РАЗДЕЛ III . Кинетика, катализ, химическое равновесие

Актуальность

Практически все биохимические реакции, протекающие в живых организмах, являющиеся каталитическими, т.е. осуществляются в присутствии биокатализаторов-ферментов. Все ферментативные биохимические реакции подчиняются законам кинетики в приложении к биосистемам.

В основе кинетики различных биологических процессов, направлении биохимических реакций, биоэлектрических явлений, проницаемости биологических мембран, лежит химическая кинетика – учение о скорости химических реакций.

Методы кинетики биологических процессов широко применяются при изучении физико-химических механизмов возникновения патологических состояний организмов, динамики ферментативных процессов (нормы и патологии), в фармакокинетике, иммунокинетике.

Понимание основных закономерностей химической кинетики, катализа и состояния химического равновесия необходимо для изучения бионеорганической, биологической и токсикологической химии, фармакологии, действия на живой организм различных лекарственных препаратов.

 

Цель: получить системные знания о закономерностях протекания химических и биохимических реакций, влияния различных факторов на скорости реакции.

               

III. 6  Кинетика, катализ, химическое равновесие

 

Кинетика – раздел физической химии, изучающий скорости и механизмы химических реакций.

Скорость химической реакции – это число элементарных актов реакции в единицу времени в единицу объема (для гомогенных систем) или на единицу поверхности раздела фаз (для гетерогенных систем)

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций – закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна действующим массам – молярным концентрациям реагирующих веществ, взятым в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов: а А + bB = сС + dD

V пр. р. = k[A]^a ∙ [B]^b

V обр. р. = k[C]^c ∙ [D]^d

k – константа скорости химической реакции

Закон действующих масс (примеры)

1. Гомогенные реакции:

2NO_(г) +O_2(г) = 2NO₂(г)

Vпр.р.=k[NO]²∙ [O₂]

2. Гетерогенные реакции

Zn_(тв) +2HCl_(ж) = ZnCl_2(р-р) + H_2(г)

Vпр.р.= k[HCl]²

Молекулярность простых реакций

а) мономолекулярные       I₂  = I + I

б) бимолекулярные      I₂ + H₂ = 2HI

в) тримолекулярные          O₂ +2H₂ =2 H₂O

Влияние температуры на скорость химических реакций

  Закон Вант-Гоффа ( Вант-Гофф Якоб Хендрик (1852 – 1911) - голландский химик, один из основателей современной физической химии и стереохимии): при повышении t на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2–4 раза

V _{t 2} = V _{t 1} · γ

k _{t 2} = k _{t 1} · γ

Влияние катализаторов на скорость химических реакций

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химических реакций

Катализ – изменение скорости реакции под действием катализаторов.

Особенности биокатализаторов:

Высокая эффективность:

а)   без каталазы:

2H₂O₂ = 2H₂O +O₂ (E_a = 75 кДж/моль)

б)  с каталазой:

2H₂O₂ = 2H₂O +O₂ (E_a = 23 кДж/моль)

V химической реакции увеличивается в 3· 10¹¹ раз

2. Ориентационный эффект (повышает скорость биохимических реакций примерно в 1000 раз);

3. Полифункциональный эффект (одновременное действие на молекулу субстрата нескольких активирующих групп фермента);

4. Специфичность действия (один фермент катализирует только одну биохимическую реакцию или её стадию);

5. Действует в условиях постоянных температур (10^о–60 ^оС);

6. Действие ферментов зависит от pH среды (pH=4–10).

 

Прогнозирование смещения химического равновесия

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той из двух реакций, которая противодействует данному изменению.

А_(г) + B_(г) = С_(г)   + Q

Для смещения равновесия вправо необходимо:

Повысить t, повысить P, повысить [A] и [B], понизить [C].

Вопросы для самоконтроля

 

1. Что понимают под средней скоростью химической реакции?

2. Что понимают под истинной скоростью химической реакции?

3. В каких единицах в системе СИ выражают скорость химических и                         биохимических реакций?

4. Какие факторы оказывают влияние на скорость химических и биохимических реакций?

5.  В чём состоят особенности биохимических реакций?

6.  Каковы особенности биологических катализаторов?

7. Где в медицинской и фармацевтической практике используются законы кинетики?

            

Задания для самоконтроля

1. В колбе объёмом 10 л содержится 50, 8 г газообразного йода, 128 г йодоводорода и 0, 5 г водорода. Рассчитайте константу равновесия реакции

I₂   + H₂ = 2HI, выраженную через молярные концентрации.

а) 0, 05;                   б) 20;                       в) 200;                    г) 0, 005.

