КИНЕТИКА БИОЛОГИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

КИНЕТИКА БИОЛОГИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ — учение о закономерностях и скоростях протекания различных биологических процессов (биохимических реакций, биоэлектрических явлений, проницаемости через биологические мембраны и т. д.); одно из направлений Фармакокинетика), при изучении динамики ферментативных процессов, протекающих в организме в норме и патологии.

В основе К. б. п. лежит кинетика химических реакций, изучающая законы протекания хим. процессов во времени, их скорость и механизмы. С исследованиями в этой области связаны основные направления развития совр, химии и хим. промышленности, разработка принципов управления хим. процессами, изучение «поведения» различных хим. веществ и изделий из них в различных условиях и т. д.

Хим. реакции, в результате которых исходные вещества непосредственно превращаются в продукты реакции (т. е. протекают в одну стадию), называют простыми или одностадийными реакциями. Если же процесс превращения исходных веществ в продукты реакции протекает в несколько стадий, то реакцию называют сложной или многостадийной. Подавляющее большинство биохим, реакций, протекающих в организме, является сложными реакциями.

Хим. реакции могут протекать в гомогенной системе, т. е. в пределах одной фазы, или гетерогенной системе, т. е. на границе раздела фаз.

Скорость гомогенной реакции определяется как количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема. Следовательно, скорость гомогенной реакции (v) можно определить как изменение концентрации одного из веществ (Δс), вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени (Δt), при условий постоянства объема реакционной системы:

v = - (Δc/Δt)

Знак минус показывает, что концентрация вещества убывает со временем.

С уменьшением промежутка времени (Δt) отношение Δc/Δt все больше приближается к истинной скорости реакции (v) в данный момент времени (t):

v = - (dc/dt)

В более общем виде скорость хим. реакции (αА + βВ = γМ + nN), идущей с участием многих компонентов, можно выразить уравнением:

где СА, СВ... CN —концентрации каждого из компонентов в данный момент времени, α, β...n — стехиометрические коэффициенты этих веществ в уравнении реакции, k — коэффициент пропорциональности, или константа скорости.

Температурная зависимость скорости хим. реакции в общем виде выражается уравнением Аррениуса:

где k0 — постоянная для данной реакции величина, e — основание натурального логарифма, E — энергия активации данной реакции, R — универсальная газовая постоянная, T — абсолютная температура.

Из уравнения Аррениуса следует, что с повышением температуры в арифметической прогрессии скорость реакции возрастает в геометрической прогрессии и чем меньше E, тем с большей скоростью протекает реакция (известно мало реакций, скорость которых уменьшается с возрастанием температуры). Скорость ферментативных реакций возрастает с повышением температуры лишь до достижения температуры инактивации данного фермента; с дальнейшим повышением температуры скорость ферментативной реакции уменьшается.

Абсолютные значения констант скоростей наиболее простых хим. реакций могут быть рассчитаны на основании теории переходного состояния (или активированного комплекса), предложенной в 1935 г. Эйрингом (H. Eyring). В соответствии с этой теорией реакция, выражаемая, напр., уравнением: А + ВС — =АВ + С, протекает через стадию образования активированного комплекса (ABC), в к-ром атом (молекула) В принадлежит в равной степени и исходной молекуле (ВС), и новой — (АВ). В ходе дальнейшей реакции активированный комплекс распадается на конечные продукты А В и С. Теория активированного комплекса дает возможность определить наиболее вероятное направление реакции и рассчитать скорость ее течения.

При изучении кинетики хим. реакций и выяснении механизма их течения большое значение имеет установление стехиометрии (молекулярности) реакции, т. е. числа молекул, участвующих в элементарном акте хим. реакции, и порядка реакции, т. е. вида уравнения реакции, к-рое описывает течение данной реакции во времени.

Мономолекулярные реакции (превращение претерпевает одна молекула) могут быть представлены общим уравнением:

А <-> В или А <-> В + D.

К такого рода реакциям относятся изомерные превращения (напр., цисизомера в трансизомер) и некоторые реакции разложения (напр., распад молекул йода на атомы при нагревании: I₂ = 2I).

