Глава 2 кинетика биохимических реакций

Все химические реакции происходят с разными скоростями: одни мгновенно (взрыв тротила, нейтрализация кислот основаниями), другие медленно, на протяжении часа и лет (омыления жиров, ржавление железа), а некоторые – очень медленно, на протяжении веков (выветривание горных пород, образование минералов, распад некоторых радионуклидов).

Раздел физической химии, в котором изучают скорость и механизм хода химических реакций, называют химической кинетикой. Под механизмом реакции понимают описание пути, который она проходит от исходных веществ (реактантов) до конечных продуктов реакции. Ход большинства химических и биохимических реакций происходит через ряд промежуточных элементарных стадий, которые называют элементарными реакциями.

Знание законов химической кинетики имеет теоретическое и практическое значение. От скорости хода реакций, которые лежат в основе разных технологических процессов, зависит их производительность, то есть выход продукта, например, при выплавке металлов из руд, получении полимерных материалов, синтеза лекарственных средств, красителей и тому подобное. Учение о скорости реакций является базой для изучения биохимических процессов, фармакокинетики лекарств, клинической диагностики. Для понимания процессов обмена веществ и энергии в организме на клеточном уровни важными являются исследования кинетических закономерностей хода ферментных реакций, которые характеризуються определенной последовательностью, направлением и значительной скоростью протекания. Большая скорость хода реакций в живом организме связана с активностью ферментов как биологических катализаторов. Кроме того, пользуясь положением химической кинетики, определяют скорость поступления лекарственных веществ в кровь и период полувыведения их из организма.

Химическая кинетика дает возможность выбрать оптимальные условия проведения нейтрализации и захоронения вредных отбросов промышленных предприятий, контролировать загрязнение водохранилищ нефтепродуктами и поверхностно-активными веществами, почв – пестицидами, а воздух – токсичными газами.

Следовательно, скорость реакций является важной характеристикой любого химического процесса, и ее знание позволяет правильно им руководить.

Скорость химических реакций

Рассматривая основные вопросы кинетики химических реакций, должны различать процессы, которые происходят в однородных (гомогенных) и неоднородных (гетерогенных) системах. Гомогенная система слагается только из одной фазы, например, смесь двух и больше газов или жидкостей, а гетерогенная – из веществ, которые находятся в разных агрегатных состояниях (газ и жидкость, кристаллы и жидкость).

Скорость химических реакций характеризует количество елементарних актов взаимодействия либо разложение за единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций), либо на единицу площади поверхности деления фаз (для гетерогенных реакций). Поскольку число взаимодействий между молекулами подсчитать невозможно, то используют пропорциональную к ним величину – концентрацию, которую выражают в кмоль/м³ или моль/дм³ (моль/л). Для гомогенных процессов, которые происходят без изменения объема, скорость химической реакции равняется изменению концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени.

С₂ – С₁ ∆ С

ΰ = —————— = ———

τ₂ – τ₁ ∆ τ

Скорость химических реакций зависит от разных факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализатора, а в растворах – от значения рН среды, интенсивности перемешивания реактантов и тому подобное.

Влияние концентрации. Закон действующих масс

Условием протекания химической реакции является столкновение молекул реагирующих веществ. Скорость реакции зависит от числа активных столкновений в единице объема. Вероятность одновременного столкновения молекул в гомогенной системе пропорциональна концентрациям реагирующих веществ.

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, которые равняются коэффициентам в химическом уравнении этой реакции.

Это один из основных законов химической кинетики, который называют законом действующих масс. Он был сформулирован норвежскими учеными К. Гульдбергом и П. Вааге в 1867 году.

В случае взаимодействия двух молекул по схеме

А(г)+ В(г)= АВ(г)

скорость реакции выражают таким кинетическим уравнением:

ΰ= k С_АС_В = k[А][В].

где ΰ – скорость реакции, k – константа скорости, С_А и С_В – молярная концентрация реагирующих веществ А и В.

Величина k – это константа скорости реакции, она называется коэффициентом пропорциональности между скоростью и концентрацией. Ее физический смысл вытекает из этого же уравнения, то есть константа скорости численно равняется скорости реакции, если молярные концентрации реагирующих веществ равняются единице.

Для гомогенной реакции типа

2А + В = 2С

кинетическое уравнение имеет такой вид:

ΰ= k С_А²С_В = k[А]²[В].

Закону действия масс подчиняются только простые (одностадийные) реакции, ход которых точно описывается стехиометрическим уравнением.