1. Химическая кинетика как основа изучения скоростей и механизмов биохимических реакций. Скорость реакции.Химическая кинетика - это наука, изучающая скорости и механизмы протекания химических реакций.Скорость реакции - это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени:где С - концентрации веществ («+» для продуктов реакции; «-» для исходных веществ), моль/л; τ - время, сек.Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:1.концентрации;2.температуры;3.природы реагирующих веществ;4.наличия в системе катализатора.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ описывается закон действия масс(Н.Н. Бекетов, К. Гульберг, П. Вааге в 1865-1867гг.):скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществДля реакции: aA + bB = cC + dDскорость химической реакции равна:v = k∙[A]^a∙[B]^bгде k- константа скорости реакции - скорость реакции при концентрации реагирующих веществ равных единице (не зависит от концентрации реагирующих веществ); [A] и [B] - концентрации реагирующих веществ, взятые в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам.Кинетическое уравнение выражает зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Например,N₂ + 3H₂ = 2NH₃v = k∙[N₂]∙[H₂]³Порядок реакции равен сумме показателей степеней в кинетическом уравнении.реакции нулевого порядка: v = k (ферментативные процессы);реакции первого порядка: v = k∙С (реакции антигенов с антителами, гидролиз и т.д.);реакции второго порядка: v = k∙С².Период полупревращения - это время, необходимое для того, что бы прореагировала половина исходного количества вещества (τ_1/2). Это количественная характеристика изменения концентрации радионуклидов, пестицидов, а в медицине используется для определения срока годности препаратов.Механизм химической реакции - это последовательность индивидуальных стадий реакции.Молекулярность процесса - количество молекул, принимающих участие в элементарном акте химического взаимодействия (определяется механизмом реакции):

---

мономолекулярные реакции: А ↔ D (реакции термического разложения, диссоциации);бимолекулярные реакции;тримолекулярные.Для простых реакций (протекающих в одну стадию) молекулярность и порядок реакции совпадают.Начало формыКонец формы

2. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.

Зависимость скорости реакции от температуры описывается законом Вант-Гоффа:при увеличении температуры на 10К, скорость реакции увеличивается в 2-4 разав соответствии с этим изменение скорости реакции:где γ - температурный коэффициент Вант-Гоффа (равный 2÷4), для биохимических реакции составляет 1,5÷3; v - скорость реакции; Т - абсолютная температура.

3. Энергия активации. Теория активных соударений. Уравнение Аррениуса. Понятие о теории переходного состояния (активированного комплекса).

Теория активных соударений объясняет механизм взаимодействия частиц и основывается на трех постулатах:1.Протекание реакции обусловлено столкновениями между частицами.2.Взаимодействие частиц наблюдается в том случае, если при столкновении частицы ориентированы определенным образом по отношению друг к другу.3.Столкновение приводит к взаимодействию лишь в том случае, если энергия превосходит определенный минимальный запас энергии. Такие столкновения называются активными, а минимальная энергия - энергией активации.В процессе протекания химической реакции существует определенный энергетический барьер, который преодолевают молекулы на пути образования продукта реакции.На вершине энергетического барьера вещества находятся в состоянии активированного комплекса, механизм образования которого можно изобразить следующим образом:Разница энергетического состояния продуктов реакции и исходных веществ соответствует ΔН_{реакции}.Данный энергетический барьер соответствует энергии активации (E

---

_a) реакции и описывается уравнением Аррениуса: где k - константа скорости реакции;R- универсальная газовая постоянная; T- абсолютная температура; E_a - энергия активации.(логарифмическая фор4. Кинетика сложных реакций: параллельных, последовательных, сопряженных, конкурирующих, цепных.Сложные реакции включают несколько стадий взаимодействия:параллельные реакции: реакции, в которых из реагирующих веществ образуются несколько продуктов.Например, в организме окисление глюкозы может протекать параллельно с ее молочнокислым или спиртовым брожением.последовательные реакции: реакции, которые протекают в несколько стадий.Например, окисление глюкозы.сопряженные реакции:реакции, вторая протекает только при наличии первой:1.A + B → C2.A + C → EНапример, окисление глюкозы индуцирует синтез АТФ.цепные реакции: реакции, протекающие по регулярно повторяющимся элементарным стадиям с участием свободных радикалов (частиц, имеющих неспаренные электроны и обладающих большой реакционной способностью).Цепной характер носят многие патологические явления в организме: лучевая болезнь, развитие опухолей, канцерогенез и т.д.Вещества способные обрывать цепные реакции окисления называются антиоксидантами. Например, витамин Е является антиоксидантом предотвращающим окисление ненасыщенных липидов, предотвращая разрушение клеточных мембран.фотохимические реакции: цепные реакции, получающие энергию необходимую для протекания процесса в виде электромагнитных импульсов.Например, процесс фотосинтеза:6СО₂ + 6Н₂О → (hυ)C₆H₁₂O₆ + 6O₂

5. Катализ и катализаторы.

