Osnovy_biokhimii_Uayt_tom_1 (1123309), страница 20
Текст из файла (страница 20)
Хотя неполярные алнфатические и ароматические аминокислоты вносят свой вклад в формирование пространственной структуры белков, участвуя главным образом во внутренних гидрофобных взаимодействиях, некоторые К-группы этих остатков располагаются вблизи поверхности глобулы и могут быть обнаружены с помощью специфических реагентов. Например, некоторые остатки тирозпна, находящиеся на поверхности белка, нормально взаимодействуют с различными реагонтами на фенольную группу, тогда как другие находятся в и!дрофобном окружения внутри молекулы и потому нереакционноспособны.
Вероятность гидратации гидрофобных остатков мала, и потому онн могут находиться в поверхностных районах глобулы белка только благодаря стабилизации этих районов сольватированными полярными н ионными группами, расположенными в их непосредственном окружении. Ароматические аминокислоты ответственны за свойство большинства белков поглощать УФ-излучение (с максимумом между 275 и 2йб нм). Из всех ароматических аминокислот наиболее значительным поглощением обладает триптофан (рис. 4.4).
Знание малярных коэффициентов поглощения для разных белков оказывается полезным при фотометрическом определении их концентрации в растворе. Е!це одной аминокислотой низкой полярности является цистт!н — дисульфид, образованный двумя остатками цнстеина. Благодаря своей структуре цистин может принимать участие в образовании четырех пептндных связей (за счет двух карбоксильных групп и двух аминогрупп): с» 5 ы 4 й е з »» Х $2 о х я х Ы а длина волны ны 1»ис. 4.4. Спектры поглощения триптофана, тироаина и фенилаланина при рН 8.
В спектре тироанна при щелочных рН (до ры 12) иабл»одаетси сдвиг полосы поглощения. Вкладои фенилаланнна в поглощение белков в области 275 — 280 ны нощно пренебречь. [Ргигол Х. 5., Яьплчолгы 5., С»снега! В1осьегп1а1гу, 24 е»1.. р. 78, Лойп %11еу 6 бана, 1пс„йетт Уог[г, 1958.] Это свойство цистнна приводит к возникновению ковалентной дисульфпдной связи между двумя удаленными участками полипептидной цепи (внутримолекулярная дисульфидная связь). Дисульфидная связь †так наиболее распространенный тип ковалентной связи между двумя полнпептидными цепями (межмолекулярная днсульфилная связь).
Дисульфндные связи разрушаются при восстановлении. Поэтому при обработке белков избытком восстанавливающего агента [например, меркаптоэтанола или дитиотреитола) при щелочных рН из остатков цистина образуются остатки цистенна, 4.2.2. Стереохимня аминокислот За исключением глнцина, все аминокислоты оптически активны, поскольку нх о-углеродный атом является асимметрическим центром, Аминокислоты в белках обладают абсолютной конфигурацией, подобной конфигурации ь-аланина, которая, как было Но 1. ОСНОВНЫЕ КОМПОНЕНТЫ КЛЕТКИ показано, родственна конфигурации ь-глицеринового альдегида.
С помощью букв в и ь, как и в номенклатуре сахаров (разд. 2.2.1), подчеркивается конфигурационное родство подобных соединений, а не знак оптического вращения. Треонин, цистин и изолейцин имеют по два центра асимметрии. Поэтому каждая из СНО 1 но-с-н ! СНзОН 1.-глицериновый яяьдегед соон 1 но-с-н Снз 1:мелочная «исяомч соон н,ы-с-н соон: 1 н-с-мн, 1 СНз Р-алании Ь-впвиян этих аминокислот, полученная синтетическим путем, представляет собой смесь четырех диастереомеров. Два из ннх обозначают как О и ь-изомеры соответственно.
Две дополнительные диастереомерные формы называются ь-илло- и О-алло-формамн; Отсюда термины «алло-треонин» и «алло-изолейцин», 4.2.3. Некоторые физико-химические принципы Прежде чем продолжить обсуждение свойств и поведения аминокислот в растворах, полезно рассмотреть некоторые вопросы теории слабых электролитов. 4.2.3.1. Кислоты п основания Кислотамн называются заряженные или незаряженные соединения, которые прп диссоцнации в растворах отдают протоны Н". Основания принимают этн протоны, получая их из раствора. Согласно такой классификации, аммиак Ынь ацетвт-нон СНзСОО- и сульфат-иои зочз — основания, тогда как иоп аммония МНз, уксусная кислота СНзСООН и бисульфат-нон НБ΄— кислоты.
Сильные электролиты, в том числе почти все нейтральные соли ((Час!, )чазэоь КВг и т. д.), сильные кислоты (НС(, Нмоз н т. д.) и щелочи (араон. КОН и т. д.), в водном растворе ионизовапы практически полностью. Слабые электролиты в водном растворе ионизованы лишь частично и образуют смесь иедиссоциировапных молекул н ионов. )Ынагие кислоты НА — слабые электролиты и диссоциируют частично с образованием протона и аииона.
в общем случае — аннона А-. Из этого следует, что измерение концентрации протонов (Н+) в растворе слабой кислоты ие позволяет определить ее общую концентрацию, поскольку часть молекул находится в недиссоциированной форме НА. Однако в процессе титровапня свободных ионов Н+ молекулы НА дополе1тельпо подвергаются диссоцнацни.
В итоге по результатам тптровання можно оценить общее количество кислоты, поскольку тгггруются как свободные наны Н+. так и те Н+, которые образовались из недиссоцпироваиных молекул. Следовательно, для слабых кислот необходимо различать действительную кислотность (концентрация ионов водорода в растворе кислоты) н титруемую кислотность. Дчя сильных кислот при концентрациях, когда они полностью диссоцнированы, южруемая и действительная кислотностп совпадают.
Слабая кислота НЛ обратима диссоцнирует в воде, образуя ионы Н+ и А-г НА и==:и Н++А- (!) к Белки 1 Применив закон действующих масс и обозначив концентрации квадратными скобками, получим общее уравнение [Н+[ [А-! [НА[ = Кп где К, — константа диссоциацпи кислоты. Уравнение показывает, что К, характеризует силу кислоты. Чем выше К„тем больше панов водорода выделиетси в раствор одним молем кислоты и, следовательно, тем онв сильнее. Таким образом, различные кислоты люжио сравнивать по их константам диссоциации, Следует иметь в виду, что до сих пор речь пиа о концентрациях Н+, А- и НА.
Более строго, уравнение справедливо если ввести активности; концентрации используются здесь только дли удобства. В действительности с помощью большинства методов (как электрометрических меэодов, так н методов, основанных на применении впдикаторов) определяется именно активность, а ие концентрация протонов. Уравнении, подобные уравнению (2), точны только в случае нспатьэовання активностей. Активность связана с концентрацией следующим образом: о=ус.
тле а — активность, с — концентрация, а у в коэффициент активности, который отражает отклонения от идеального поведения вследствие межиаипых и межмолекулярных взаимодействий. При низких концентрациях, когда такими взаимодействиями моэкно пренебречь, различия л1ежлу ког1центрацней и активностью минимальны. Обычный растворитель, вода, диссоциирует с образованием водородных и гндроксидных ионов; уравнение диссоциации воды можно записать так: [Н+] [ОН ] — =К [Н О[ Ф(оскольку концентрация недиссоциированиых ыолекул воды велика п остается практиюскн постоянной, уравнение [3) обычно упрощается до [Н+] [ОН-] =К (4) где К. — ионное произведение воды; при 26'С Кя = 10 — ы. Для водных растворов уравнение (4) всегда соблюдается.
Поэтому изменение [Н+] нли [ОН-] должно выэыиать немедленное компенсирующее изменение концентрации другого иана. Таким обрезом, венное произведение воды имеет фуэдаментальиое значение прп рассмотрении поведения кислот и основавий в растворе. В биология обычно используют преобразованное уравнение закона действующих масс, применимое в обшей форме и для кислот, и для псковам. Уравнение (2) может быть представлено в виде К, [НА[ [Н+] —— Прологарнфмировав обе части этого уравнения, получим 16 [Нт] = !д К + !а [НА] — ! й [А-] (6) Затем умножив на — 1, получим — !2[Н ] = — !аК; — !а[НА]+ !а [А-] Выражение — !2[Н+] было абозиачеяо Сереисеном как рН, а — !2К вЂ” как рК . Подстановка этих обозначений в уравнение (7) приводит к важной формуле [А-] рн=рК.+ !й (7) 112 1, основные компоненты клетки Следует отметитвь что уравнение (7) применимо к растворам всех слабых кислот н солей слабых кислот Л1ажно преобразовать уравнение (4) следу~опшм образом: !й (Н') + )д (ОН-) =.: 12 К.
(") Умножив на - 1, получим — 1И (Н~) — !й )ОН ) = — !д Км Подставив вместо — !0(г)-'] рг(, вместо — !0(ОН -] рОН и т. д., нол)чим формулу рН+ рОН = рК. (0) С помошыа рН можно охарактеризовать как кислотность, так и оснаввость раствора. Поскольку рА 14, то можно легко найти рн раствора, зная рОН.
Нз практике параметр рОН используется редко; кислотность к осиовнасть всех растворов выражается в шкаче рН. Поскольку рН вЂ” логарифмическая величина, то с ией следует обращаться так вке, как с другкмн логарифмическими величинами. Для нейтральных растворов рН=7. Поскольку рК,=14, та рОН=7, или (Н+] =!Π— ' моль/л=(ОН ]. Очевидно, что гораздо удобнее использовать логзрнфиггчсскучо ~нкалу рН, чем обычную экспонеицпальиую. Это внлно нз следующего вримера: для нейтрального раствора, где рН 7,0, (Н")=0,0000001, илн 10-' моль/л, для раствора с рН 6,0 (Н+] =0,000 001, или 10 — ' моль/л.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
