تغيرات الطاقة المرافقة للعمليات الحيوية

[ابوالوليد المسلم]

تغيرات الطاقة المرافقة للعمليات الحيوية










د. ماجد عيسى












هناك العديد من الظواهر المشابهة التي تحدث في كل من نوعي الخلايا (Procaryotic وEucaryotic) التي المحنا إليها، وذلك فيما يتعلق بعمليات التمثيل الغذائي الحيوي والتي يطلق عليها مجتمعة التعبير "استقلاب" ****bolism. ويقصد بهذا التعبير محصلة التفاعلات الكيميائية التي تطرأ على مكونات الخلايا الحية. وتحدث في كل خلية حية عميات تحليل أو هدم (Catabolism) وبناء (Anabolism) في آن واحد، ويكون من نتيجة ذلك أن تستخدم الطاقة الناتجة من عمليات الهدم التي تطرأ على بعض المركبات في بناء مواد خلوية أخرى. وهكذا نشأ في الكيمياء الحيوية التعبير المسمى "دورة الطاقةEnergy Cycle " والذي يقصد به هدم بعض المركبات (التي تعتبر مصدراً للطاقة الكيميائية الكامنة) بواسطة تفاعلات انزيمية معينة لإنتاج عدة مركبات مختلفة غنية بالطاقة، تستعمل هذه الأخيرة بدورها في القيام بجميع الوظائف الفيزيولوجية المعروفة، بالإضافة إلى بناء مواد خلوية جديدة.

ومن بين المركبات الغنية بالطاقة والتي تلعب دوراً أساسياً في عمليات الهدم والبناء هو النظام الذي يرمز له (ADP-ATP). والثاني بين هذه المركبين وهو ADP (ادينوزين ثنائي الفوسفات) يستطيع قبول مجموعة فوسفات من مركب آخر غني بالطاقة – يحدث انتاجه أثناء عمليات الاستقلاب المختلفة – ويتحول بذلك إلى ATP بدوره في تسيير العديد من تفاعلات البناء الحيوي Biosynthesis بالإضافة إلى أنه المصدر الرئيسي للطاقة لعمليات فيزيولوجية محددة كالحركة والإفراز وطرح الفضلات والنمو. وعندما يقوم بوظيفته هذه فإنه غالباً ما يتحول إلى ADP. ولتفهم تغيرات الطاقة المرافقة للعمليات الحيوية، لا بد من تعريف وفهم بعض التعابير الاساسية المستعملة في علم الديناميكا الحرارية (Thermodynamics)، وهو العلم الذي يبحث في تغيرات الطاقة المرافقة للعمليات الفيزيائية والكيميائية. لا بد من القاء نظرة سريعة ومختصرة على بعض الأمور التي تهمنا في هذه الدراسة.

2- مفهومالطاقةالحرة Free Energy
من التعابير التي تهم علماء الكيمياء الحيوية فيما يتعلق بتغيرات الطاقة في العمليات الحيوية التعبير الذي يطلق عليه "الطاقة الحرة" ويرمز له بالرمز (G). ويمكن أن نتكلم أحياناً عن محتوى الطاقة الحرة في مادة ما مع أن تلك الكمية لا يمكن قياسها عملياً. ففي التفاعل التالي عندما تتحول المادة A إلى المادة B في تفاعل كيميائي يمكن تمثيله كما يلي:

B 1 A 2

نستطيع أن نتكلم هنا عن التغير في الطاقة الحرة الذي يرمز له عادة بالرمز (G) عندما تتحول A إلى B أو بالعكس، فإذا كان محتوى الطاقة الحرة في المادة الناتجة (Ga) أقل منه في المادة المتفاعلة (GA)، فإن القيمة G تكون سالبة، أي أن المادة المتفاعلة اغنى بالطاقة من المادة الناتجة، وبذلك تنطلق كمية معينة من الحرارة عندما يحدث التفاعل في الاتجاه (1) أي من اليسار إلى اليمين، ويمثل ذلك بالتالي:

