Многостадийность, обратимость
Другая особенность биохимических процессов, протекающих в организме, заключается в их многостадийности, так как вероятность обратимого протекания отдельной стадии значительно выше, чем всего процесса в целом. Это объясняется тем, что разница между величинами G нач и G кон для каждой отдельной стадии обычно невелика (| G р|≤ 10 Дж/моль). Обратимость отдельных стадий биохимических процессов позволяет живому организму легко регулировать синтез тех или иных соединений в зависимости от потребности и тем самым поддерживать стационарное состояние. Вероятность прямой реакции тем больше, чем больше уменьшение энергии Гиббса.
Гомеостаз
В живых организмах некоторые процессы и реакции протекают в условиях, близких к равновесным (например, протолитические, гетерогенные, лигандообменные, окислительно-восстановительные, адсорбционные). В связи с этим в организме поддерживаются различные балансы: кислотно-основной, гетеро-генный, лигандообменный, окислительно-восстановительный, что в целом и определяет гомеостаз.
6. Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий меха-низмы химических реакций, скорости их протекания и влияние различных факторов на скорости химических реакций.
Простые реакции состоят из однотипных элементарных актов
Реакции, при протекании которых осуществляются разнотипные элементарные акты, называются сложными реакциями.
Число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной реакции, и превращающихся в продукты называется молекулярностью реакции.
По молекулярности различают реакции:
1) мономолекулярные;
2) бимолекулярные;
3) тримолекулярные.
|
|
К мономолекулярным реакциям типа А В или А В + С относятся процессы распада молекул на более простые вещества, например
Биомолекулярными называются реакции типа А + В→ С или 2А→ В Например, СН3I + CH3CH2ONa →CH3OCH2CH3 + NaI
Значительно реже встречаются трехмолекулярные реакции А + 2В →С или 3А →В Например, 2NO + O2 →2NO2
Пример сложной реакции Н2 + I2→ 2HI, она протекает в две стадии:
1-стадия: I2 →2I; 2-стадия: 2I + H2 →2HI.
Большинство химических и все биохимические реакции являются сложными.
7. Средняя скорость реакции – это усредненная скорость реакции за данный промежуток времени:
Факторы, влияющие на скорость химических реакций
Природа реагирующих веществ
Под "природой реагирующих веществ" понимают:
1. Для веществ молекулярного строения – тип химических связей в молекулах реагентов, прочность связей. Чтобы молекула про-реагировала, связь в ней необходимо разорвать.
2. Для веществ немолекулярного строения (ионный или атомный кристалл) – строение кристаллической решетки, ее прочность.
3. Для веществ, у которых "молекула" состоит из одного атома (например, металлы, благородные газы) – строение электронной оболочки атома, прочность связывания внешних электронов.
4. Для молекул сложной формы – вероятность благоприятного для реакции взаимного расположения реагентов при соударении.
2) Концентрация реагентов
Чтобы вещества прореагировали, необходимо, чтобы их молекулы столкнулись. Вероятность столкновения двух людей на ожив-ленной улице гораздо выше, чем на пустынной. Так и с молекулами. Она прямо пропорциональна количеству молекул реагентов в единице объема, т.е. молярным концентрациям реагентов.
|
|
В середине XIX в. (1865 г. – Н.Н. Бекетов, 1867 г. – К. Гульдберг, П. Вааге) был сформулирован основной постулат химической кинетики, называемый также законом действующих масс:
Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в некоторые степени:
3) Давление
Давление влияет на скорость реакций с участием газов, потому что оно непосредственно определяет их концентрации. Из уравнения Менделеева-Клапейрона pV = nRT следует, что с = р / RT, т.е. давление и молярная концентрация газа связаны прямо пропорционально. Поэтому в закон действующих масс мы можем подставлять вместо концентрации давление.
4) Температура.
Влияние температуры на скорость реакции отражено в правиле Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2–4 раза:
Влияние величины поверхности соприкосновения реагирующих веществ
Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ – путем их растворения.
6)Катализ – явление изменения скорости химической реакции веществами, которые участвуют в реакции, но не входят в состав конечных продуктов.
К А Т А Л И З: положительный (ускорение реакции), отрицательный (ингибирование) (замедление реакции)
|
|
К А Т А Л И З: гомогенный (катализатор и реагенты находятся в одной и той же фазе), гетерогенный (катализатор и реагенты находятся в разных фазах)
8. Влияние температуры на скорость реакции отражено в правиле Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2–4 раза:
Влияние температуры на скорость химической реакции объясняет теория активных соударений. Основные положения этой теории:
– не каждое соударение приводит к акту химического взаимодействия;
– к химическому взаимодействию приводят только те столкновения, в которых участвуют частицы, обладающие энергией, необходимой для данного взаимодействия (энергией активации);
– при соударении частицы должны быть определенным образом расположены относительно друг друга.
Энергия активации – это минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы эти частицы вступили в химическую реакцию (Е a, кДж/моль).
9. К А Т А Л И З: положительный (ускорение реакции), отрицательный (ингибирование) (замедление реакции)
К А Т А Л И З: гомогенный (катализатор и реагенты находятся в одной и той же фазе), гетерогенный (катализатор и реагенты находятся в разных фазах)
Общие принципы катализа
1. Катализаторы ускоряют только термодинамически возможные реакции.
2. Катализаторы ускоряют химическую реакцию, как правило, за счет снижения энергии активации реакции, образуя промежуточные соединения.
3. Катализаторы увеличивают скорости как прямой, так и обратной реакций, ускоряя достижение химического равновесия.
4. Катализаторы после завершения реакции остаются в неизменном виде и количестве.
5. Все каталитические реакции сложные, так как состоят, как минимум, из двух элементарных актов:
а) Реагент + катализатор→ промежуточное соединение; б) Промежуточное соединение→ продукты реакции + катализатор.
6. Действие катализатора можно изменить: промоторы – усиливают, а каталитические яды – блокируют действие катализатора.