ВУЗ: Ростовский Государственный Медицинский Университет
Категория: Учебное пособие
Дисциплина: Химия
Добавлен: 17.02.2019
Просмотров: 9998
Скачиваний: 53
46
описываются уравнением реакции первого порядка.
Характерной особенностью ферментативного катализа является возраста-
ние скорости реакции до определенной постоянной величины (V
max
). 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:
k
1
k
3
E + S ES E+P,
k
2
где Е - фермент; S - субстрат; ES - промежуточный фермент-субстратный
комплекс; Р - продукт реакции; k
1
, k
2
, k
3
- константы скоростей соответст-
вующих реакций.
Vmax
Vmax/2
Km [S]
Рис. 2.2. Зависимость скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата
Km = (k
2
+ k
3
)/ k
1
- константа Михаэлиса.
На практике пользуются Vmax, т.е. скоростью, с которой реагирует
фермент, полностью находящийся в виде комплекса ES.
Если V
0
= Vmax/2, то Km = [S]
т.е.: значение константы Михаэлиса численно равно концентрации
субстрата, при которой скорость реакции составляет половину мак-
симальной.
Кинетическая константа k
3
в уравнении Vmax = k
3
[E
0
] называется
47
числом оборотов фермента; она показывает число молекул субстрата, ко-
торое превращается в продукт реакции в условиях, когда весь фермент на-
ходится 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 V
max
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 k
в
) и выведения
(элиминации) из крови в мочу (характеризуется константой выведения kэ).
Кинетика изменения массы лекарственного средства в желудке m
ж
, в крови
m
к
и в моче m
м
описывается системой трех дифференциальных уравнений,
решаемой графически; на основании этого прогнозируют лечебную дозу
лекарства m
0
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.
Математическая запись правила Я. Вант-Гоффа:
48
γ
10
= (k
т+10
)/k
т
, где k
т
- константа скорости реакции при температуре Т; k
т+10
- константа скорости реакции при температуре Т+10; γ
10
- температурный
коэффициент Вант-Гоффа. Его значение колеблется от 2 до 4. Для биохи-
мических процессов γ
10
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 γ
2
, γ
3
, γ
5
. Для
сравнения их приводят к γ
10
.
Зависимость скорости реакции от температуры, в соответствии с
правилом Вант-Гоффа, можно представить уравнением:
V
2
/V
1
= γ ((T
2
-T
1
)/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-
акции представлена на рис. 2.3. Для любого химического процесса можно
49
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) - ΔН, тепловому эффекту реакции.
Энергия активации, в отличие от ΔН, всегда величина положительная. Для
экзотермической реакции (рис. 2.3, а) продукты расположены на более
низком энергетическом уровне, чем реагенты (Еа < ΔН).
А
Б
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 k
1
и k
2
при температурах Т
1
и Т
2
,
можно рассчитать значение Еа.
В биохимических процессах энергия активации в 2-3 раза меньше, чем в
неорганических. Вместе с тем Еа реакции с участием чужеродных веществ,
Активированный комплекс
Рис. 2.3. Энергетические диаграммы реакций:
А – экзотермической Б - эндотермической
50
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, Сг
2
О
3
)
СН
3
ОН
(ZnO, Сг
2
О
3
, КОН)
СО + Н
2
С
2
Н
5
ОН
(Ni)
СН
4
+ Н
2
О
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-
тивными.