Материал: 1_metodichka_po_khimii

мическими (их скорость не зависит от температуры), кинетически они описываются уравнением реакции первого порядка.

Характерной особенностью ферментативного катализа является возраста-

ние скорости реакции до определенной постоянной величины (Vmax). Ти-

пичная кривая зависимости скорости ферментативной реакции и от кон-

центрации субстрата [S] приведена на рис. 2.2.

В 1913 г. Михаэлис и Ментен предложили теорию, объясняющую

эту зависимость. Для ферментативного процесса:

k2

где Е - фермент; S - субстрат; ES - промежуточный фермент-субстратный комплекс; Р - продукт реакции; k1, k2, k3 - константы скоростей соответ-

ствующих реакций.

Vmax

Vmax/2

Рис. 2.2. Зависимость скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата

Km = (k2 + k3)/ k1 - константа Михаэлиса.

На практике пользуются Vmax, т.е. скоростью, с которой реагирует фермент, полностью находящийся в виде комплекса ES.

Если V0 = Vmax/2, то Km = [S]

т.е.: значение константы Михаэлиса численно равно концентрации субстрата, при которой скорость реакции составляет половину мак-

симальной.

46

Кинетическая константа k3 в уравнении Vmax = k3[E0] называется

числом оборотов фермента; она показывает число молекул субстрата, ко-

торое превращается в продукт реакции в условиях, когда весь фермент находится в составе фермент-субстратного комплекса.

Величина константы Михаэлиса зависит от значения рН, темпе-

ратуры, природы субстрата и т.д. Ее значения, которые приводятся наряду с Vmax и числом оборотов фермента, являются количественные параметром ферментативной реакции при определенных условиях.

Уравнение Михаэлиса-Ментен:

V = Vmax×[S]/(Km+[S])

Закономерности химической кинетики используют в фармакокине-

тике и токсикокинетике, изучающих скорости действия и выведения из ор-

ганизма соответственно лекарственных средств и ядов.

Обычный путь действия лекарственного средства в организме можно рассматривать как последовательность двух процессов: всасывания из же-

лудка в кровь (характеризуется константой всасывания kв) и выведения

(элиминации) из крови в мочу (характеризуется константой выведения kэ).

Кинетика изменения массы лекарственного средства в желудке mж, в крови mк и в моче mм описывается системой трех дифференциальных уравнений,

решаемой графически; на основании этого прогнозируют лечебную дозу лекарства m0 и время принятия очередной дозы.

2.10. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции и его особенности для биохимических процессов. Энергия активации

С повышением температуры скорость химического процесса обычно увеличивается. В 1879 г. голландский ученый Я. Вант-Гофф сформулиро-

вал эмпирическое правило: с повышением температуры на 10 К скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза.

47

Математическая запись правила Я. Вант-Гоффа:

γ10 = (kт+10)/kт, где kт - константа скорости реакции при температуре Т; kт+10 - константа скорости реакции при температуре Т+10; γ10 - температурный коэффициент Вант-Гоффа. Его значение колеблется от 2 до 4. Для биохи-

мических процессов γ10 изменяется в пределах от 7 до 10.

Все биологические процессы протекают в определенном интервале температур: 45-50°С. Оптимальной температура является 36-40°С. В орга-

низме теплокровных животных эта температура поддерживается постоян-

ной благодаря терморегуляции соответствующей биосистемы. При изуче-

нии биосистем пользуются температурными коэффициентами γ2, γ3, γ5. Для сравнения их приводят к γ10.

Зависимость скорости реакции от температуры, в соответствии с правилом Вант-Гоффа, можно представить уравнением:

V2/V1 = γ ((T2-T1)/10)

Энергия активации. Значительное возрастание скорости реакции при повышении температуры нельзя объяснить только увеличением числа столкновений между частицами реагирующих веществ, т.к., в соответствии с кинетической теорией газов, с возрастанием температуры количество столкновений увеличивается в незначительной степени. Увеличение ско-

рости реакции с повышением температуры объясняется тем, что химиче-

ская реакция происходит не при любом столкновении частичек реагирую-

щих веществ, а только при встрече активных частиц, обладающих в мо-

мент столкновения необходимым избытком энергии.

Энергия, необходимая для превращения неактивных частичек в ак-

тивные, называется энергией активации (Eа). Энергия активации – избы-

точная, по сравнению со средним значением, энергия, необходимая для вступления реагирующих веществ в реакцию при их столкновении. Энер-

гию активации измеряют в килоджоулях на моль (кДж/моль). Обычно Е составляет от 40 до 200 кДж/моль.

Энергетическая диаграмма экзотермической и эндотермической ре-

48

акции представлена на рис. 2.3. Для любого химического процесса можно выделить начальное, промежуточное и конечное состояния. На вершине энергетического барьера реагенты находятся в промежуточном состоянии,

которое называется активированным комплексом, или переходным состоя-

нием. Разность между энергией активированного комплекса и начальной энергией реагентов равна Еа, а разность между энергией продуктов реак-

ции и исходных веществ (реагентов) - Н, тепловому эффекту реакции.

Энергия активации, в отличие от Н, всегда величина положительная. Для экзотермической реакции (рис. 2.3, а) продукты расположены на более низком энергетическом уровне, чем реагенты (Еа < Н).

Активированный комплекс

Еа является основным фактором, определяющим скорость реакции:

если Еа > 120 кДж/моль (выше энергетический барьер, меньше активных частиц в системе), реакция идет медленно; и наоборот, если Еа < 40

кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

Для реакций с участием сложных биомолекул следует учитывать тот факт, что в активированном комплексе, образовавшемся при соударении частиц, молекулы должны быть ориентированы в пространстве определен-

ным образом, так как трансформации подвергается лишь реагирующий участок молекулы, небольшой по отношению к ее размеру.

Если известны константы скорости k1 и k2 при температурах Т1 и Т2,

можно рассчитать значение Еа.

В биохимических процессах энергия активации в 2-3 раза меньше, чем в

49

неорганических. Вместе с тем Еа реакции с участием чужеродных веществ,

ксенобиотиков, значительно превышает Еа обычных биохимических про-

цессов. Этот факт является естественной биозащитой системы от влияния чужеродных веществ, т.е. естественные для организма реакции происходят в благоприятных условиях с низкой Еа, а для чужеродных реакций Еа вы-

сокая. Это является генным барьером, характеризующим одну из главных особенностей протекания биохимических процессов.

2.11. Катализ гомогенный и гетерогенный. Ферментативный катализ

Катализ – явление повышения скорости химического процесса с по-

мощью катализаторов.

Катализаторы - это вещества, которые увеличивают скорость хими-

ческих процессов, не изменяясь при этом ни качественно (химический со-

став), ни количественно. Катализатор может изменять не только скорость химического процесса, но и его направление. В зависимости от природы катализатора из одних и тех же веществ образуются различные продукты:

(ZnO, Сг2О3)

СН3ОН

(ZnO, Сг2О3, КОН)

СО + Н2 С2Н5ОН

(Ni)

СН4 + Н2О

Существует явление автокатализа, когда катализатором является один из продуктов реакции.

Каталитические реакции - это процессы, в которых принимают уча-

стие катализаторы.

Биохимические процессы - это каталитические реакции, в которых в качестве катализаторов принимают участие специфические вещества -

ферменты, или энзимы, и потому эти процессы част называют фермента-

50