухвалентен. Таким образом, число, стоящее в символе иона перед знаком «плюс» или «минус», указывает его валентность; например, валентность иона калия и гидроксил-иона (К⁺ и ОН^-) равна 1, валентность иона магния и сульфат-иона (Mg²⁺ и SO₄^2-) равна 2, а валентность иона алюминия (Аl³⁺) равна 3.

Ионные формулы

Ионные соединения существуют не в молекулярной, а в ионной форме. Ионная формула показывает соотношение, в котором элементы входят в данное соединение; например, ионная формула оксида алюминия, Al₂O₃, означает, что ионы Аl³⁺ и О^2- входят в это соединение в соотношении 2:3. Если ион состоит из нескольких атомов, как, например, сульфат-ион (SO₄^2-), и если таких ионов в соединении несколько, то в ионной формуле используются скобки, например Al₂(SO₄)₃, в ионной формуле Na₂SO₄ скобки не нужны, поскольку в этом соединении присутствует только один сульфат-ион.

П.1.1.3. Ковалентные связи

При возникновении связей этого типа атомы, участвующие в их образовании, не отдают и не принимают электронов; вместо этого электроны оказываются поделенными (обобществленными) между двумя атомами. Представим себе два атома хлора. У каждого из них во внешней электронной оболочке имеется семь электронов (электронная конфигурация 2.8.7). При ковалентном связывании каждый из двух атомов хлора приносит в обобществленную пару электронов по одному электрону: образуется молекула хлора — Сl₂. Таким путем оба атома приобретают электронную конфигурацию, приближающуюся к конфигурации благородного газа, и вместо ионов образуются молекулы (рис. П.1.2, В). Поделенную пару электронов принято обозначать как одинарную связь: С—С. Хлор одновалентен (т. е. обобществляет один из своих электронов). Другой пример — метан, СН₄. Атомный номер углерода бив его внешней электронной оболочке имеются 4 электрона (2.4); водород (атомный номер — 1) имеет во внешней электронной оболочке только один электрон (рис. П.1.2, Г).

В молекуле этена (этилена) С₂Н₄, между углеродными атомами поделены две пары электронов и эти две пары представлены двойной связью (рис. П.1.2, Д). В некоторых соединениях, в частности в этине (ацетилене), С₂Н₂, имеется тройная связь, указывающая на три пары обобществленных электронов.

Ковалентные соединения встречаются в биологических системах гораздо чаще, чем ионные.

Валентности некоторых широко распространенных элементов и заряды часто встречающихся ионов указаны в табл. П.1.3.

Таблица П.1.3. Валентности некоторых элементов и заряды некоторых ионов

А. Валентности некоторых элементов

Б. Заряды некоторых ионов, состоящих из одного элемента

В. Заряды некоторых ионов, состоящих из нескольких элементов

Формулы ковалентных соединений

Формулы простых ковалентных соединений указывают число атомов каждого типа, содержащихся в данной молекуле; так, формула С0₂ (диоксида углерода) показывает, что в этой молекуле один атом углерода соединен с двумя атомами кислорода.

П.1.1.4. Химические уравнения

В химическом уравнении не только формулы всех веществ, участвующих в реакции, должны быть записаны правильно, но уравнение должно быть еще и сбалансировано, т. е. на правой и на левой его стороне число атомов каждого элемента должно быть одинаковым. Поясним, как это делается.

1. Запишите уравнение словами, например:

Метан + Кислород → Диоксид углерода + Вода

2. Замените слова формулами этих соединений:

СН₄ + О₂→ СО₂ + Н₂О.

3. Проверьте, сбалансировано ли уравнение. Уравнение в п. 2 не сбалансировано, поскольку на правой стороне указано три атома кислорода, а на левой — только два; атомы водорода также не сбалансированы: четыре стоят слева и два — справа.

