Харківський національний медичний університет Кафедра медичної та біоорганічної хімії Лекція Фізико-хімічні основи кінетики біохімічних реакцій Лектор: доцент кафедри медичної та біоорганічної хімії Макаров В.О. ПЛАН ЛЕКЦІЇ 1. Хімічна кінетика 2. Швидкість хімічної реакції 3. Класифікація реакцій за фазовим складом 4. Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції: - Концентрація Реакції нульового, першого, другого порядків - Температура - Енергія активації - Природа реагуючих речовин - Каталізатор, каталіз, ферментативний каталіз - Залежність початкової швидкості ферментативної реакції від концентрації субстрату Образец текста Второй уровень Третий уровень Четвертый уровень Пятый уровень Вивчення кінетики хімічних реакцій має велике практичне значення: - керівництво обміном речовин в живих організмах; - регулювання процесів на основі знань про їх кінетику; - вивчення ефективності дії ліків, ферментів і доцільний підбір лікарських засобів; - визначення швидкості дії і виведення з організму ксенобіотиків різного походження; - контролювання і вибір оптимальних умов нейтралізації і захоронення шкідливих відходів людської діяльності. Фармакокінетика pharmacon – ліки kinetikos – рух Токсикокінетика Хімічна кінетика вивчає швидкість хімічних реакцій, механізм і їх закономірності. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЧНОЇ КІНЕТИКИ Швидкістю хімічної реакції (v) називають зміну кількості речовини за одиницю часу в одиниці об'єму для гомогенних реакцій і на одиницю поверхні для гетерогенних реакцій: Або: Швидкість хімічної реакції – це зміна концентрації реагенту або продукту реакції за одиницю часу в одиниці об’єму. Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції: природа реагуючих речовин: рівновага при н.у. Н+О→млн.тисяч років Н+F→миттєво 2) агрегатний стан (газ > рідина > тверда речовина); 3) природа розчинника; 4) умови, в яких знакодиться система (тиск, концентрація, температура); 5) наявність каталізатора. , моль/м3 ∙с – гомогенна реакція моль/м2 ∙с – гетерогенна реакція Середня швидкість гомогенної реакції - визначається зміною кількості речовини за одиницю часу на одиницю об’єму Відношення кількості речовини до об’єму – молярна концентрація. Швидкість гомогенної реакції визначається зміною концентрації однієї з речовин в одиницю часу «+» - якщо швидкість визначається за продуктом реакції; «-» - якщо за вихідною речовиною Образец текста Второй уровень Третий уровень Четвертый уровень Пятый уровень Для характеристики механізму реакції вводяться поняття молекулярність, порядок реакції і період напіврозпаду. Молекулярність реакції - число частинок (молекул, атомів, іонів), які беруть участь в елементарному акті хімічної взаємодії. А→В або А→ В+С (мономолекулярна) І2 = 2 І 𝜈=К [І2] А+В→С або 2А→В (бімолекулярня) С12Н22О11+Н2О→2С6Н12О6 (гидроліз сахарози) 𝜈=К [С12Н22О11]∙[Н2О] 2NO+H2=N2O+H2O (тримолекулярна) 𝜈=К[NO]2∙[H2] Величини показників ступенів в кінетичному рівнянні називаються порядками реакції за відповідною речовиною. Загальний порядок реакції дорівнює сумі показників ступенів в кінетичному рівнянні швидкості хімічної реакції. Для простих реакцій порядок реакції - цілочисельна величина, що збігається з молекулярністю реакції. Для складних - їх порядки нижче молекулярності (як правило дробові і навіть нульові) і їх можна визначити лише експериментально. Приклад: 6FeCl2 + KClO3 + 6HCl = 6FeCl3 + KCl + 3H2O Період напівперетворення – час, необхідний для перетворення половини вихідних речовин в продукти реакції (лік. препарати). Приклади: ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЇ ВІД ТЕМПЕРАТУРИ Я.Х. Вант-Гофф В 1879 році Вант-Гоффом було сформульовано емпіричне правило: при збільшенні температури на кожні 10 градусів швидкість хімічної реакції зростає у 2-4 рази: де γ – температурний коефіцієнт, показує у скільки разів зростає швидкість даної реакції при збільшенні температури на 10°. Приклад: при γ=2 і ↑ Т на 50°С V ↑ 2 5 = 32 рази ЕНЕРГІЯ АКТИВАЦІЇ У реакцію вступають тільки ті молекули, які в момент зіткнення знаходяться в активному стані. Енергія активації (Еа) – надлишкова енергія, необхідна для вступу реагуючих речовин в реакцію при їх зіткненні, в порівнянні з середньою енергією, якою володіють молекули. Зазвичай значенняЕа складає від 40 до 200 кДж/моль. ПЕРША ТЕОРІЯ КІНЕТИКИ Математична залежність константи швидкості хімічної реакції від енергії активації і температури (рівняння Арреніуса, 1889): k = A e -Ea/RT де k – константа швидкості реакції; А – передекспоненційний множник, що відображає частку ефективних зіткнень, приймає значення від 0 до 1; Еа – енергія активації, Дж/моль; R – універсальна газова стала, 8,314 Дж/моль К; Т – абсолютна температура; е – основа натурального логарифму. С.