Особенности ферментативного катализа

1. Химическая природа. Все ферменты – белки. По своему строе- нию ферменты подразделяются на две большие группы: одно- компонентные и двухкомпонентные. К однокомпонентным отно- сятся ферменты, состоящие только из белковых молекул. У этих ферментов роль активных центров выполняют определенные

химические группировки – аминокислотные остатки. Например, ОН– группа серина, SH– группа цистеина и др.

К двухкомпонентным относятся такие ферменты, которые состо- ят из белковой и небелковой части, причем белковая часть двух- компонентного фермента оказывает решающее влияние на спе- цифичность его действия. Вместе с тем соединение активной группы (небелковой части) с белками приводит к огромному возрастанию ее каталитической активности. Небелковая часть представлена витаминами или катионами d -элементов.

2. Размер. Молекулы ферментов имеют размер коллоидных частиц (1-100 нм), поэтому их относят к ультрамикрогетерогенным ка- тализаторам.

3. Высокая каталитическая активность. Ничтожно малые коли- чества ферментов способны расщеплять во много раз превы- шающие количества реагирующих веществ. Например, 1 моль фермента алкогольдегидрогеназы за 1 сек при 25 С способствует превращению 720 моль этанола в уксусный альдегид, а 1 моль промышленного катализатора за 1 сек даже при 200 С позволяет окислить только 1 моль этанола.

4. Химическая специфичность. Ферменты действуют на опреде- ленные субстраты или типы связей. Например, уреаза расщепля- ет только мочевину, а пепсин (фермент желудочного сока) дей- ствует на пептидные связи белков.

5. Влияние внешних условий. По своей природе ферменты значи- тельно более чувствительны к изменению внешних условий, чем неорганические катализаторы. Температурный оптимум боль- шинства растительных ферментов 313-333 К, животных фермен- тов 313-323 К. Если температура превысит эти пределы, актив- ность фермента очень быстро падает, а при 343-353 К происхо- дит, как правило, их необратимое разрушение, обусловленное денатурацией белка.

6. Инактивация. В процессе протекания каталитической реакции фермент постепенно разрушается и утрачивает свою активность

– инактивируется. Чем большей активностью обладает фермент, тем он сильнее разрушается в процессе катализа. Этим свойст- вом ферменты существенно отличаются от неорганических ката- лизаторов, которые остаются без изменения в продуктах реак- ции.

Общие принципы кинетики химических реакций применимы и к ферментативным реакциям, однако у последних имеется важная отличительная особенность – явление насыщения субстратом. Субстрат – объект воздействия фермента. Например, белки являют- ся субстратом для фермента пепсина, крахмал – для амилазы и т.д. При низкой концентрации субстрата скорость реакции возрастает пропорционально концентрации субстрата, т.е. в отношении суб- страта реакция имеет I порядок. По мере увеличения концентрации субстрата, скорость реакции растет медленнее, пропорциональ- ность нарушается (реакция смешанного порядка). При дальнейшем увеличении концентрации субстрата, скорость реакции становится постоянной (реакция нулевого порядка). Происходит своего рода

«насыщение» фермента субстратом. Исследование эффекта «насы- щения» привело Л. Михаэлиса и М. Ментен в 1913 г. к созданию теории действия ферментов:

 

Е + S

k 1  ES                     ES     + P

k ₂

где Е – фермент (энзим); S – субстрат;

ES – фермент-субстратный комплекс; Р – продукты реакции;

k ₁, k ₂, k ₃, k ₄ – константы скорости прямых и обратных реакций. Количественное соотношение между скоростью ферментатив-

ной реакции и концентрацией субстрата [S] выражается уравнени- ем Михаэлиса-Ментен:

где _max – максимальное значение скорости данной реакции;

K _m – «объединенная» константа Михаэлиса, равная

k 2     k 3

при

1    ,       K _m = [S].

k 1                                                                    2

max

Зависимость скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата представлена на рис. 14.

 

 

m ax

 

 

2 max

K _m

Рис. 14. Зависимость скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата

Значение K _m равно концентрации субстрата, при которой ско- рость реакции равна половине своего максимального значения. Примерные значение K _m для большинства ферментов от

10^–1 до 10^–5.