4. Сбалансируйте уравнение, проставив для этого перед соответствующими формулами требуемые цифры (напомним, что сами формулы менять нельзя):

СН₄ + 2O₂ → СO₂ + 2Н₂O

2O₂ означает две молекулы кислорода (4 атома кислорода); 2Н₂O означает две молекулы воды (4 атома водорода, 2 атома кислорода)

Ионные уравнения

Реакции с участием ионных соединений могут записываться просто в виде ионных уравнений. Рассмотрим следующую реакцию:

(Все три соединения в водном растворе.)

Уравнение можно записать таким образом, чтобы показать все присутствующие в системе ионы:

Исключив все ионы, показанные и слева, и справа (не участвующие в реакции), получим:

Только эта реакция в данном случае и имела место.

П.1.1.5. Кислоты, основания, соли, pH и буферы

Атом водорода состоит из одного электрона и одного протона. Если электрон утрачивается, то остается один протон, так что протон можно рассматривать как ион водорода; обычно его обозначают Н⁺. Кислотой называется вещество, способное служить донором протонов; при диссоциации (диссоциация — разделение на ионы, из которых состоит данное вещество) кислота образует в качестве катиона Н⁺. В этой книге мы будем пользоваться определением, согласно которому кислота — это вещество, которое, диссоциируя в воде, дает в качестве катиона ионы Н⁺. Сильной кислотой (примером может служить соляная кислота НСl) называется кислота, диссоциирующая почти полностью. Сильная кислота является, таким образом, более эффективным донором протонов, нежели слабая кислота, например уксусная или угольная, у которых лишь небольшая часть молекул диссоциирует с образованием ионов Н⁺:

Ниже перечислены характерные свойства кислот.

1. Многие кислоты реагируют с такими реакционноспособными металлами, как цинк или магний, что сопровождается выделением водорода.

2. Кислоты нейтрализуются основаниями, в результате чего образуются соли этих кислот и вода.

3. Почти все кислоты реагируют с карбонатами, что сопровождается выделением диоксида углерода.

4. В разбавленных растворах кислоты имеют кислый вкус, например этановая (уксусная) кислота.

5. Растворы кислот дают характерное окрашивание с индикаторами; например, синяя лакмусовая бумага окрашивается под действием кислоты в красный цвет.

Основанием называется вещество, которое реагирует с кислотой, образуя соль и воду (по-другому основание можно определить, как вещество, способное служить акцептором протонов). Большая часть оснований в воде не растворяется. Растворимые основания дают растворы, которые называются щелочами. К ним относятся, например, гидроксид натрия, гидроксид кальция и гидроксид аммония. Ниже перечислены другие характерные свойства оснований.

1. Основания обычно плохо взаимодействуют с металлами.

2. Основания реагируют с водными растворами солей большинства металлов; при этом в осадок выпадает нерастворимый гидроксид

3. При реакции оснований с солями аммония выделяется аммиак.

4. Растворы оснований дают характерное окрашивание с индикаторами; например, красная лакмусовая бумага окрашивается под действием оснований в синий цвет.

Соль — это соединение, образующееся в результате полного или частичного замещения атомов водорода кислоты металлом. Примером может служить хлорид натрия, в котором атом водорода хлористоводородной (соляной) кислоты замещен атомом натрия. При растворении соли в воде составляющие ее ионы диссоциируют, т. е. превращаются в свободные ионы, отделенные друг от друга молекулами воды.

Шкала pH

Кислотность или щелочность раствора определяется концентрацией ионов водорода в этом растворе. Концентрацию ионов водорода выражают через pH раствора (р указывает на определенную математическую операцию; Н — химический символ водорода); pH — это десятичный логарифм величины, обратной концентрации ионов водорода. В одном кубическом дециметре (1 л) чистой воды содержится 1 · 10^-7 моль ионов водорода.

Следовательно, для воды величина pH равна log(1/10⁷) = 7.

Эта величина (pH 7,0) характеризует нейтральный раствор (при комнатной температуре). Значения ниже 7,0 указывают на кислый раствор, а выше 7,0 — на щелочной.

Шкала pH охватывает пределы приблизительно от — 1 до 15 (по большей части 0—14). Это логарифмическая шкала, так что изменение на одну единицу pH соответствует десятикратному изменению концентрации ионов водорода.

Для клеток и тканей требуется pH около 7,0 и отклонения от этой величины более чем на одну или две единицы сказываются на них губительно. Следовательно, для поддержания pH жидкостей тела на более или менее постоянном уровне существуют определенные механизмы. Частично это достигается при помощи буферов.

Буферы

Буферный раствор — это раствор, содержащий смесь какой-либо слабой кислоты и ее растворимой соли. Действие его заключается в том, чтобы противостоять изменениям pH. Такого рода изменения могут возникать вследствие разбавления, а также при добавлении кислоты или соли.

Когда кислотность (концентрация ионов водорода) возрастает, свободные анионы, источником которых служит соль, легче соединяются со свободными ионами водорода и удаляют их из раствора. Когда кислотность снижается, усиливается тенденция к высвобождению ионов водорода. Таким образом, буферный раствор поддерживает постоянную, сбалансированную концентрацию ионов водорода. Поясним это на примере:

Некоторые органические соединения, в частности белки, способны действовать как буферы; это их качество особенно важно для крови.

П.1.2. Окисление и восстановление

Все биологические процессы связаны с потреблением энергии, поэтому биологам приходится изучать различные реакции, способные служить источником этой энергии. Реакции, при которых энергия высвобождается, называются экзотермическими или экзергоническими, а реакции, в которых энергия расходуется, называются эндотермическими или эндергоническими. Процессы синтеза (анаболические процессы) принадлежат к эндергоническим (примером может служить фотосинтез), а процессы распада (катаболические процессы) — к экзергоническим (примером может служить дыхание). Совокупность катаболических и анаболических реакций, протекающих в клетке в любой данный момент, составляет ее метаболизм.

Бóльшую часть необходимой энергии клетка получает за счет окисления питательных веществ в процессе дыхания. Окисление определяют, как утрату электронов. Противоположный процесс — присоединение электронов — называется восстановлением. Эти два процесса всегда происходят одновременно: электроны передаются от донора электронов, который таким образом окисляется, к акцептору электронов, который при этом восстанавливается. Реакции этого типа называются окислительно-восстановительными реакциями; в химических процессах, протекающих в биологических системах, они весьма распространены. Существует несколько различных механизмов окисления и восстановления; с ними мы и ознакомимся в последующих разделах.

П.1.2.1. Окисление

Окисление данного вещества может происходить непосредственно путем присоединения кислорода к этому веществу, и тогда эту реакцию так и называют — окислением:

Однако самой распространенной формой биологического окисления является отнятие водорода (дегидрирование):

В данном случае А окислилось, а В восстановилось.

В клетке содержится целый ряд веществ, называемых переносчиками водорода, которые действуют как В в приведенном выше примере. Всякое дегидрирование катализируется специфической дегидрогеназой. Переносчики водорода располагаются в определенной последовательности — таким образом, что уровень их потенциальной энергии (разд. П.1.6.2) снижается от одного конца ряда (того, на котором в процесс включается водород) к другому его концу. Сказанное означает, что всякий раз, когда водородные атомы передаются от одного переносчика к другому, обладающему меньшей потенциальной энергией, этот переход сопровождается высвобождением небольшого количества энергии. В определенных случаях эта энергия может запасаться в виде АТФ.

В некоторых реакциях каждый атом водорода (его можно рассматривать как ион водорода, или протон, Н⁺, плюс один отрицательно заряженный электрон, е^-) передается не в виде единого целого. Такой процесс включает только перенос электронов. Например:

Ионы железа(II) окисляются до железа(III) в результате утраты электронов, по одному на каждый ион:

Электроны переносятся на молекулу хлора, которая в результате этого восстанавливается, превращаясь в два хлорид-иона. Так что полное ионное уравнение имеет вид

Цитохромы, в состав которых входит железо, функционируют в митохондриях, перенося электроны (поступающие от водородных атомов, разделившихся на ионы водорода и электроны) вдоль электронтранспортной цепи. Здесь электроны передаются от менее электроотрицательных атомов к более электроотрицательным. Продукты таких реакций обладают меньшей потенциальной энергией, чем исходные вещества, и количество энергии, соответствующее этой разности, выделяется и используется в той или иной форме. В конце электронтранспортной цепи стоит цитохром, содержащий помимо железа еще и медь, которая непосредственно передает электроны на атмосферный кислород, окисляясь при этом:

П.1.2.2. Восстановление

Восстановление имеет место тогда, когда от какого-нибудь вещества отщепляется молекулярный кислород, когда к веществу присоединяются атомы водорода или когда вещество присоединяет электроны.

П.1.3. Изотопы

Атомы некоторых элементов существуют в нескольких формах. Эти разные формы атома называются его изотопами (от греч. isos — одинаковый; topos — место, т. е. занимающие одно и то же место в периодической системе элементов). Все изотопы данного элемента имеют одинаковое число протонов и электронов (один и тот же атомный номер), а значит, и одинаковые химические свойства; различаются же они по числу нейтронов в их ядрах, т. е. имеют разные атомные массы. Для того чтобы изотопы можно было различать, к символу элемента добавляется массовое число; в природе встречаются, например, три изотопа кислорода: ¹⁶O, ¹⁷O и ¹⁸O. Один из изотопов присутствует обычно в большем количестве, чем другие; для кислорода, в частности, соотношение его изотопов — ¹⁶O : ¹⁷O : ¹⁸O - равно 99,759% : 0,037% : 0,204%.

Некоторые комбинации протонов и нейтронов способны в течение длительного времени существовать без изменений. Такие атомные ядра называются стабильными. В других случаях ядра нестабильны, т. е. склонны к распаду с испусканием частиц или излучения. Эти ядра называются радиоактивными. Их легко обнаружить с помощью различных приборов, таких, как счетчики Гейгера-Мюллера, сцинтилляционные счетчики и т. п. С возрастанием атомного номера ядра возрастает и доля нейтронов в ядре, необходимых для того, чтобы оно оставалось стабильным. Ядро урана содержит, например, 92 протона и для стабильности ему требуется 138 нейтронов. Изотопы урана с большим числом нейтронов радиоактивны, их ядра нестабильны.

Скорость распада часто выражают через период полураспада т. е. время, на протяжении которого распадается в среднем половина всех присутствующих атомов. Например, для изотопа углерода ¹⁴С период полураспада составляет 5570 лет.

Радиоактивные изотопы могут испускать «лучи» (частицы и излучения) трех разных типов.

1. α-Частицы. Они представляют собой не что иное, как ядра атомов гелия, т. е. состоят из двух протонов и двух нейтронов. Эти частицы несут два положительных заряда.

Ниже приведен пример испускания α-частиц (см. также рис. П.4.1). (Верхний индекс при символе каждого элемента означает его массовое число, а нижний — атомный номер.)

Ядро ²³⁸U, испуская α-частицу, теряет тем самым четыре единицы массы и две единицы заряда, т. е. превращается в изотоп тория.

2. β-Частицы. Это быстро движущиеся электроны, испускаемые ядром, когда один из нейтронов превращается в протон. β-Частицы несут один отрицательный заряд (см. также рис. П.4.1).

Испусканием β-частиц сопровождается, например, распад тория:

Ядро тория испускает один электрон; таким образом, один из его нейтронов превращается в протон. Атомная масса при этом не изменяется, но атомный номер (число протонов) увеличивается на единицу, т. е. образуется изотоп протактиния.

3. γ-Лучи. Это электромагнитное излучение с очень малой длиной волны, возникающее при α- и β-распаде. γ-Лучи обладают очень высокой энергией и преградить им путь весьма трудно; они способны, например, проходить через толстый слой свинца.

α-Частицы легко задерживаются даже слоем воздуха или тонким листом бумаги. У β-частиц проникающая способность выше, но от них может защитить толстый слой алюминия или тонкий слой свинца. Эти частицы и излучение оказывают вредное воздействие на живые организмы.

П.1.4. Растворы и коллоидное состояние

Растворы состоят по меньшей мере из двух частей, или фаз: непрерывной (дисперсионной) фазы, или растворителя, и распределенной в ней дисперсной фазы, или растворенного вещества.

В 1861 г. Грэхем (Graham) выделил два типа растворенных веществ, которые он назвал кристаллоидами и коллоидами. Грэхем разделял их в зависимости от способности молекул растворенного вещества проходить через пергаментную (частично проницаемую) мембрану. На самом деле в биологических системах четкого различия между ними нет, поскольку роль биологического растворителя всегда играет вода, а свойства любого водного раствора зависят от размеров молекул растворенного вещества и от проявления силы тяжести. Различают три типа растворов.

1) Истинные растворы. В истинных растворах частицы растворенного вещества невелики и сравнимы по величине с молекулами растворителя, т. е. система гомогенна и ее частицы не разделяются под действием силы тяжести. В качестве примера можно указать солевые растворы и раствор сахарозы. Химики рассматривают такие растворы как системы, состоящие из одной фазы.

2) Коллоидные растворы. Частицы растворенного вещества велики по сравнению с молекулами растворителя, т. е. система гетерогенна, но ее частицы все еще не разделяются под действием силы тяжести; примером может служить глина в воде.

3) Суспензии или эмульсии. Частицы растворенного вещества настолько велики, что оставаться в диспергированном состоянии, не оседая под действием силы тяжести, они могут лишь при непрерывном перемешивании. Если в растворителе находятся частицы твердого вещества, то такой раствор называется суспензией, а если капельки жидкости, то — эмульсией. Примером суспензии может служить ил.

Все три перечисленные системы могут считаться дисперсными, поскольку частицы распределены здесь в дисперсионной среде. В дисперсных системах встречаются все три агрегатных состояния вещества: твердое, жидкое и газообразное, например газ в воде (содовая вода), твердое вещество в воде (раствор поваренной соли) и твердое вещество в твердом веществе (цинк в меди, т. е. латунь). Во всех этих случаях можно говорить о растворах, но обычно растворами называют системы, в которых роль растворителя играет жидкость.

Многие биологические системы существуют в виде коллоидных растворов, которые могут быть гидрофобными или гидрофильными; гидрофобный золь (например, глина или древесный уголь в воде) отталкивает воду, а гидрофильный золь (крахмальный клейстер, студень, желатин и агар) притягивает ее. Большая часть коллоидных растворов, содержащихся в организмах, в частности белковые растворы, представляют собой гидрофобные золи. Вязкость гидрофобного золя, например студня, можно увеличить, повышая его концентрацию или понижая температуру. В конце концов при увеличении вязкости золь может застыть. Такой застывший золь называют гелем. Гель представляет собой более или менее плотную коллоидную систему, хотя, вообще говоря, строгого различия между золем и гелем нет. На переходы золь—гель влияют и такие факторы, как ионный состав, pH и давление. Все это при определенных обстоятельствах может играть важную роль в живых клетках.

В табл. П.1.4 приведены различные характеристики коллоидного состояния.

Таблица П.1.4. Характеристики коллоидного состояния

П.1.5. Диффузия и осмос

Молекулы и ионы в растворе могут перемещаться пассивно и спонтанно в определенном направлении в результате диффузии. (Осмос — особый вид диффузии. Он подробно описан в разд. 5.9.8.) Для такого перемещения в живых организмах — в отличие от активного транспорта — затраты энергии не требуется. Другой тип движения, а именно объемный поток, рассматривается в гл. 13.