В бимолекулярных реакциях участвуют две молекулы вещества (напр., разложение йодистого водорода: 2HI = H₂ + I₂ или омыление сложных эфиров щелочью: RCOOR₁ + NaOH = RCOONa + R₁OH).

Если скорость реакции зависит от концентрации одного исходного вещества, то реакция называется реакцией первого порядка. К реакциям первого порядка, кроме указанных выше истинных мономолекулярных реакций, относятся гидролиз сложных эфиров при наличии избытка воды, каталитическое разложение перекиси водорода и др. Эти реакции отличаются тем, что одинаковым промежуткам времени отвечают одинаковые доли прореагировавшего вещества. Скорость таких реакций пропорциональна произведению концентраций двух веществ. Эти реакции называются реакциями второго порядка. Среди биохим, процессов реакции более высокого порядка не встречаются.

Известны хим. реакции, скорость которых постоянна и не зависит от концентрации реагирующих веществ. К такого рода реакциям, называемым реакциями нулевого порядка, относятся многие ферментативные процессы при высоких концентрациях субстрата, процесс денатурации белков на поверхностях раздела фаз и др. Для таких реакций между убылью концентрации реагирующего вещества и временем существует прямая пропорциональность.

Известно большое число сложных хим. процессов. Среди них различают параллельные, последовательные, сопряженные, аутокаталитические, цепные и другие реакции. При параллельных реакциях исходные вещества одновременно вступают в две (или более) реакции. Напр., бертолетова соль при умеренном нагревании одновременно претерпевает распад в двух направлениях:

Последовательные реакции могут быть представлены общим уравнением А —> В —> С —> D ; вещества В и D являются здесь промежуточными продуктами реакции. Примером может служить гидролиз полисахаридов, напр.:

Если одна из последовательных реакций протекает медленно по сравнению с другими, то общая скорость процесса определяется скоростью этой медленной реакции. Сопряженные реакции протекают в соответствии с уравнениями:

а) А + В -> М

б) А + C -> N

При этом одна из реакций (а) протекает лишь тогда, когда совместно с ней происходит другая реакция (б). Другими словами, реакция а индуцируется реакцией б. Вещество А, общее для обеих реакций, называется актором, вещество В — акцептором и вещество С — индуктором. Например, р-р индиго (вещество В) не обесцвечивается кислородом (Л), но если к р-ру прибавить бензальдегид (С), то последний окисляется в бензойную к-ту (N) и одновременно индиго окисляется в изатин (М).

К сложным реакциям относятся также аутокаталитические реакции (см. цепные реакции (см.). Кинетика всех этих реакций выражается довольно сложными математическими уравнениями, поскольку большинство биохим, реакций, протекающих в организме, относится к сложным реакциям.

Скорость гетерогенной реакции определяется как количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы раздела. Если величина поверхности фазы, на к-рой происходит реакция, трудно измерима (что и имеет место обычно на практике), то скорость гетерогенной реакции относят не к единице поверхности, а к единице массы или объема фазы.

Скорость гетерогенных реакций тесно связана с процессами переноса вещества. В гетерогенной реакции могут быть выделены три основные стадии: подвод реагентов к поверхности фазы (стадия а), хим. реакция на поверхности фазы (б) и удаление продуктов реакции от поверхности фазы (в).

При малой энергии активации хим. реакции скорость гетерогенной реакции в основном определяется (лимитируется) скоростями а же стадий. При большой энергии активации хим. реакции скорость гетерогенного процесса лимитируется второй стадией (б).

Особенности протекания хим. реакций в биол, системах рассматривает кинетика биологических процессов. Биологические реакции представляют собой ферментативные процессы, протекающие в Сложно организованной системе. Такие системы обмениваются с окружающей средой энергией и веществом, вследствие чего их называют открытыми системами (см. гомеостаза (см.).