G = GB - GA
كمية سالبة =


عندما يكون:G < GB


أن كون G سالبة معناه أن التفاعل يحدث ويرافقه نقص في الطاقة الحرة. أما عندما تعود المادة B فتحول إلى A فإنه يحدث زيادة في الطاقة الحرة أي أن G ستكون موجبة. وقد ثبت بالتجربة أن التفاعلات التي تحدث تلقائياً يرافقها نقص في الطاقة الحرة (G -)، أما التفاعلات المعروفة بأن (G) لها موجبة فإنها لا يمكن أن تتم إلا بإعطاء النظام المتفاعل الكمية اللازمة من الطاقة (على أية صورة من الصور) لتسيير التفاعل. وتسمى التفاعلات التي (G) لها سالبة بناشرة للطاقة Exergonic والتفاعلات التي G لها موجبة بماصة للطاقة Endergonic.
ويجب التأكيد هنا أنه لا علاقة لمعدل سرعة التفاعل Rate of Reaction بقيمة G حتى ولو كانت تلك القيمة سالبة. فمثلاً يتأكسد الجلوكوز بواسطة الأوكسجين حسب المعادلة:

C6H12O6 + 6 CO2 → 6 O2 + 6 H2O – 686 KCal/mole

وقيمة G لهذا التفاعل (الناشر للطاقة) هي قيمة سالبة كبيرة تبلغ 686 كيلو كالوري/ المول الواحد من الجلوكوز. وهذه القيمة الكبيرة ليس لها أية علاقة بمعدل سير التفاعل. فعملية الأكسدة هذه قد تحدث خلال ثوان معدودة في المخبر إذا توفرت الظروف المناسبة للتفاعل وأهمها العامل اللمسي الضروري Catalyst. وتحدث العملية ذاتها في معظم الكائنات الحية بمعدل يتراوح بين بضع دقائق إلى بضع ساعات. وفي المقابل، فإنه يمكن حفظ الجلوكوز في زجاجة مناسبة على الرف لعدة سنين في وجود الهواء دون أن يطرأ عليه أي تغير يذكر (لا يتأكسد).
ويمكن حساب التغير في الطاقة بالرجوع إلى بعض القيم الثروموديناميكية للمادتين A و B التي تربطها المعادلة التالية:

G = H – T  S
حيث H تمثل التغير في المحتوى الحراري للنظام المتفاعل أثناء حدوث التفاعل تحت ضغط ثابت.
T درجة الحرارة المطلقة (مقياس كلفن Kelvin) التي يحدث عندها التفاعل.
S التغير في الانتروبي Entropy أي درجة الفوضى أو التوزع العشوائي لجزيئات النظام المتفاعل.

ومن الصعب قياس القيمة المطلقة للمحتوى الحراري والانتروبي في المواد المتفاعلة والناتجة، لكنه من الممكن قياس التغير الذي يطرأ عليها أثناء تحول كل من المادتين إلى المادة الأخرى. إذ يمكن قياس H بواسطة مسعر حراري Calorimeter (وهو جهاز بسيط يقيس الحرارة التي تنتج من تفاعل كيميائي ما تحت ضغط ثابت). أما كيفية قياس S و T فإنها تقع خارج نطاق هذا الموضوع. ولكن يمكن أن نستنتج من المعادلة أنه كلما كانت G سالبة أكثر كلما كان الجداء TS موجباً أكثر وهذا ما يحدث في التفاعلات الناشرة للطاقة.

3- قياسالتغيرفيالطاقة Determination of (G)

يتأثر التغير في الطاقة (G) لتفاعل عكسي مثل التفاعل (1) بتركيزات المواد المتفاعلة والناتجة. ومن الممكن اشتقاق المعادلة التالية التي تستعمل لحساب G عملياً.

[B] G = G 0 + RT In [A]

حيث G 0 تمثل التغير القياسي في الطاقة الحرة تحت شروط ثابتة (Standard Change in G) والذي سيشرح بعد قليل.
T درجة الحرارة المطلقة.
R ثابت الغازات العام.


In [B] اللوغاريتم الطبيعي للنسبة بين تركيز المادة الناتجة إلى المادة (أو المواد) المتفاعلة
A بالمول في اللتر وللدقة يجب أن تستبدل التركيز [B] و [A] بالنشاط أو التركيز الفعال aA و aA ولكننا نتغاضى عن هذا التصحيح لأن معامل النشاط لتركيز المركبات الخلوية نادراً ما يعرف.