П.1.5.1. Диффузия

Диффузия связана с беспорядочным и спонтанным движением отдельных молекул и ионов. Если, например, оставить открытой склянку с концентрированным водным раствором аммиака, то очень скоро запах аммиака распространится по всей комнате. Этот процесс распространения молекул аммиака представляет собой диффузию, и, хотя любая молекула может двигаться в любом направлении, реальный поток молекул направлен из склянки наружу, т. е. от источника, где их концентрация велика, в те области, где их концентрация ниже. Диффузию, следовательно, можно определить, как движение молекул или ионов из области с высокой концентрацией в область с более низкой концентрацией, иными словами, как движение по градиенту концентрации. В отличие от того, что характерно для объемного потока, реальная диффузия различных типов молекул или ионов может идти одновременно в разных направлениях, при этом каждый тип молекул движется по своему градиенту концентрации. В легких, например, кислород диффундирует в кровь, а диоксид углерода в то же самое время диффундирует из крови в альвеолы, но объемный поток крови в легких может иметь только одно направление. При равных градиентах концентрации мелкие молекулы и ионы диффундируют быстрее крупных. Существует особая диффузия, называемая облегченной диффузией. Она описана в разд. 5.9.8.

П.1.6. Законы термодинамики

Все химические превращения подчиняются законам термодинамики. Первый закон, называемый законом сохранения энергии, гласит, что для любого химического процесса общая энергия системы и ее окружения всегда остается постоянной. Это означает, что энергия не исчезает и не возникает вновь, так что если какая-либо химическая система приобретает энергию, то такое же количество энергии должно изыматься из ее окружения, и наоборот. Энергия, следовательно, может перераспределяться, переходить в другую форму или претерпевать оба этих превращения, но она не может исчезать.

Из второго закона термодинамики следует, что система и ее окружение, будучи предоставлены самим себе, приближаются обычно к состоянию максимальной неупорядоченности (энтропии). Это значит, что высокоупорядоченные системы легко разрушаются, если на поддержание их упорядоченности не затрачивается энергия. Все биологические процессы подчиняются этим двум законам термодинамики и управляются ими.

П.1.6.1. Энергетические соотношения в живых системах

Рассмотрим разложение пероксида водорода на кислород и воду:

Вообще чистый пероксид водорода может существовать в течение длительного времени и заметно не разлагаться. Для того чтобы произошло разложение, его молекулы при столкновении должны иметь энергию, превышающую определенный уровень, называемый энергией активации, Е_а. Когда этот активационный барьер достигнут, в молекулах изменяется характер связей и реакция генерирует достаточно энергии для того, чтобы идти спонтанно. Величина энергии активации для разных реагентов различна.

Нагревание — самый простой способ достичь энергии активации; большей части реагентов необходимы гораздо большие количества тепловой энергии, нежели те, какими они обладают при обычных температурах. Так, разложение пероксида водорода уже при 150 °С идет настолько быстро, что реакция становится взрывоподобной. В этой реакции образуются вода и кислород и выделяется энергия. Общее изменение энергии, происходящее в результате реакции, называют изменением свободной энергии (ΔG). Поскольку данная реакция протекает очень быстро, а ее продукты — вода и кислород — в обычных условиях не соединяются вновь, т. е. обратной реакции не происходит, высвободившаяся энергия фактически теряется — переходит от этой химической системы в окружающую среду. Величина AGявляется, таким образом, отрицательной (рис. П.1.3.).

Рис. П.1.3. Энергия активации.

Для биологических систем высокие температуры губительны, и здесь их действие заменяется действием ферментов. Выступая в качестве катализаторов, ферменты снижают энергию активации, необходимую данным реагентам, и таким путем обеспечивают более высокие скорости реакций без добавления энергии извне, т. е., в частности, без повышения температуры. В живых системах быстрое разложение пероксида водорода происходит под действием фермента каталазы.

П.1.6.2. Потенциальная энергия

Потенциальная энергия — это та энергия, которой обладает система в силу своего положения и существующих условий. Представим себе шар, неподвижно лежащий у края наклонной плоскости (рис. П.1.4). Этот шар обладает гравитационной потенциальной энергией, эквивалентной той работе, которую пришлось выполнить, чтобы поместить его в данное место. Если шар скатится вниз, то часть его потенциальной энергии превратится в кинетическую. Когда теперь он остановится внизу, его потенциальная энергия будет меньше, чем она была наверху. Чтобы восстановить потенциальную энергию шара до ее исходного значения, потребуется снова поднять шар наверх за счет энергии, заимствованной из окружения.

