смотря ни се 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 (|юрментативиая peaкция имеет более низкую энергию активации. Следует о1метить, что как катлятпируемая <|юрментом, так и не жаталжзжрусмая нм реакция независимо от ее пути имеет о;знаковую величину стандартного изменения свободной энергии (AG). 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 рвноеесия и изменением свободной энергии реагирующих веществ математически принято выражать уравнением А(:

= —Е'Т* liul, где R — газовая постоянная; Т — абсолютная температура в Кельвинах; \ПК- натуральный логарифм константы равновесия; AG - стандартное изменение свободной энергии, Дж/моль. Из представленного уравнения вытекает, что при

* Величину энергии активации обычно выражают в джоули на моль (/(ж/моль), высоком значении К величина Ш оказывается отрицательной. Подобные реакции сопровождаются уменьшением свободной энергии. При низком значении К величина AG 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 i чюкои> I фосф.па в глюкозо-6-фосфат, катализируемой <|>ерментом (|кк<|мн ||кжо\гута;ой, ипредеиямт количество глюкозо-6- и глюкозо-1-фосфата при достижении химического JVNAIO-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 AG = -7329 Дж/моль. Это означает, что при превращении 1 моля глюкозо -1 - фосфата в 1 моль глюкоэо-6-фосфата при температуре 25°С происходит уменьшение свободной энергии системы на 7329 Дж.

Таким образом, в механизме ферментативного катализа тедугцро рож играют промежуточные фермент-субстратные комплексы, образование которых 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 способность живых организмов кинетически регулировать химические реакции, подавляя стремление к достижению термод!итмического равновесия. Ферментативная кинетика занимается исследованием закономерностей ВЛИЯНИЯ химической природы реагирующих веществ (ферментов, субстратов) и условий их взаимодействия (концентрация, рН среды, температуры, присутствие активаторов или ингибиторов) на скорость грерментативной реакции. Главной целью изучения кинетики ферментативных реакций является получение информации, которая может способствовать выяснению моле кулярншо механизма действия фермента.

Общие I ipi 1111 u 11 N>I KIN IE ги к и химических IV акций применимы и к (|>ер ментативным реакциям. Известно, что любая химическая реакция характеризуется константой термодинамического равновесия. Она выражает состояние химического равновесия, достигаемого системой, и обозначается Kf Так, для реакции:

к « .С) D

А В ' I D К '

А \В

I \ 1 **" К. «™

константа равновесия равна произведению концентраций образующихся

веществ, деленному на произведение концентрации исходных веществ.

Значение константы равновесия обычно находят пч соотношения констант

скоростей прямот! (кп) п обратной (к ,) реакции, т.е. А',. к.п/к г

U состоянии равновесия скорость примой реакции: vu A-.J^I] равна

скорости обратной реакции: v_x = k_JC\ * [D], т. е. v+1 = v_x соответственно k+l[A]*[B] = к_х[С\ • [D], или

I • D к ,

- отсюда - К,

• , А' В ,* ,

4.12. Теоретический график 'ЗАВИСИМОСТИ скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата при постоянной концентрации фермента.

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

скорость реакции пропорциональна концентрации субсмрячи); h реакция смешанного порядка; в - реакция нулевого порядка, когда v и скорость реакции не

зависит от концентрации субстрата.

Таким образом, константа равновесия равна ототттеттию констант скоростей прямом п обратной |>еакцип. Нсличипу, обратную константе равновесия, принято называть субстратной константой, или. и случае ферментатлвиоп реакции, константой диссоциации фермент суб стратного комплекса, и обозначать символом Ks. Так, в реакции

к ? г—>

Е S Г- К. - ~~- -J к - •:ъ "

т.е. Ks равна отношению произведения концентрации фермента и субст рата к концентрации фермент-субстратного комплекса или отношению констант