وعند الاتزان لا يحدث أي تحول من A إلى B (لأن التراكيزات تبقى ثابتة ما دامت ظروف التفاعل ثابتة) وبالتالي فإن التغير في الطاقة الحرة عند ذلك يصبح مساوياً الصفر أي :
= 0 G (عند الاتزان)


كذلك عند الاتزان:
[B] = Keq [A]

وبالتبديل في المعادلة نحصل على المعادلة التالية:
O = G 0 + RT In Keq

G 0 = - RT In Keq


وهذه المعادلة تستعمل لحساب التغير في الطاقة الحرة تحت شروط ثابتة وهي الدرجة 25 ْ والثابتR = 1.987 كالوري/مول/درجة. ويحول اللوغاريتم الطبيعي إلى اللوغاريتم العادي (الأساس 10) بالضرب بـ 2.303 فتصبح المعادلة السابقة كما يلي:
G 0 = - (1.987) (298) (2.303) log Keq

G 0 = - 1363 log Keq


وهذه العلاقة التي تربط بين G 0 وثابت الاتزان ذات أهمية كبيرة في تحديد G 0 لأي تفاعل معروف، من معرفة تركيزات المواد الناتجة والمتفاعلة عند الاتزان – ومنها يعرف Keq بسهولة – وبالتالي يمكن حساب G 0 . وبالطبع فإنه عندما يكون ثابت الاتزان كبيراً جداً أو صغيراً جداً فإن المعادلة السابقة لا تفيد في حساب G لأن تركيزات المواد الناتجة عند الاتزان تكون صغيرة جداً بحيث يصعب قياسها.

والجدول التالي يبين علاقة G 0 بثابت الاتزان لسلسلة من التفاعلات يتراوح ثابت الاتزان لها بين (0.001) و (1000).

G 0 = - 1363 Keq
Log Keq Keq 4089 Cal.
حرارة 2726 Cal.
ممتصة 1363 Cal.
0 -3
-2
-1
0 0.001
0.01
0.1
1 حرارة - 1363 Cal.
ناتجة - 2726 Cal.
- 4089 Cal. 1
2
3 10.0
100
1000


جدول 1: علاقة التغير في محتوى الطاقة الحرة (G 0) بثابت الاتزان



بالنظر إلى الجدول السابق نلاحظ أن التفاعلات التي يكون ثابت الاتزان فيها أصغر من الواحد الصحيح تحتاج إلى الطاقة المبينة، ولا يمكن أن يتم التفاعل بدونها (أي أنها تفاعلات ماصة للطاقة و G موجبة). أما التفاعلات التي يكون ثابت الاتزان فيها أكبر من الواحد الصحيح مثلاً 1000 (أي أن B/A = 1000) فإنها تميل للسير باتجاه تكوين B ويرافق ذلك نقص في الطاقة (أي أنها تفاعلات ناشرة للطاقة ويلاحظ بوضوح أن G لها سالبة).

ومن الممكن كذلك تقدير Gفي الحالة التي يكون فيها تركيز كل من المواد المتفاعلة والناتجة مساويٍ 1 مولر، أي عندما يكون [A] = [B] = 1 M

وهكذا فإن G 0يمكن تعريفها في هذه الحالة على أنها التغير في الطاقة عندما يتساوى تركيز المواد المتفاعلة والناتجة ويكون مساوياً الواحد الصحيح. وبصورة أعم عندما تكون عناصر النظام المتفاعل في الحالة القياسية أو النظامية Standard state. وفي حالة المحاليل تكون الحالة القياسية بالنسبة للمذاب هي 1 مولر، وبالنسبة للغازات تكون 1 ضغط جوي وذلك عندما يستهلك أو ينتج أي غاز في التفاعل.

وعندما يستهلك أو يتكون H+ فإن الحالة القياسية له تؤخذ على أنها 1 مولر أو PH تساوي صفر. ولكن باعتبار أنه نادراً ما يحدث أي تفاعل عند مثل هذه الدرجة من الـ PH (لأن معظم التفاعلات الحيوية تحدث عند PH =7)، فإن التغير القياسي في الطاقة الحرة G0 يجري تصحيحه بالنسبة للفرق في PH، يرمز عادة للتغير في الطاقة الحرة (G 0) عند أي درجة PH ما عدا الصفر G '.

يتبع