А.Арреніус ПРИРОДА РЕАГУЮЧИХ РЕЧОВИН Константа швидкості хімічної реакції - К і енергія активації - Еа є індивідуальними характеристиками реагуючих речовин, які визначаються тільки їх природою: - тип хімічного зв’язку (реакції між речовинами, що мають δ-зв’язок протікають повільніше, ніж реакції речовин з π-зв’язками; неорганічні речовини, які мають іонний або полярний ковалентний зв'язок, реагують швидше). - механізм окремих стадій: ( три основних типа) * реакції між молекулами; * реакції за участю вільних радикалів; * реакції між іонами. - тип нековалентних взаємодій в біохімічних перетвореннях: * утворення водородних зв’язків; * електростатична взаємодія; * Ван-дер-ваальсова взаємодія. МЕХАНІЗМИ СКЛАДНИХ ХІМІЧНИХ ПРОЦЕСІВ: - послідовний (реакції гідролізу): А  В  С … паралельний ( гліколітичний шлях: глюкоза  піровиноградна кислота  цикл Кребса; глюкоза  гексозомонофосфатний шлях); Розкладання бертолетової солі KClО3 - супряжений (тандемність ендергонічних і екзергонічних реакцій в організмі), протікають за допомогою інших : А+Б=М А+С=Н ланцюговий (полягає в ряді регулярно повторюваних елементарних актів за участю дуже активних частинок - вільних радикалів - патологічні явища в організмі: пероксидне окиснення ліпідів, руйнування клітинних мембран при променевій хворобі, розвиток пухлин, дія отруйних речовин) -циклічний (цикл Кребса, цикл утворення сечовини, цикл окиснення жирних кислот). 2КCl+3O2 3КClO4+HCl Каталізатори Йенс Якоб Берцеліус ввів термін «каталіз» в 1835 р. Вільгельм Оствальд 1909 г. – Нобелевська премія «визнання робіт з каталізу» речовини, що змінюють швидкість хімічної реакції за рахунок зміни енергії активації, але самі при цьому не витрачаються. Процес в присутності каталізатора - каталіз. Реакція з каталізатором - каталітична. Позитивні каталізатори - прискорюють реакцію, зменшуючи Еа Негативні каталізатори (інгібітори) - уповільнюють реакцію, збільшуючи Еа A + K = AK (1) AK + B = AB + K (2) Сумарна реакція A + B = AB Але замість енергетичного бар'єру цієї реакції долаються нижчі бар'єри реакцій(1) и (2): E1 и E2 ТЕОРІЯ МИХАЕЛІСА-МЕНТЕНА (1913 Р.): Залежність початкової швидкості ферментативної реакції від концентрації субстрату Cs Km Брігс і Холлдейн (1925 р.) вдосконалили її Ферментативні реакції in vivo протікають у відкритих системах => описуються іншими рівняннями. Стадії Ф-го каталізу: 1)Ф (Е) –субстратного (S) комплекса (ES) К1, К2, К3 константи швидкості 2) Розпад ЕS на E и S 3) Розпад ES на кінцеві продукти реакції Р+Е Залежніть початкової швидкості ферментативної реакції від концентрації субстрата - Кm міра міцності ЕS: чим вище значення Кm, тим слабше зв’заний субстрат (S) з ферментом (E). Аналіз рівняння Михаеліса-Ментен і кінетичної кривої: - тоді [S] << Km, v = v max – когда [S] >> Km ТИСК Тиск дуже впливає на швидкість реакцій за участю газів, тому що він безпосередньо пов’язаний з концентрацією. У рівнянні Менделєєва-Клапейрона: pV = nRT перенесемо V в праву частину, , а RT – в ліву , враховуємо p/RT = n/V враховуємо, що n/V = C p/RT = C Тиск і молярна концентрація газу пов'язані прямо пропорційно. Клапейрон Бенуа Поль Еміль (1799 - 1864 р.) Менделєєв Дмитро Іванович (1834 - 1907 р.) Площа стикання Швидкість гетерогенної реакції прямо пропорційна площі поверхні стикання реагентів. Зі збільшенням площі поверхні стикання частинки реагентів частіше зіштовхуються одна з одною, а значить швидкість реакції збільшується. Збільшити площу стикання реагентів можна за допомогою збільшення ступеня подрібнення речовин. Швидкість гетерогенної реакції залежить від: а) швидкості підведення реагентів до межі розділу фаз; б) швидкості реакції на поверхні розділу фаз, яка залежить від площі цієї поверхні; в) швидкості відведення продуктів реакції від межі розділу фаз. Стадія, яка протікає найбільш повільно, називається лімітуючою - саме вона визначає швидкість реакції в цілому. image1.png image2.png image3.jpeg image4.png image11.png image5.wmf t V v D D = n image6.wmf c V = n image7.wmf t c v D D = image8.wmf t c v D D ± = image9.jpg oleObject1.bin oleObject2.bin oleObject3.bin oleObject4.bin image10.wmf 10 T T T 1 2 V V D g = image12.png oleObject5.bin image13.png image14.jpeg image15.jpeg image16.png image17.wmf 2 max v image18.wmf max v image19.wmf v image20.wmf ] [ ] [ max S K S v v m + × = image21.wmf m K v v = = 2 max image22.wmf ] [ max S К v v m = oleObject9.bin oleObject10.bin oleObject11.bin oleObject6.bin oleObject7.bin oleObject8.bin image23.emf S+E K 1 K 2 ES K 3 E+P S+E K 1 K 2 ES K 3 E+P image24.png image25.png image26.png image27.png