Уравнение Михаэлиса-Ментен – отправная точка при любом количественном описании действия ферментов.

 

 

 

 

 Обучающие задачи с решением

1. Определите молекулярность следующих одностадийных реак- ций:

2

а) I₂ 2I;                             б) 2NO + O₂  2NO₂;

в) H₂ + I₂  2HI;                г)

Решение:

88 Ra

226

86 Rn

222

He ⁴

Молекулярность реакции определяется числом частиц, участвую- щих в элементарном акте реакции.

Реакции а) и г) относятся к мономолекулярным, так как в элемен- тарном акте участвует одна молекула; реакция б) является тримо- лекулярной, потому что в элементарном акте взаимодействуют три молекулы, такие реакции встречаются крайне редко; реакция в) яв- ляется бимолекулярной в связи со вступлением во взаимодействие двух частиц.

 

2. Напишите кинетическое уравнение для реакции:

N2(г) + 2O2(г)   2NO2(г),

допуская, что уравнение реакции отражает ее механизм.

Решение:

Кинетическое уравнение химической реакции показывает зависи- мость скорости процесса от концентрации компонентов реакцион- ной смеси. Кинетическое уравнение может иметь сложный вид, но если уравнение реакции отражает ее механизм, то скорость являет- ся степенной функцией концентрации исходных веществ:

= k c (N₂) c ²(О₂)

3. Определите порядок следующих химических реакций: а) Н₂(г) + I₂(г) 2НI(г);

б) 2СО(г) + О₂(г)  2СО₂(г)

Решение:

Если уравнение химической реакции отражает ее механизм, то ре- акция имеет порядок по веществу (компоненту), равный показате- лю степени концентрации данного компонента в кинетическом уравнении. Сумма порядков по отдельным веществам (компонен- там) называется порядком реакции.

Для реакции (а) кинетическое уравнение имеет вид:

= k c (Н₂) c (I₂),

т.е. данная реакция является первого порядка по веществу (компо- ненту) водороду, первого порядка по веществу йоду, суммарно по- рядок реакции равен двум.

Для реакции (б) кинетическое уравнение имеет вид:

= c ²(СО) c (О₂),

следовательно, данная реакция является реакцией второго порядка по веществу СО, реакцией первого порядка по веществу О₂, сум- марно реакция является реакцией третьего порядка.

 

4. Определите тип сложной реакции гидролиза крахмала.

Решение:

При гидролизе крахмала происходят следующие процессы:

крахмал декстрины мальтоза глюкоза.

Эта реакция относится к последовательным реакциям, так как обра- зование конечного продукта происходит через ряд промежуточных стадий.

 

5. Определите тип сложной реакции нитрования фенола.

Решение:

Наличие в бензольном кольце гидроксильной группы – ориентанта 1 рода, приводит к образованию при нитровании одновременно ор-

то- и пара-изомеров:               H O

2

NO

 

 

H O                                          о -нитрофенол

H O

S_E

2

фенол                                 п - нитрофенол    NO

 

В связи с одновременным образованием разных продуктов из одного и того же вещества, данный процесс следует отнести к па- раллельным (конкурирующим).

6. Атмосферные загрязнения постепенно уничтожают защитный озоновый слой Земли. Озоновому слою угрожают поступающие в атмосферу фторированные и хлорированные углеводороды - фреоны, например, CCl₃F, CCl₂F₂, CClF₃. Они химически ста- бильны в нижних слоях атмосферы, но в стратосфере под дейст- вием ультрафиолетового излучения Солнца разрушаются, выде- ляя атомарный хлор, после чего начинают протекать реакции взаимодействия атомарного хлора с озоном. Рассчитайте ско- рость такой реакции с образованием кислорода и монооксида хлора, если через 15 сек после начала реакции молярная концен- трация озона была 0,3 моль/л, а через 35 сек (от начала реакции) стала равна 0,15 моль/л.

Решение:

Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:

Cl + O₃ = ClO + O₂

c ₁(O₃) = 0,3 моль/л; ₁ = 15 cек; c ₂(O₃) = 0,15 моль/л; ₂ = 35 cек. Скорость реакции определяется как изменение концентрации уча- ствующего в ней вещества, отнесенной к промежутку времени, за который произошло это изменение, а именно:

= 0,0075 моль/(л с)

 

Ответ: = 0,0075 моль л^–1 с^–1.

 

7. Диоксид серы (SO₂) – самый распространенный загрязнитель воздуха. Он опасен для здоровья людей, особенно тех, кто страдает заболеваниями дыхательных путей. Диоксид серы снижает продуктивность сельскохозяйственных культур, за- медляет рост леса, пагубно действует на строительные мате- риалы, содержащие карбонат кальция. В атмосфере диоксид се- ры окисляется до SO₃; при этом роль катализатора играет нахо- дящаяся в воздухе пыль оксидов металлов. Капли влаги пре- вращают SO₃ в серную кислоту, которая вместе с атмосферны- ми осадками выпадает в виде "кислотных дождей". Рассчитайте значение константы скорости реакции диоксида серы с атомар- ным кислородом, если при концентрациях с (SO₂) и с (O), рав- ных соответственно 0,25 и 0,6 моль/л, скорость реакции равна 0,003 моль/(л с).

Решение:

Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:

O + SO₂ = SO₃

c (SO₂) = 0,25 моль/л; c (O) = 0,6 моль/л; = 0,003 моль/(л с). Скорость реакции определяется как произведение константы ско- рости и концентраций реагентов в степенях, равных их стехиомет- рическим коэффициентам в уравнении реакции:

= k c (SO₂) c (O). Отсюда:

k                                                     = 0,02 л/(моль с).

Ответ: Константа скорости реакции равна 0,02 л/(моль с).

 

8. Минеральные воды Железндержат повышенное ко- личество радионуклида радона-222. Оцените, какая часть ра- дионуклида ²²²Rn останется в организме через месяц после его поступления.

Решение:

Скорость процесса радиоактивного распада описывается кинетиче- ским уравнением 1-го порядка.

Для реакции первого порядка находим константу скорости распада, используя период полураспада радионуклида ²²²Rn.

Из уравнения:

k           ; k

0,693

3,824

 

0,1812

 

сутки ¹.

Подставляем найденное значение k в уравнение:

с = с _о е ^{– k} ,

с е 0,1812 30

с о

 

0,0043

 

или

 

0,43%.

Ответ: через месяц в организме останется 0,43% радионуклида

222Rn.

 

9. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 100^оС, если энергия активации реакции равна 125,5 кДж/моль?

Решение:

Скорость реакции связана с энергией активации и температурой уравнением Аррениуса. Для двух температур уравнение имеет вид:

 

 

ln 2

1

Подставляя в уравнение данные задачи и выражая энергию актива- ции в джоулях, а температуру в К, получим:

125,5  10 ³       1                 1

ln 2                                                                           

11,05.

 

1

 

Отсюда

8,314

 

2        е 11, 05

1

273

 

6,29

100

 

10 4.

273 20

Ответ: повышение температуры от 20 до 100^оС привело к увели- чению скорости в 6,29 10⁴ раз.

11. При повышении температуры от 20 до 40^оС скорость реакции увеличилась в 6 раз. Вычислите температурный коэффициент и энергию активации реакции.

Решение:

Используя правило Вант-Гоффа о температурной зависимости ско- рости реакции, рассчитаем температурный коэффициент реакции:

T   T

 2         1

2            10 ;

1

40 20

6     10

 

2,45.

Для вычисления энергии активации реакции используем уравнение Аррениуса:

 

ln 2

1

E а       1  1;

R T 2       T 1

 

ln 6

 

1,79

E а

8,314

293

313

313

293

 

68241

Дж

моль

 

68,2

кДж

.

моль

Ответ: = 2,45; Е _а = 68,2 кДж/моль.

Тема: ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Необратимые реакции – протекают в одном направлении до пол- ного израсходования одного из реагирующих веществ.