 

2. В колбе объёмом 1л содержится 3, 0 г газообразного оксида азота (II), 0, 8 г кислорода и 2, 3 г оксида азота (1V) Рассчитайте константу равновесия реакции 2NO + O₂ = 2NO₂, выраженную через молярные концентрации.

а)  10;                 б) 0, 1;                   в)  20;                  г) 0, 05;

 

3. В колбе объёмом 10 л установилось химическое равновесие               I₂ + H₂ = 2HI. Равновесная концентрация йодоводорода составила 0, 2 моль/л. Как изменится скорость обратной реакции, если в колбу добавить 128 г HI?

а) уменьшится в 2 раза;

б) увеличится в 1, 5 раза;

в)  увеличится в 2, 25 раз;

г) не изменится.

 

4.Оцените справедливость суждений:

А. При нагревании скорость многих реакций уменьшается.

Б. Катализатор – это вещество, которое увеличивает скорость химической реакции, но само в ней не участвует.

а) верно только А;

б) верно только Б;

в)  верны оба суждения;

г) оба суждения неверны.

 

5. Давление влияет на скорость реакции между:

а)  гидроксидом цинка и азотной кислотой;

б) цинком и серной кислотой;

в)  аммиаком и кислородом;

г) серой и алюминием.

 

6. При увеличении температуры от 10 до 50^оС скорость реакции увеличилась в 16 раз. Определите её температурный коэффициент.

 

7. Срок годности лекарственного препарата про 20 градусах составляет 0, 5 года, а при 10 градусах – 1, 5 года. Определите температурный коэффициент скорости данной реакции.

 

8. Константа равновесия реакции

СН₃СООН + С₂Н₅ОН ↔ СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О

равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех компонентов системы, если начальные концентрации СН₃СООН и спирта равны 2 моль/л и 1 моль/л соответственно.

 

9.  В сосуд объемом 0, 5 литров было помещено моль Н₂ и 0, 5 моль N_2. При некоторой температуре к моменту равновесия образовалось 0, 02 моль NН₃. Вычислите константу равновесия.

 

10. Определите направление смещения равновесия следующих обратимых реакций при повышении температуры и увеличения концентрации продукта реакции:

             а) 2SO₂+O₂ ↔ 2SO₃  + 192, 7 кДж

             б) N₂O₄ ↔ 2NO₂  – 54, 47 кДж

 

11. В каком направлении сместится равновесие следующих обратимых реакций:

              а) С+Н₂О ↔ СО+Н₂    – 129, 9 кДж

              б) N₂+3Н₂ ↔ 2NH₃   + 92, 2 кДж

при повышении давления; при повышении температуры? Как при этом будут изменяться концентрации компонентов каждой системы?

 

12. Как изменить температуру, давление и концентрации компонентов, чтобы увеличить выход хлора в реакции

             4НCl +O₂↔ 2H₂O+2Cl₂ + 113, 3 кДж

 

13. Оцените справедливость утверждений

А. На химическое равновесие не влияет площадь поверхности реагирующих веществ.

Б. В состоянии химического равновесия концентрация исходных веществ равна концентрации продуктов реакции.

 а) верно только А;                      б) верно только Б;       

 в) Верны оба утверждения;        г) оба утверждения неверны.

Раздел  IV. Растворы

Актуальность

Изучение свойств растворов имеет большое значение.

· Все биохимические реакции протекают в растворах.

· Действие лекарственных форм эффективно только в растворенном состоянии.

· Все биологические жидкости (кровь, лимфа, слюна, желудочный сок, желчь, моча, спино-мозговая жидкость и т.д) являются растворами органических и неорганических соединений в единственном биорастворителе – воде.

Кислотно-основной гомеостаз (постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов), а также постоянство концентрации солей и органических соединений в жидких средах организма поддерживается системой биохимических механизмов. Регуляция кислотно-щелочного гомеостаза осуществляется буферными системами. Благодаря действию буферных систем значение рН различных сред организма удерживается в строго определенном диапазоне. Например, рН сыворотки крови 7, 4 ± 0, 05, рН желудочного сока 0, 8–2, рН слюны 6, 35–6, 85 и т.д.

Растворы электролитов играют важную роль в процессах жизнедеятельности организмов. Если отвлечься от физиологических функций каждого отдельного иона и охарактеризовать их совместное действие, то следует отметить, что ионы определяют величину осмотического давления биологических жидкостей, влияют на кислотно-щелочной баланс крови, влияют на растворимость белков и образуя гидраты, удерживают воду.

Цель: сформировать системные знания о растворах, их свойствах и значении для жизнедеятельности живых организмов.

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: