Биокатализ / Эмануэль Н.М., Кнорре Д.Г. Курс химической кинетики [4ед., Высш. шк., 1984]

каталитическую реакцию отщепления С-концевого аминокислотно-

Поскольку вследствие (VI.33) и (VI.34) связь между [Е] и [ES] дается выражением

[E](l+!7^,-) + [ES]=«0,

то в квазистационарном приближении (VI.29) принимает вид

<?o-[ES]

откуда следует, что

л -ицк \ ' и л и "= "

Это уравнение можно записать в виде

битора, причем чем эффективнее ингибитор, т. е. чем сильнее он тормозит каталитический процесс, тем меньше /(,-.

Зная зависимость 1Iv от 1/snpn заданной концентрации ингибитора и в неингибированнои реакции, можно графически определить /См (1 -+- i/Ki) и Км и, следовательно, вычислить Ki- Каждая серия опытов должна проводиться при постоянной концентрации фермента. ,

На рис. 92 приведена зависимость- 1/и от 1/здля гидролиза пептидной связи карбобенэилоксиглицилфенилаланина, катализируемого карбоксипептидазой:

CH,—О—С—NH—CHj—С—NH—CH—COOH 4- Н2 О

СН2 —О—С—NH—СН2 —СООН + H2N—СН—СООН

О

Из наклона прямой линии находят Кщ/ита* = 97,2 с; отрезок, от-

секаемый на оси ординат, l/vmax = 1800 с-М"1, откуда Д'м ^ = 97,2 : 1800 = 0,054 М.

и в присутствии 0,002 М фенилпропионовои кислоты (прямая 3).

Аналогично для фенилпропионовои кислоты можно получить = 0,7410 4 М.

332

ная промежуточная частица образуется в результате двух последовательных реакций:

ROH.+НаО+ £ ROH£ + Н2О

Примером реакции с таким механизмом кислотного катализа является реакция декарбонилирования бензоилмуравьинои кислоты, которая протекает по схеме

Таким образом, во всех случаях в кислой среде исходное вещество присутствует в нескольких формах, из которых только одна является реакционноспособной. Скорости их взаимных переходов велики, и можно считать, что на протяжении всего процесса эти формы присутствуют в термодинамически равновесных концентрациях. Лимитирующей стадией кислотно-каталитического процесса, как правило, является превращение активной промежуточной формы в продукты реакции. Константу скорости этой стадии принято называть истинной константой скоростикислотно-каталити- ческого превращения. Если обозначить активную промежуточную форму исходного вещества S через S*, то скорость кислотно-ката- литического процесса равна

от суммарной концентрации s вещества S. В дальнейшем всюду для упрощения записей будет предполагаться, что S превращается мономолекулярно. Концентрация [S*] пропорциональна s, т. е. ос не зависит от s и определяется только свойствами среды.

Если в ходе процесса среда не изменяется, то (VI.37) можно

Эна называется эффективной константой скорости и может быть легко определена из данных по кинетике расходования S каким-либо из методов, описанных в § 2 гл. IV.

334

Истинная константа скоросш может быть на:"дена, егли нзЕестна доля а активной промежуточной формы S* вещества S. Концентрация S* может быть в ряде случаев определена спектроскопически, так как часто различные формы S отличаются своими спектрами. Например, превращение о-бензонлбензойной кислоты в антрахинон идет через промежуточное образование дегидратированной протонированной формы о-бензонлбензойной кислоты:

(Roil*)

Форма R+ обладает характерным спектром поглощения с максимумом поглощения при 410 нм, таким образом, концентрация ее может быть определена спектроскопически. На рис. 94 приведена

На рис. 95 приведена зависимость эффективной константы скорости превращения о-бензоилбензойной кислоты в антрахинон от концентрации серной кислоты. Видно, что £эфф растет с ростом концентрации серной кислоты до некоторого предельного значения. Это предельное значение дает непосредственно истинную константу скорости кислотно-каталитического процесса. Таким способом истинная константа скорости может быть определена и в случаях, когда не существует методов определения концентрации активной промежуточной формы. Как правило, однако, при столь больших кон-

335

центрациях кислоты превращение идет с очень большой скоростью, что затрудняет изучение кинетики реакции.

Ниже более детально рассмотрены кинетические закономерности процессов, в которых активной промежуточной частицей является протонированный субстрат.

Установление равновесия между протонированнои и непрото-* нированнои формой субстрата является быстрым процессом, в связи

,,a SH+f l H2 O

где а — активности компонентов реакции; /(,, — константа основности субстрата. Отношение концентраций протонированной и непротонированной форм субстрата равно

[SH+] VS [S] аН,О

где у — соответствующие коэффициенты активности. Это отношение определяется константой основности субстрата, а также мно-

336

жителем

, ан^ Vs

Как показывает опыт, отношение коэффициентов актиаийети VS'YSH+ в данной среде при заданной концентрации кислоты мало зависит от природы основания S. Следовательно, величина h0 определяется главным образом свойствами среды. Чем больше h0, тем больше отношение [SH+]/[S] и тем сильнее протонировано данное основание.