Катализ это процесс изменения скорости химической реакции при наличии в системе катализатора (вещества, влияющего на скорость химической реакции и не претерпевающего качественного и количественного изменения в ходе реакции).Катализ бывает: положительный (скорость увеличивается) и отрицательный (скорость уменьшается).Особенность действия катализатора заключается в образовании нового активированного комплекса и как следствие снижение энергии активации реакции.В зависимости от фазы катализатора различают:

---

гомогенный катализ - катализатор и реагирующие вещества находятся в одинаковых фазах;гетерогенный катализ - в разных фазах;микрогетерогенный катализ - катализатор и реагирующие вещества находятся в коллоидно-дисперсном состоянии (ферментативные реакции).Автокатализ - изменение скорости реакции обусловлено действием одного из продуктов.Например,2MnO₄^- + 5C₂O₄^2- + 16H⁺ = 2Mn²⁺ +10CO₂ + 8H₂Oкатионы Mn²⁺ являются катализатором данной реакции.Вещества, усиливающие действие катализаторов называются промоторы, а ослабляющие - каталитические яды или ингибиторы.6. Кинетика ферментативных реакций.Ферменты (энзимы) - катализаторы биохимических процессов. Это вещества белковой природы, которые могут содержать ионы различных металлов - металлоферменты (инсулин - металлофермент, содержащий ионы Zn²⁺).Особенности действия ферментов:селективность - фермент способен катализировать только одну специфическую реакцию или реакции одного типа (липазы катализируют гидролиз сложных эфиров);эффективность - ферменты обладают высокой эффективностью (молекулярной активностью - количество молекул субстрата, превращенных одной молекулой фермента), вследствие того, что молекулы ферментов непрерывно регенерируются;зависимость действия от температуры и рН - ферменты вещества белковой природы, поэтому их действие максимально в определенном диапазоне температур (≈37^оС) и значений рН, изменение которых может вызвать денатурацию белка и потерю каталитической активности.Механизм действия ферментов описывается образованием промежуточного фермент-субстратного комплекса, который в дальнейшем распадается с образованием молекулы продукта и регенерацией фермента:Зависимость скорости ферментативных реакций от концентрации фермента и субстрата описывается уравнением Михаэлиса-Ментена:где v₀ - начальная скорость образования продукта;v_max. - скорость, с которой реагирует фермент полностью находящийся в виде комплекса ES;K_m - константа Михаэлиса, 

---

 ; [S] - концентрация субстрата.

Величины v_max. и K_m являются количественными характеристиками ферментативынх реакций.

Начало формы

7. Химическое равновесие. Принцип смещения химического равновесия.

Химическое равновесие - это состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакций равны.Согласно закону действия масс для реакции:aA + bB ↔ cC + dDскорость прямой реакции: v₁ = k₁∙[A]^a∙[B]^bскорость обратной реакции: v₂ = k₂∙[С]^с∙[D]^dПри условии химического равновесия системы:v₁ = v₂, тогдаk₁∙[A]^a∙[B]^b = k₂∙[С]^с∙[D]^dОтношение констант скоростей прямой и обратной реакций называется константой химического равновесия (К_равн):Например, N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г)      Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ.К_равн. позволяет определить преимущественное направление протекания процесса:К → ∞ - доминирует прямая реакция;К → 0 - обратная;К = 1 - состояние химического равновесия.Константа равновесия связана с величиной свободной энергии Гиббса уравнением изотермы химической реакции:ΔG^o = -RTlnKПринцип смещения химического равновесия (принцип Ла-Шателье):при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, усиливается то направление процесса, приводящее к уменьшению данного воздействия.Рассмотрим воздействие различных факторов на смешение химического равновесия:1.повышение температуры: для экзотермических реакций смешает равновесие в сторону исходных веществ (←), для эндотермических - в сторону продуктов (→);2.увеличение концентрации:реагирующих веществ - усиливает прямое направление процесса, продуктов - обратное;3.увеличение давления (только для газообразных систем) - приводит к общему уменьшению объема и увеличению концентрации

---

Смотрите также файлы

• Учебник для студентов юридических вузов и факультетов 3е издание, обновленное и доработанное.doc

• Сравнительная характеристика процесса преподавания в профессиональном обучении, среднем профессиональном образовании и дополнительном профессиональном образовании.docx

• Реферат Тема Профессиональное образование педагогов дополнительного образования как стимул изменений в учреждении дополнительного образования детей.docx

• Организация инновационной деятельности.docx

• Анжелика Анатольевна Резник Ксения Евгеньевна Меньшикова Как стать Хозяйкой собственной судьбы. Заблуждения, которые портят тебе жизнь.docx