Другой особенностью биол, процессов является то, что в открытой системе сложные ферментативные реакции (полиферментативные процессы) обладают свойством осуществлять саморегуляцию, т. е. увеличивать или уменьшать скорость, вследствие активаций или ингибирования (торможения) процесса конечными продуктами или веществами, образующимися в ходе данной реакции (см. Биологическая система, ауторегуляция). Скорость и направление такого процесса часто регулируются относительно небольшим количеством таких стадий, которые в данном случае можно считать управляющими (или определяющими). В случае, напр., совокупности последовательных реакций ими могут быть стадии, протекающие с наименьшей скоростью. При этом изменение скорости той или иной стадии под влиянием ингибитора или активатора приводит к изменению скорости протекания всего биол, процесса.

Скорость протекания реакций в живом организме определяется прежде всего ферментами управляющих стадий (ключевыми ферментами), могущими влиять на свойства других ферментов и структурные условия развития реакции. Поэтому К. б. п. следует рассматривать как кинетику сложного процесса, представляющего собой совокупность сопряженных, последовательных, параллельных и других реакций.

Исследование различных простейших реакций, составляющих совокупность биол, процессов, с помощью методов хим. кинетики показывает, что основные кинетические закономерности и их полное математическое описание оказываются достаточно сложным и даже в случае самых простых сочетаний элементарных хим. реакций. Однако исследование кинетики сложного процесса существенно упрощается, если удается расчленить его на стадии, сильно различающиеся по временному масштабу — т. е. быстрые и медленные стадии. Напр., фотопроцесс (см. Фотохимические реакции) можно разделить на быструю (фотовозбуждение) и медленную (образование фотопродукта) стадии. В случае простейшей ферментативной реакции быстрой стадией служит образование ферментсубстратного комплекса, а медленной — образование конечного продукта и т. д.

Кинетику сложного процесса часто изучают, анализируя поведение одного определяющего звена (управляющей стадии), либо наиболее медленного, лимитирующего общую скорость всей реакции (при последовательном его включении в цепь), либо наиболее быстрого, служащего основным путем реакции (при параллельном включении его в цепь). Таким звеном часто оказывается элементарный процесс , сочетающий обратимую и необратимую стадии.

Элементом С наряду с обычными промежуточными продуктами могут служить неустойчивые образования, относительные концентрации которых невелики, но тем не менее определяют течение всего процесса (напр., активированные комплексы, возбужденные светом молекулы, и т. п.). Скорость необратимой (или слабообратимой) стадии процесса в целом непосредственно зависит от концентрации таких переходных состояний. Стационарная концентрация промежуточного соединения (С) устанавливается и поддерживается благодаря существованию обратимой стадии процесса, что позволяет вычислить концентрацию активного промежуточного продукта через константу его диссоциации, равновесия с исходным субстратом и концентрацию этого субстрата.

Различные биол, процессы протекают при участии разнообразных ферментов, которые ускоряют реакции. Фермент (Е), связываясь с субстратом реакции (S), образует ферментсубстратный активированный комплекс (ES). Реакция при этом протекает по схеме:

где P — продукт реакции. Первая стадия является обратимой, а вторая — необратимой (или слабообратимой) .

Ферментативные реакции имеют характерную особенность насыщения субстратом. При небольших концентрациях субстрата скорость ферментативной реакции увеличивается пропорционально его концентрации (реакция первого порядка), а при больших концентрациях становится постоянной (т. е. переходит в реакцию нулевого порядка).

Зависимость скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата описывается уравнением Михаэлиса — Ментен:

v = (V*S)/(km + S),

где v — скорость реакции, V — максимальная скорость реакции, km — константа Михаэлиса, численно равная концентрации субстрата, при к-рой скорость реакции достигает значения 0,5 V (см. Ферменты).

Необходимо учесть, что кинетика многих ферментативных реакций оказывается более сложной, чем это следует из уравнения Михаэлиса, поскольку в ферментативной реакции могут участвовать несколько субстратов и образовываться несколько продуктов, а также принимать участие специфические обратимые или необратимые активаторы или ингибиторы (обратимые, образуя с ферментом диссоциирующие комплексы, и необратимые, образуя нед Ассоциирующие комплексы, вызывают изменения в функц, группах фермента). Обратимый ингибитор может изменять каталитическое действие фермента вследствие взаимодействия непосредственно с его активным центром, препятствуя тем самым связыванию с субстратом. Возможен и другой механизм, когда ингибитор взаимодействует с участком молекулы фермента, который расположен вне активного центра. В первом случае субстрат и ингибитор, реагируя только со свободным ферментом, будут конкурировать за активный центр (конкурентное ингибирование) и образовывать комплексы фермент—субстрат (ES) и фермент—ингибитор (ЕI). Во втором случае неконкурентного ингибирования ингибитор взаимодействует с ферментом вне активного центра, и каталитические свойства фермента изменяются вследствие непрямого влияния на реакционную способность центра (через так наз. регуляторный центр). При этом субстрат и фермент уже не конкурируют за активный центр, а взаимодействуют с ферментом независимо, образуя, помимо комплексов ES и ЕI, третичные комплексы — фермент — субстрат — ингибитор (ESI). Изучены соотношения между скоростью ферментативной реакции (v) и концентрациями субстрата и ингибитора: для конкурентного ингибирования

а для неконкурентного

где I — концентрация ингибитора, ki — константа диссоциации комплекса фермент—ингибитор, S — концентрация субстрата, V — максимальная скорость реакции, km — константа Михаэлиса.

Конкурентное и неконкурентное ингибирование ферментативных реакций широко распространено в биол, системах. В качестве примера неконкурентного торможения можно привести действие ионов тяжелых металлов (Hg, Ag), участвующих в отравлении некоторых участков активных центров (в частности SH-групп ферментов) .

В качестве ингибитора может выступать и субстрат ферментативной реакции (субстратное ингибирование) . В этом случае при возрастании концентрации субстрата скорость реакции вначале возрастает, а затем, достигнув максимального значения, начинает падать, и процесс тормозится. Такая кинетика процесса является следствием взаимодействия молекул субстрата с ферментом, ведущего к образованию наряду с активным и неактивного фермент-субстратного комплекса. Примером субстратного ингибирования может служить, в частности, реакция ингибирования уреазы высокими концентрациями мочевины.

Говоря об активации ферментативных реакций, следует учесть, что некоторые энзимы требуют для проявления своей активности участия в реакции определенных небелковых веществ. Напр., активаторами могут служить различные ионы или коферменты сложной природы. Ионы Na+, K+ активируют АТФ-азу, фосфофруктокиназу, пируваткиназу, Mn+ — декарбоксилазу и пептидазу. Активаторы могут изменять молекулу фермента, превращая при этом неактивный белок в активный фермент. Таково, напр., активирование пепсиногена в пепсин или трипсиногена в трипсин.

Активирующее или тормозящее действие на ферментативный процесс могут оказывать водородные ионы. Известно, что pH определяет степень диссоциации ионогенных групп энзима. Если ионогенная группа входит в активный центр, то при изменении pH происходит изменение связывания субстрата с ферментом. Обычно скорость ферментативной реакции в зависимости от pH среды выражается кривой с максимумом, охватывающим сравнительно узкий диапазон изменений pH среды* Так, максимальная ферментативная активность пепсина проявляется при pH ок. 2, карбоксилазы — при pH ок. 5, амилазы — при pH ок. 7. Поэтому нарушения в регуляции процессов, ответственных за поддержание нужных значений pH в данной среде часто влекут за собой патол, изменения в активности ферментов, что наблюдается при некоторых патол, состояниях.

Одним из существенных факторов, влияющих на К. б. п., следует считать температуру. При изучении влияния температуры на скорость биол, процессов обычно пользуются понятиями температурного коэффициента скорости реакции (Q10) и энергии активации. Энергия активации большинства биол, процессов лежит в пределах 5—20 ккал/моль; фотохим. процессы имеют величину E в пределах 500—1100 кал/моль.

Теория активированного комплекса и абсолютных скоростей реакций позволяет учесть влияние на скорость ферментативных реакций не только температуры и энергии активации, но также истерического (пространственного) фактора, учитывающего конфигурацию реагирующих молекул и возможность осуществления реакции при столкновении молекул лишь определенными участками. Этот фактор входит в уравнение Аррениуса, наряду с чис

лом столкновений, в константу k0. Особенно важно учитывать его в реакциях взаимодействия крупных молекул. Это дает возможность, в частности, понять, почему некоторые процессы протекают очень быстро даже при невысокой температуре несмотря на то, что энергия активации, определяемая по температурной зависимости, велика. Напр., при денатурации пепсина меньшая часть энергетического барьера определяется энергией, к-рую необходимо затратить для разрыва молекулярных связей при активации пепсина (ок. 18 ккал/моль), а большая часть — стерическим фактором (ок. 45 ккал/моль).