Таким образом, величина h0 характеризует способность среды отдава-fb протон и поэтому получила на'звание кислотности среды. Она легко может быть вычислена при помощи соотношения

если ввести в среду индикатор В с известным значением константы основности Кь и измерить отношение концентраций протонированной и исходной форм индикатора [ВН+]/[В] (если В — индикатор, то В и ВН+ сильно различаются по цвету, и концентрация каждой из форм может быть определена колориметрически или спектрофотометричеСки).

В разбавленных водных растворах

поэтому

/Ю^[Н3О>],

т. е. кислотность равна концентрации ионов водорода. Аналогично тому как в разбавленных растворах вместо концентрации ионов водорода часто пользуются величиной pH, так вместо кислотности среды пользуются функцией кислотности:

переход от [Н3О]+ к h0 или, соответственно, от pH к Но совершенно необходим, а не носит характера некоторой поправки.

Как правило, кинетика кислотно-каталитических процессов изучается при постоянном значении функции кислотности (pH) раствора на протяжении всего процесса. Поскольку [SH] + [S] = s, где s — суммарная концентрация S, то

и, следовательно, эффективная константа скорости

337

; 6) распад QH,, как пример реакций термического распада углеводородов:

Н +С2 Нв ->• С2Н5 + На

ного радикала. Например, реакция, идущая приокислении углеводородов

и реакция атома хлора с молекулой этилена

2. Реакция свободного радикала илиатома с молекулой одного из исходных веществ, приводящая к образованию наряду с новым атомом или свободным радикалом молекулы конечного продукта.

Например, реакция

идущая при высокотемпературном окислении метана, и реакции

RH-|-C1->HC1 + R

•••••'•: R+Clj-*RC1+C[

идущие при галогенировании углеводородов.

3.Мономолекулярное превращение одного свободного радикала

вдругой (изомеризация):

СН3 ОО-> СН2 ООН

4. Мономолекулярный распад свободного радикала с образованием молекулы продукта реакции и нового свободного радикала или атома: •

СН3СО-*СН3+СО + Н

Молекулы исходных веществ расходуются лишь в реакциях первого и второго типов, а продукты реакции образуются в реакциях второго и четвертого типов. В любом цепном процессе должна быть по крайней мере одна стадия, в которой расходуется исходное вещество, и одна стадия, в которой образуются продукты реакции.

Так, принизкотемпературном окислении углеводородов и присоединении С12 к С2 Н4 исходные вещества расходуются в обеих стадиях продолжения цепи, а продукты образуются только во второй стадии. В реакциях распада СНОСНО и С2 Н6 в обеих стадиях образуются продукты реакции, но лишь в первой расходуется исходное вещество. Наконец, и реакциях галогенирования в обеих ста-

днях расходуются исходные вещества и образуются продукты реакции.

В некоторых случаях в реакции продолжения цепи наряду со свободными радикалами могут участвовать в качестве активных центров ионы металлов переменной валентности. Например, в присутствии малых добавок солей железа (III) разложение перекиси водорода проходит в результате трех чередующихся стадий (более полно процесс рассмотрен в § 5 гл. V):

ОН

Наряду со свободными радикалами (ЭН и Н б 2 в качестве активной промежуточной частицы в этом процессе участвует ион Fe2+, константа скорости реакции которого с Н2 О2 по порядку величины близка к константам скорости реакций свободных радикалов с мо- лекулами. ,.-.-,•

Обрыв цепей

Обрыв цепей может происходить в результате захвата свободного радикала стенкой реакционного сосуда. В этом случае обрыв цепей, является реакцией первого порядка по концентрации свободных радикалов.

Реакции обрыва цепей, скорость которых пропорциональна концентрации свободных радикалов, называются реакциями линейного обрыва цепей.

Обрыв цепей в результате захвата свободных радикалов стенками реакционного сосуда, или, как его сокращенно называют, обрыв цепей на стенках, играет важную роль в газовых цепных реакциях, особенно в цепных реакциях, идущих при малых давлениях. При обрыве цепей на стенках, который является гетерогенным химическим процессом, цепная реакция в целом является гомо- генно-гетерогенной. Теория обрыва цепей на^оверхности реакционного сосуда развита Н. Н. Семеновым.

Обрыв цепей на стенках происходит в результате двух последовательно происходящих процессов — диффузии свободных радикалов к поверхности реакционного сосуда и захвата свободного радикала этой поверхностью. В зависимости от того, какой из процессов является лимитирующим, различают диффузионную и кинетическую области протекания реакции обрыва и цепной реакции в целом. В диффузионной области лимитирующей стадией является диффузия свободных радикалов к стенке сосуда. В кинетической области лимитирующей стадией является взаимодействие свободных радикалов со стенкой.

Скорость обрыва цепей на стенке, как скорость'любой гетерогенной реакции, при прочих равных условиях растет с ростом отношения поверхности реакционного сосуда S к его объему V. В кине-

356