Рис. П.1.4. Потенциальная и кинетическая энергия.

Потенциальную энергию для биологических систем накапливают зеленые растения в процессе фотосинтеза, когда они синтезируют сахара (рис. П.1.5.). Во время этого процесса некоторые электроны под действием солнечной энергии переходят на другой, более высокий энергетический уровень, приобретая таким образом потенциальную энергию. Затем, когда при дыхании происходит окисление сахаров, потенциальная энергия этих электронов используется в различной форме живыми системами.

Рис. П.1.5. Поток энергии в биологических системах.

П.1.7. Хроматография

Хроматография — это метод, применяемый для разделения различных смесей на составляющие их компоненты. Метод основан на том, что в неподвижной среде, через которую протекает растворитель, каждый из компонентов, увлекаемых растворителем, движется со своей собственной скоростью независимо от других. Если, например, смесь пигментов, обусловливающих зеленую окраску растений, растворить в соответствующем растворителе и пропустить через какую-либо неподвижную среду, скажем, молотый мел, то эта смесь разделится на несколько различным образом окрашенных пигментов. Такого рода разделение описано в опыте П. 1.3.

В зависимости от природы используемой неподвижной среды различают три главных типа хроматографии: бумажную, колоночную и тонкослойную. Бумажная хроматография описана в опытах П.1.1.—П.1.3, и в разд. 7.6.3. Различные хроматографические методики широко используются в настоящее время в химии, биологии, биохимии и в таких специальных областях, как судебная медицина.

Электрофорез

Электрофорез представляет собой одну из модификаций хроматографии, применяемую для разделения молекул, несущих заряды. В хроматографической среде под влиянием приложенного электрического поля одна сторона оказывается заряженной положительно, а другая — отрицательно. Отдельные молекулы в разделяемой смеси движутся к той или другой стороне в зависимости от их относительных масс и зарядов. Электрофорез широко применяется для выделения и идентификации аминокислот; дальнейшее усовершенствование методики достигается в этом случае регулированием pH среды.

П.1.7.1. Величины R_f

При хроматографии подвижность растворенного вещества относительно фронта растворителя постоянна для данного вещества. Это может быть выражено величиной R_f как показано ниже:

Если фронт растворителя выходит за пределы бумаги, то подвижность данного растворенного вещества можно выразить в сравнении с подвижностью другого стандартного вещества. Тогда

См. рис. П.1.6, В.

П.1.7.2. Двухмерная бумажная хроматография

Хроматографией, идущей только в одном направлении, не всегда можно эффективно разделить сложную смесь веществ. В этом случае для лучшего разрешения пятен должно быть проведено дополнительное разделение в перпендикулярном направлении с использованием второго растворителя (рис. П.1.6, Г).

Рис. П.1.6. Методы хроматографии.

Для этого используют квадратный лист бумаги. Образец наносят на стартовую линию около одного из углов и проводят разделение в первом направлении. Бумагу вынимают из камеры, сушат, поворачивают на 90° и проводят повторное хроматографическое разделение, используя растворитель с иными свойствами. В результате вещества, частично разделенные после первого пробега, окончательно разделяются во втором растворителе. Бумагу вынимают, сушат и выявляют разделенные вещества соответствующим реактивом. Идентифицировать данное вещество можно, сравнив его местоположение с положением известных стандартных веществ. Такой метод использовал Кальвин в экспериментах по идентификации первичных продуктов фотосинтеза (разд. 7.6.3).

Прежде чем начать хроматографию веществ, которые вам необходимо идентифицировать, следует попрактиковаться в этом, используя цветные чернила или индикаторы. Проведя опыты, которые описаны ниже, вы убедитесь, что чем концентрированнее стартовое пятно, тем лучше пойдет разделение. Вы убедитесь также в том, что разделение проходит лучше при более длинном хроматографическом пробеге.