Важную роль в организме могут играть реакции, в ходе которых образуются продукты, сами служащие катализаторами данной реакции; такие реакции называются аутокаталитическими. Для такой реакции скорость зависит от концентрации как исходных, так и конечных веществ. Зависимость изменения концентрации конечного продукта во времени выражается в этом случае 5-образной кривой, показывающей, что выход продукта в течение начального промежутка времени (индукционный период) сравнительно мал, а затем скорость реакции резко возрастает и продукт быстро накапливается.

Особый интерес представляют так наз. цепные реакции. Начальная активация (инициирование) цепных реакций осуществляется свободными радикалами (см. Лучевые повреждения).

Огромное число процессов, катализируемых ферментами в живой клетке, составляет четко организованную пространственно-временную «сетку» взаимосвязанных реакций (см. Нервный импульс) и т. д.

Изучение кинетики сложных систем, к-рыми и являются биол, процессы, часто требует применения метода математического моделирования (см.), позволяющего описывать изменение основных параметров биол, систем и процессов во времени. Существуют специальные математические приемы, позволяющие расчленять сложную совокупность реакций на отдельные стадии, различающиеся своими скоростями, и изучать поведение системы без точного аналитического решения сложных уравнений. Такой подход с успехом применяется для изучения особенностей течения многих биол, процессов.

Разработаны математические модели для некоторых ферментативных реакций, предложены модели активных биол, мембран (см. Мембраны биологические), роста клеточных популяций, динамики иммунных реакций и др. С помощью математической модели иммунной реакции изучалась, в частности, природа периодических режимов, отражающих колебательное течение некоторых болезней типа малярии. С помощью математического моделирования также с успехом изучалась динамика первичного и вторичного иммунного ответа.

Изучение К. б. п. с помощью методов математического моделирования позволяет получить информацию о сути изучаемых явлений и использовать результаты на практике. Исследование кинетики ингибирования и активации реакций, кинетики проницаемости биол, мембран клетки, изучение скоростей реакций, ответственных за выведение некоторых веществ из организма, имеют большое значение при решении вопроса о фармакол, ценности того или иного лекарственного препарата или о характере его действия в различных условиях (см. Фармакокинетика). Вариации закономерностей, обусловленные изменениями температурных условий, значений pH среды, характера регуляции и других сторон К. б. п., связаны с особенностью деятельности многих важнейших ферментов и могут служить информацией о развитии различных патол, процессов. Динамика роста различных новообразований в органи ше, ускорение или торможение процесса под влиянием различных внутренних и внешних факторов также исследуется с помощью кинетических методов анализа биол* процессов.

Библиография: Березин И. В. и Клёсов А. А. Практический курс химической и ферментативной кинетики, М., 1976; Биофизика, под ред. Б. Н. Тарусова и О. Р. Колье, с. 48, М., 1968; Еремин E. Н. Основы химической кинетики, М., 1976, библиогр.; Курский М.Д., Косте-Р и н С. А. и P ы б а л ь ч e н к о В. К. Биохимическая кинетика, Киев, 1977, библиогр.; Ленинджер А. Биохимия, пер. с англ., М., 1976; Романовский Ю. М., Степанова Н. В. и’Чер-н а в с к и й Д. С. Математическое моделирование в биофизике, М., 1975, библиогр.; Рубин А. Б. Термодинамика биологических процессов, М., 1976; Уэйт Н. Химическая кинетика, пер. с англ., М., 1974; Уэстли Дж. Ферментативный катализ, пер. с англ., М., 1972; Эмануэль H. М. Кинетика экспериментальных опухолевых процессов, М., 1977; Эмануэль H. М. иКнорре Д. Г. Курс химической кинетики, М., 1974.

Б. А. Гуляев; В. П. Мишин (хим. кинетика).