Обратимые процессы – протекают одновременно две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная. Все обратимые процессы стремятся привести систему в устойчивое равновесное состояние (рис. 15).

 

 

А + В                                                                                    С          + В

 

 

Рис. 15. Изменение скорости обратимых реакций

Большинство биохимических реакций носят обратимый характер.

Химическое равновесие – такое динамическое состояние об- ратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны и которое характеризуется постоянством пара- метров при постоянных внешних условиях.

Кинетическое условие химического равновесия:      . Термодинамическое условие химического равновесия:

G = G _min;

S = S _max;              = 0

Состояние химического равновесия имеет следующие особенности: а) динамический характер,

б) подвижность,

в) постоянство состояния химического равновесия во времени при неизменных внешних условиях,

г) возможность подхода к состоянию равновесия, как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.

 

Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Состояние химического равновесия количественно характеризуется констан- той равновесия.

Константа химического равновесия – отношение                          констант скоростей прямой (k ₁) и обратной (k ₂) реакций:

K = k ₁/ k ₂

Константа равновесия химической реакции, K _равн, равна отно- шению произведения равновесных концентраций продуктов реак- ции к произведению равновесных концентраций реагентов в степе- нях, равных стехиометрическим коэффициентам – з акон дейст- вующих масс для химического равновесия:

а А + b В   с С + d D

K равн =

[C] c [D] ^d,

[A] a [B] ^b

где [А], [В], [С], [D] – равновесные концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состоя- ния химического равновесия.

K _равн зависит от природы реагирующих веществ и от темпера- туры. Существует три способы выражения константы равновесия: через концентрации K _с, через активности K_а, через парциальные давления для газов K _р.

Каждая обратимая реакция характеризуется определенным значением константы равновесия при данной температуре, которое определяет глубину превращения исходных веществ в продукты реакции. При K >>1 произведение концентраций полученных ве- ществ много больше произведения концентраций исходных ве- ществ, поэтому обратимая реакция дает в этом случае большой вы- ход продуктов реакции. При K 10⁶, реакции практически необра- тимы. При K << 1, наоборот, выход продуктов реакции очень мал. Если K 10^–6, то реакция практически не идет. В первом случае равновесие системы сильно смещено в сторону образования про- дуктов реакции, а во втором – в сторону исходных веществ. Если K находится в интервале 10^–6 – 10⁶, то такие реакции обратимы.

Константа равновесия связана с изменением основных тер- модинамических характеристик соотношением:

G = – R·T· ln K= – 2,3 R·T· lg K

Так как G= H – T·  S, то R·T· ln K=  S – H/T.

Большое отрицательное значение H и высокие положитель-

ные значения   увеличивают константу равновесия и  способству-

ют течению реакции в прямом направлении.

При отрицательных значениях G (G < 0), lg K > 0 и K > 1.

Чем больше отрицательные значения G, тем численно больше константа равновесия и тем сильнее смешается равновесие вправо. Чем больше положительные значения G (G > 0), тем сильнее оно смещается влево. В предельных случаях исходные ве- щества практически полностью превращаются в продукты реакции или, наоборот, химически между собой не взаимодействуют.

При G = 0 оба направления протекания обратимых реакций равновероятны. В этих случаях lg K = 0 и K = 1, т.е. произведение концентраций продуктов реакции становится равным произведе- нию концентраций исходных веществ.

Для гетерогенных реакций в выражение для скорости реак- ций и константы равновесия не входят концентрации веществ, на- ходящихся в твердой фазе. Как постоянные величины они учиты- ваются в значениях соответствующих констант.

Уравнение изотермы Вант-Гоффа связывает направление реакции с исходным составом реагирующих веществ. Это уравне- ние позволяет определять направление процесса в том случае, ко- гда активности (концентрации) веществ не отвечают стандартному состоянию.

Для реакции a А  + b В     с С + d D уравнение изотермы имеет вид:

c c c d

= RT

(ln K равн.

ln   ^{C D});

р-ции

 

р

при с.у. G o

 

 

ции

a    b

c

c

A   B

= R Т ln K равн.