Опыт П.1.1. Разделение индикаторов

Материалы и оборудование

Хроматографическая бумага ватман № 1 или № 3

Метиловый оранжевый (защищенный)

Бутылка с аммиаком 880

Чашка Петри

Пипетка

Методика

Нанесите каплю защищенного метилового оранжевого в центр хроматографической бумаги. Высушите бумагу, помахав ею в воздухе, немного подержите ее над открытой бутылкой аммиака 880 и затем положите на чашку Петри (рис. П.1.6, А). Капните одну каплю воды на пятно индикатора.

Наблюдаемый эффект

Два индикатора, содержащиеся в растворе метилового оранжевого, движутся центробежно с разными скоростями, причем синее кольцо движется быстрее желтого. Синее кольцо — это индикатор бромтимоловый синий, а желтое — метиловый оранжевый.

Опыт П.1.2. Разделение цветных чернил на составляющие компоненты

Материалы и оборудование

Лабораторная пробирка

Пробка

Хроматографическая бумага

Канцелярская кнопка

Фломастеры

Дистиллированная вода

Методика

1. Возьмите пробирку и пробку (см. рис. П.1.6, Б) и прикрепите прямоугольник из хроматографической бумаги к пробке с помощью кнопки. Параллельно свободному концу хроматографической бумаги на расстоянии примерно 1 см от края проведите карандашом линию.

2. Разметьте стартовую линию крестиками через равные интервалы; на каждый цвет чернил должно приходиться по одному крестику.

3. Фломастерами с водорастворимыми чернилами разных цветов нанесите на каждый крестик по пятну чернил разного цвета и под каждым пятном отметьте его местоположение карандашом. Пятно должно быть не более 2 мм в диаметре. Высушите пятна.

4. Подвесьте бумагу в пробирке таким образом, чтобы стартовая линия находилась около поверхности растворителя, а конец бумаги был погружен в растворитель. Растворителем служит дистиллированная вода.

5. Продолжайте хроматографию до тех пор, пока фронт растворителя не окажется на расстоянии 1 см от верхнего края бумаги. Выньте хроматограмму и высушите ее, предварительно отметив карандашом положение фронта растворителя.

6. Если имеются хроматографические камеры большего размера, то их можно использовать как для восходящей, так и для нисходящей хроматографии.

Опыт П.1.3. Разделение растительных пигментов при помощи бумажной хроматографии

Материалы и оборудование

Листья крапивы или шпината

Гомогенизатор или нож 90% пропанон (ацетон)

Ступка с пестиком

Небольшой отрезок капиллярной трубки

Воронка Бюхнера

Делительная воронка

Петролейный эфир (темп, кипения 37,8 — 48,9 °С)

Хроматографическая бумага

Лабораторная пробирка

Пробка

Канцелярская кнопка

Методика

Измельчите несколько листьев крапивы (Urtica dioica) или шпината в гомогенизаторе (или просто разрежьте их ножом на мелкие кусочки). Разотрите листья с 90% ацетоном в ступке. Профильтруйте экстракт через воронку Бюхнера и делительную воронку. Добавьте равный объем петролейного эфира. Энергично встряхните смесь. Несколько раз промойте смесь водой, каждый раз удаляя водную фазу с ее содержимым. Растворитель для хроматографии состоит из 100 частей петролейного эфира и 12 частей 90% ацетона. Закрепите хроматографическую бумагу в пробирке так же, как это было описано в приведенной выше методике, затем, так же, как в предыдущем случае, проведите карандашом линию на расстоянии 1 см от нижнего края бумаги. Небольшим отрезком капиллярной трубки нанесите смесь пигментов посередине карандашной линии. Налейте в пробирку растворитель слоем толщиной в 2 см, затем закрепите пробку и бумагу в пробирке. Дайте растворителю подняться по бумаге почти до пробки. Это должно занять около 1—2 ч. На это время поместите пробирку в слабо освещенное место.

Результаты

Должны быть видны следующие цветные пятна: