- •Химическая кинетика. Растворы
- •Часть 2. Растворы. Свойства воды, ее роль в организме. Электролитическая диссоциация, ионное произведение воды, рН растворов. Закон Оствальда.
- •Константа равновесия
- •Принцип Ле-Шателье
- •Действие принципа Ле-Шателье в клетках организма
- •Влияние катализаторов на химическое равновесие
- •Катализ в живом организме - ферментативный катализ
- •Зависимость скорости ферментативной реакции от температуры
- •Часть 2. Растворы. Строение и роль воды. Ионное произведение воды, шкала рН
- •Растворимость веществ
- •Роль воды в организме
- •Диссоциация воды
- •Водородный показатель рН
- •Осмос. Транспорт веществ в организме
- •Виды осмоса
- •Осмолярность
- •Онкотическое давление
- •Мембранный транспорт
- •Виды транспорта веществ в организме
- •Механизмы транспорта крупных фрагментов (биомолекул)
ЛЕКЦИЯ № 2
Химическая кинетика. Растворы
Часть 1. Химическая кинетика: определение скорости реакции, теоретический порядок реакции, закон Вант-Гоффа (зав-ть скорости реакции от температуры), химическое равновесие, выражение для константы равновесия, влияние концентрации веществ, давления и температуры на равновесный процесс, влияние ферментов на скорость реакции, уравнение Михаэлиса-Ментен, константа Михаэлиса, графическая зависимость Км от С.
Часть 2. Растворы. Свойства воды, ее роль в организме. Электролитическая диссоциация, ионное произведение воды, рН растворов. Закон Оствальда.
Цель: знакомство с основами химической кинетики и ее применением к ферментативному катализу в живых организмах.
Химическая кинетика – наука о скорости и механизмах химических реакций.
Скорость химической реакции - это изменение концентрации вещества в единицу времени:
v = ΔC/Δt
В 19 веке был сформулирован закон действующих масс, согласно которому скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторые степени. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние: природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса) и др. Реакции могут происходить за доли секунды или длиться годами. Измеряется скорость химических реакций в (моль/л)/час, или в (моль/л)/сек.
Чтобы реакция произошла, атомы (молекулы) должны столкнуться, а орбитали их валентных электронов должны перекрыться, чтобы образовалась новая химическая связь.
Химический процесс, происходящий в ходе столкновений молекул, называется элементарным актом реакции.
Если сталкиваются две молекулы, такая реакция называется бимолекулярной, если три молекулы – тримолекулярной. В ходе мономолекулярной реакции также необходимо столкновение одинаковых молекул для обмена энергией.
Число столкновений, следовательно, и скорость химической реакции, зависит от концентрации реагирующих веществ, т.к. чем больше молекул, тем больше столкновений.
В ходе реакции может происходить несколько элементарных актов.
Последовательность элементарных актов называется механизмом реакции.
Например, реакция 2NO + Cl2 → 2NOCl протекает в две стадии: а) NO + Cl2 → NOCl2 а+б = механизм
б) NOCl2 + NO → 2NOCl реакции
По закону «действующих масс» скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагентов в степени их стехиометрических (молярных) коэффициентов.
Для реакции n A + m B → p C
v = k [A]n [B]m
где А и В – субстраты (исходные вещества), С – продукт реакции,
n, m, р – стехиометрические коэффициенты.
n – порядок реакции по реагенту А, m – порядок реакции по реагенту В.
n+m – суммарный порядок реакции
Примеры.
1) Превращение ацетоуксусной кислоты (АУК) в ацетон – реакция первого порядка:
СН3-СО-СН2-СООН → СН3-СО-СН3 + СО2
v = k [A], v = k [АУК]
n + m = 1+0 = 1
2) Реакция превращения этилена в дихлорэтан имеет второй порядок:
C2Н4 + Сl2 → C2H4Cl2
v = k [A][B], v = k [C2H4][Cl2]
n + m = 1+1 = 2
Если скорость реакции не зависит от концентрации реагентов, то реакция имеет нулевой порядок.
Пример: разложение твердого ВаСО3 до ВаО и СО2. Бессмысленно говорить о концентрации твердого вещества, поэтому n = 0.
Порядок реакции очень часто не совпадает с теоретическим, т.к. обычно реакции имеют сложный механизм и состоят из нескольких стадий (элементарных актов). На практике порядок реакции определяется порядком лимитирующей стадии - самой медленной стадии процесса.
Зависимость скорости химической реакции первого порядка от концентрации исходного вещества А:
v = k [A], где v - скорость реакции, k - константа скорости, [A] – концентрация субстрата. В ходе реакции концентрация субстрата уменьшается, скорость падает пропорционально концентрации А.
Зависимость скорости реакции от температуры
Скорость химической реакции возрастает с увеличением температуры.
Уравнение Вант-Гоффа
v = vo γ Δt/10
vo – начальная скорость, Δt - разность температур,
γ – температурный коэффициент 4 > γ > 2.
Согласно уравнению (правило) Вант-Гоффа с ростом температуры на 10 градусов скорость реакции возрастает в 2 - 4 раза.
Более точную зависимость скорости реакции от температуры вывел Аррениус:
v = voe-Ea/RT
vo- начальная скорость, e – экспонента (~ 2,7), Еа – энергия активации, R – универсальная газовая постоянная, Т – температура по Кельвину.
Энергия активации (Ea) – это энергетический барьер, который должны преодолеть молекулы субстрата, чтобы превратиться в продукты реакции. Графическое определение Еа
Еа
Е
r – координата реакции, в простом распаде А-В на А + В – это расстояние между атомами А и В.
Чем выше температура, тем больше частота столкновений молекул и тем большее число молекул преодолевает энергетический барьер. Поэтому с ростом температуры скорость реакции возрастает экспоненциально (графическое изображение уравнения Аррениуса). Экспонента – основание натурального логарифма.