ЛЕКЦІЯ № 6

1. Кінетика біохімічних реакцій. Вивчення впливу різних факторів на перебіг хімічних реакцій.

2. Каталіз та каталізатори. Вивчення впливу неорганічних каталізаторів та ферментів на перебіг хімічних реакцій.

І. Кінетика біохімічних реакцій. Вивчення впливу різних факторів на перебіг хімічних реакцій.

1.  Хімічна кінетика. Швидкість хімічної реакції.

2.  Закон діючих мас для швидкості реакції. Константа швидкості, її фізичний зміст. Порядок реакції.

3.  Гомогенні та гетерогенні процеси. Вплив ступеня дисперсності реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції.

4.  Вплив температури на швидкість хімічної реакції. Правило Вант-Гоффа. Рівняння Арреніуса. Енергія активації.

ІІ. Каталіз та каталізатори. Вивчення впливу неорганічних каталізаторів та ферментів на перебіг хімічних реакцій.

1.     Каталіз та каталізатори. Особливості дії каталізаторів.

2.     Гомогенний, гетерогенний та мікрогетерогенний каталіз.

3.     Кислотно-основний каталіз. Механізм дії каталізаторів.

4.     Особливості дії ферментів, як біологічних каталізаторів. Поняття про активні центри ферментів.

5.     Промотори (активатори) і інгібітори ферментів. Залежність дії ферментів від рН середовища.

6.     Поняття про кінетику складних реакцій: паралельних, послідовних, спряжених, оборотних, ланцюгових.

 

 

Хімічна кінетика

Хімічна кінетика – це вчення про швидкість хімічних реакцій і залежність від різних факторів: природи, концентрації речовин, що реагують, тиску, температури, каталізаторів.

Швидкість реакцій та методи її визначення.

Формальна кінетика дає математичний опис швидкості реакції без урахування механізму цієї реакції.

Швидкість хімічної реакції – це кількість речовини, що реагує за одиницю часу в одиниці об’єму, тобто зміна концентрації реагуючої речовини за одиницю часу. Якщо початкова концентрація однієї з речовин була c_°, а через час t стала с, то середня швидкість реакції дорівнює:

Істинна швидкість реакції – це нескінченно мала зміна концентрації, що відбувається за нескінченно малий проміжок часу, тобто:

,     

якщо швидкість вимірюють за реагентом, або

,

якщо її вимірюють за продуктом реакції. Знак «–» потрібний тому, що швидкість реакції може бути тільки позитивною величиною.

 

 

 

Швидкість реакції визначають експериментальн хімічними або фізико-хімічними методами. Хімічні методи полягають в тому, що з реакційної посудини через певні проміжки часу відбирають проби і визначають вміст речовини в них титриметричними методами.

           Згідно з основним постулатом хімічної кінетики

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, піднесених до степенів, які рівні стехіометричним коефіцієнтів рівняння реакції.

Наприклад, для реакції

аА + bB + dD+…—> продукти

 швидкість

                                                (2.2)

Коефіцієнт пропорційності k називається константою швидкості реакції. Фізичний зміст константи швидкості можна встановити, якщо прийняти, що с_А = с_В = c_D = 1.

Тоді

       υ=k,

тобто константа швидкості дорівнює швидкості реакції при умові, що концентрації всіх реагуючих речовин рівні одиниці. Константа швидкості залежить від природи реагентів, температури, каталізатора, але не залежить від концентрацій. Її називають питомою швидкістю.

Показники степенів п₁, п₂, п₃, називаються порядком реакції за речовинами А, В, D, а їх сумарні значення п = п₁ + п₂ + п₃ + — ^— загальним порядком реакції. В багатьох випадках порядок не збігається зі стехіометричними коефіцієнтами в рівнянні реакції (тобто п₁ ≠ а, п₂ ≠ b  і т.д.). Це пояснюється тим, що більшість реакцій проходить в декілька стадій, які мають різні швидкості, тому стехіометричне рівняння – це сумарний результат всіх елементарних стадій, а загальна швидкість реакції визначається швидкістю найповільнішої (лімітуючої) стадії.

Для елементарних реакцій вводять поняття молекулярність — число молекул, які беруть участь в елементарному акті хімічної взаємодії. Існують одно-, дво- або тримолекулярні реакції. Участь в елементарному акті більше трьох молекул малоймовірна.

На відміну від молекулярності порядок реакції може бути нульовим, цілочисельним або дробовим.

Лише для елементарних реакцій чисельні значення молекулярності і кінетичного порядку збігаються і дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам.

Швидкість реакцій та методи її визначення.

Порядок реакції — це важлива кінетична характеристика. Для визначення загального порядку реакції необхідно спочатку встановити порядок реакції за кожною реагуючою речовиною. Сума порядків реакції за кожною речовиною дає загальний порядок. Для визначення порядку реакції за даною речовиною необхідно створити такі умови, щоб в процесі реакції змінювалася концентрація тільки даної речовини. Для цього концентрації всіх інших учасників повинні бути настільки великими, щоб зміною їх в часі можна було знехтувати.

Інтегральні методи

Метод підбору кінетичного рівняння. Експериментальні значення поточної концентрації і часу підставляють в рівняння для констант швидкостей реакцій різних порядків. Рівняння, за яким одержують сталі значення константи швидкості, описує кінетику досліджуваного процесу.

Метод періоду напівперетворення. Вивчають залежність періоду напівперетворення від початкової концентрації реагуючої речовини. Для реакцій першого порядку t_1/2 не залежить від с₀ , для реакцій другого порядку він обернено пропорційний с₀ , для реакцій третього порядку — обернено пропорційний  

 Диференціальні методи

Метод Вант-Гоффа. Прологарифмуємо рівняння:

ln v =ln k +ln c

Одержали лінійне рівняння в координатах ln v—ln c, тангенс кута  нахилу прямої дає значення порядку реакції n. Отже, визначаючи швидкість реакції при різних концентраціях реагуючої речовини, можна знайти порядок реакції.

Для визначення швидкості реакції будують кінетичну криву в координатах с — t . Швидкість реакції згідно з дорівнює тангенсу кута нахилу дотичної до кривої в даній точці, яка відповідає певній концентрації.

 

         Молекулярність і порядок реакції

       У більшості випадків прості реакції — це стадії складних хімічних процесів. Розглянемо реакції, для яких молекулярність і порядок збігаються і дорівнюють одиниці, двом, трьом. Найчастіше зустрічаються реакції першого і другого порядків.

Реакції першого порядку. Швидкість реакції першого порядку

                                                               

Розділяємо змінні:

                                                                                     

Інтегруємо при умові с = c₀ при t = 0:

                                                              Звідси одержуємо рівняння залежності’п’оточної концентрації від часу:

ln c = -kt +ln c₀                                                                       

Це лінійне рівняння в координатах ln с — t, значення k чиcельно дорівнює тангенсу кута нахилу прямої, взятому з протилежним знаком: k = -tgα

Пряма відсікає на осі ординат відрізок, рівний ln с_о. З рівняння  одержуємо формулу для розрахунку k:

                                                                                             

Розмірність константи швидкості [k] = t^-l (c-¹, хв-¹ ).

При зменшенні початкової концентрації реагенту вдвічі, тобто до значення , з рівняння (2.6) одержуємо величину t_1/2 — період напівперетворення (напівреащії):

                                                                        Отже, період напівперетворення не залежить від початкової концентрації реагенту. Це відмітна ознака реакцій першого порядку.

 

Реакції другого порядку

Для реакцій другого порядку:

якщо с₁ = с₂, то

                                                                                   

Молекулярність 

Це кількість молекул, які беруть участь в елементарному акті реакції.

Елементарний акт реакції – це такий процес хімічної реакції, який відбувається за участі найменшої кількості реагентів.

(i) Мономолекулярна – Розпад  F₂О₂:     F₂О₂ = F₂ + O₂

(ii) Бімолекулярна – Розклад HI:  2НI = H2 + I2.

(iii) Тримолекулярна – Реакція між NO і O2: 2NO + О2 = 2NO2

 

Складні реакції

•         Паралельні

•         Оборотні

•         Послідовні

•         Спряжені

•         Радикальні (ланцюгові)

Ланцюгові реакції

Ініціація, розвиток ланцюга:

        hg

Cl₂ === 2С1.

Ріст ланцюга:

1. Cl. + Н₂  = HCl + H.

2. H. + Cl2  = HCl + Cl.

Обрив ланцюга:

Сl. + Cl. = Сl₂

H. + H. = Н₂

H. + Cl. = НСl

Паралельні реакції.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Це реакції в яких за одинакових умов утворюється декілька продуктів наприклад: нітрування фенолу утворюються орто-, мета, паранітрофенол.

Послідовні реакції

Послідовні реакції – це реакції у яких продукт першої реакції є вихідною речовиною наступної реакції: A® B®C®D®….

C₁₈H₃₂O₁₆ +  HOH = C₁₂H₂₂O₁₁      +    C₆H₁₂O₆             

Рафіноза                   дисахарид       моносахарид

C₁₂H₂₂O₁₁  + HOH   =   C₆H₁₂O₆     +        C₆H₁₂O₆

дисахарид                           моносахариди

Спряжені реакції

A + B = M (a)

A + C = N (b)

A – актор

 B – індуктор

 C – проматор.

Оборотні реакції – це реакції, які проходять в двох напрямках за однакових умов.

 

                          

 

Виведення закону дії мас на основі швидкостей прямої та зворотної реакції. Різні способи вираження константи хімічної рівноваги.

Більшість хімічних реакцій оборотні: поряд з хімічною взаємодією між вихідними речовинами (пряма реакція) відбувається хімічна взаємодія між продуктами реакції (зворотна реакція), в результаті якої знов утворюються вихідні речовини. По мірі перебігу процесу швидкість прямої реакції (число молів продуктів, що утворюються за одиницю часу) зменшується, а швидкість зворотної реакції (число молів цих продуктів, що прореагували в одиницю часу) збільшується. Коли обидві швидкості зрівняються, встановлюється хімічна рівновага — кількості речовин, що утворюють хімічну систему, залишаються незмінними в часі при незмінних зовнішніх умовах.

Однак встановлення рівноваги не означає відсутності руху:

процеси в системі йдуть безперервно, але з однаковою швидкіс-ію. Отже, головною ознакою хімічної рівноваги є її динамічність. Поряд з динамічністю слід відзначити, що хімічна рівновага рухома — із зміною умов рівновага зсувається в той чи інший бік і повертається до вихідного стану, якщо зовнішні умови досягають початкових значень.

Термодинамічні ознаки рівноваги: 1) незалежність стану рівно-и;іги від того, з якого боку вона досягнута (тобто, від того, проходила реакція зліва направо чи справа наліво);  2) мінімальній запас енергії в стані рівноваги і максимальна ентропія.

кщо концентрації реагуючих речовин надаються в молях іа одиницю об’єму (с_і) або в молярних долях (х_і), то константу рівноваги виражають через ці величини:

;                  .

 

Якщо , то Кр = Кс = К_х. Для гетерогенних реакцій, в яких конденсовані фази є індивідуальними речовинами, в рівняння константи хімічної рівноваги входять парціальні тиски (концентрації) тільки газоподібних компонентів. Концентрації твердих або рідких речовин сталі і можуть бути виключені з констгінти рівноваги.

Всі наведені рівняння дійсні тільки для хімічних реакцій в ідеальному газі або розчині. Для реальних систем константу рівноваги виражають через активності і називають термодинамічною константою рівноваги:

.

 

 

 

 

Швидкість реакції прямо пропорційна зміні температури.

Правило вант-Гоффа: при зростані температури на кожні 10 0С швидкість реакції зростає в 2 – 4 рази.

ut2/ut1 = g t2 – t1/10

Рівняння Ареніуса

А – експонента;

Еa – енергія активації.

е-Ea/RT – розподіл Больцмана за енергією молекул

 

 

 

 

 

 

Залежність

швидкості реакції від температури

 

Рівняння ізотерми хімічної реакції Вант- Гоффа та його аналіз.

                                       

Рівняння (2.32) називається рівнянням ізотерми хімічної реакції, або рівнянням Вант-Гоффа, яке було виведене ним у 1886 році.

В перший доданок цього рівняння входять початкові парціальні тиски реагуючих речовин, а в другий — їх рівноважні тиски.

Рівняння ізотерми характеризує зміну енергії Гіббса при одному пробігу хімічної реакції в дуже великій системі при довільно заданому співвідношенні вихідних речовин і продуктів реакції.

За рівнянням ізотерми хімічної реакції можна визначити напрямок перебігу самодовільних процесів.

Якщо , самочинно проходить пряма реакція, якщо , самочинно пройде зворотна реакція, якщо , система перебуває в стані рівноваги.

Стандартна енергія Гіббса — ΔG^˚реагуючої хімічної системи може бути знайдена за стандартними енергіями Гіббса утворення ΔG^˚_f її компонентів:

            

Стандартною енергією Гіббса утворення називають зміну енергії Гіббса при утворенні 1 моль складної речовини з простих за стандартних умов (Т= 298 К, р = 101,325 кПа).

Для простих речовин стандартні енергії утворення дорівнюють нулю.

Стандартну енергію Гіббса для хімічних реакцій можна також розрахувати за рівнянням Гіббса—Гельмгольца (20).

 

Залежність константи рівноваги від температури. Рівняння ізохори та ізобари хімічної реакції. Рівновага у гетерогенних реакціях.

Вираз для залежності константи рівноваги від температури можна одержати, користуючись рівнянням Гіббса— Гельмгольца:

і рівнянням ізотерми хімічної реакції: .

 Диференціюємо рівняння ізотерми за температурою:

Підставляючи похідну, а також значення ΔG^˚ з ізотерми хімічної реакції в рівняння Гіббса—Гельмгольца, маємо:

                                                           (2.35)

Аналогічно для ізохоричних процесів:

                                                             (2.36)

Вираз (2.35)називають рівнянням ізобари, а вираз (2.36)— рівнянням ізохори хімічної реакції. З цих рівнянь можна зробити висновок, що для екзотермічної реакції (ΔН < 0) підвищення температури зменшує константу рівноваги, тобто зменшує вміст продуктів реакції в рівноважній суміші. Отже, для екзотермічних реакцій підвищення температури невигідне. Якщо реакція ендотермічна (ΔН > 0), то при підвищенні температури константа рівноваги збільшується, тобто вміст продуктів реакції в реакційній суміші збільшується. Таким чином, підвищення температури зміщує рівновагу в бік ендотермічної реакції.

При інтегруванні рівняння ізобари (вважаючи тепловий ефект незалежним від температури) отримаємо:

                                              (2.37)

За графіком залежності lnКр від 1/T можна визначити тепловий ефект реакції як тангенс кута нахилу прямої до осі абсцис, помножений на R.

Інтегруючи в межах від Т₁ до Т₂, одержуємо:

                             (2.38)

Це рівняння використовують для розрахунку Кр при будь-якій температурі Т₂, якщо відома Кр при одній температурі Т₁.

 

Поняття про каталіз. Гомогенний каталіз, його механізм.

Каталізом називають явище, яке полягає в зміні швидкості хімічної реакції під впливом речовини, що реагує на проміжних стадіях процесу і регенерується в кінці реакції.

Така речовина називається каталізатором. Каталітичні реакції дуже поширені в природі. Швидкість всіх біохімічних процесів регулюється біологічними каталізаторами – ферментами. Більшість хімічних виробництв також використовують каталітичні процеси. Зокрема до них відносяться виробництво сірчаної кислоти, синтез аміаку, окислення аміаку до азотної кислоти, реакції гідрогенізації, полімеризації і т. д.

       Каталізатори мають ряд загальних характерних особливостей:

1. Каталізатор не впливає на загальну стехіометрію реакції, він бере хімічну участь у процесі, витрачається на одній стадії і регенерується на іншій.

2. Каталізатор зменшує енергію активації реакції, завдяки

чому збільшується її швидкість

3. Каталізатор не впливає на константу рівноваги, він тільки скорочує час досягнення рівноваги, однаково збільшуючи швидкість прямої та зворотної реакцій

4. Каталізатор характеризується селективністю, тобто приск рює лише одну з кількох термодинамічне можливих реакцій. Розрізняють гомогенний і гетерогенний каталіз.

Механізм гомогенного каталізу

Гомогенним називають такий каталіз, коли каталізатор і реагенти утворюють одну фазу.

Механізм гомогенного каталізу пояснюється теорією проміжних сполук. За цією теорією каталізатор утворює з однією із реагуючих речовин нестійку проміжну сполуку, яка далі взаємодіє з іншими реагентами, причому каталізатор звільняється у незмінному вигляді. Розглянемо реакцію:

А+ В ↔ АВ.

Без каталізатора вона проходить в одну стадію, причому процес внаслідок великої енергії активації відбувається повільно. Якщо ввести каталізатор К, то реакція буде йти в дві стадії:

 

                                                                    (3.1)

 

                                                     (3.2)

Енергетичні бар’єри, які треба подолати на кожній з цих стадій, значно менші, ніж для некаталітичного процесу, тому вони відбуваються з більшою швидкістю, ніж некаталітична реакція.

Можна показати, що швидкість реакції пропорціональна концентрації каталізатора. Проміжна сполука АК перебуває в рівновазі з вихідними речовинами, отже, швидкості прямої (v₁) і зворотної (v₂)реакцій рівні:

де с^ – Сд,,;; Сд; Сдк — рівноважні концентрації каталізатора, речовини А і проміжної сполуки АК відповідно. Сумарна швидкість всього процесу и визначається швидкістю повільної, другої стадії:

 

                                                    (3.3) 

 

Сумарна швидкість всього процесу v визначається швидкістю повільної, другої стадії:

                                                                 (3.4)          

                                                                 

                                               Таким чином, швидкість каталітичної реакції пропорціональна концентрації каталізатора.

Існують такі типи гомогенного каталізу: кислотно-основний, окисно-відновний, координаційний, гомогенний газофазний, ферментативний.

 

Кислотно-основний каталіз.

Кислотно-основний каталіз включає:

— специфічний кислотно-основний каталіз (каталіз іонами гідроксонію і гідроксилу);

— загальний кислотно-основний каталіз (каталізатори — кислоти і основи Бренстеда);

— електрофільно-нуклеофільний каталіз (каталізатори — кислоти і основи Льюїса).

Механізм кислотно-основного каталізу полягає у протолітичній взаємодії між каталізатором і реагуючою речовиною, внаслідок чого утворюється нестійка проміжна сполука, яка потім розкладається на продукт реакції і каталізатор. Прикладами кислотно-основного каталізу є реакції гідролізу ефірів, етерифікації, гідролізу полісахаридів, ізомеризації, галогенування, конденсації та ін.

Гетерогенний каталіз.

У гетерогенному каталітичному процесі каталізатор утворює окрему фазу. Найчастіше каталізатор перебуває в твердому стані, а реагенти і продукти реакції — в рідкому або газоподібному. Отже, процес відбувається на межі поділу фаз: т — г, т — р. Прикладами такого каталізу є синтез аміаку на залізному каталізаторі, окислення диоксиду сірки на сполуках ванадію, крекінг вуглеводнів на алюмосилікатних каталізаторах.

Швидкість гетерогенної каталітичної реакції залежить від питомої поверхні каталізатора. Отже, каталізатори повинні бути у високодисперсному стані. Домішки деяких речовин у реакційній суміші можуть викликати різке падіння продуктивності каталізатора і навіть практично призупинити каталітичний процес. Це явище називають отруєнням каталізатора. Кількість каталітичної отрути, достатня для повного припинення каталітичного процесу, набагато менша за кількість, необхідну для утворення на поверхні мономолекулярного шару. Отже, каталітична реакція відбувається не на всій поверхні каталізатора, а на активних центрах.

 

Процес гетерогенного каталізу складається з п’яти стадій:

1) дифузія вихідних речовин до поверхні каталізатора; 2) адсорбція вихідних речовин на активних центрах за рахунок хімічних і електростатичних сил; 3) взаємодія адсорбованих речовин з утворенням продуктів реакції; 4) десорбція продуктів з поверхні; 5) ди4?узія продуктів у глибину фази.

Адсорбцією називають процес самочинного підвищення концентрації речовини на поверхні поділу фаз. Адсорбція реагуючої речовини на каталізаторі може здійснюватися за рахунок сил міжмолекулярної взаємодії (фізична адсорбція). Необхідною стадією каталітичної реакції є хімічна адсорбція або хемосорбція хоча б одного з реагентів, коли між адсорбованою речовиною і каталізатором виникає хімічна взаємодія.

 

 

Теорії гетерогенного каталізу

Теорія проміжних поверхневих сполук. Необхідною умовою гетерогенного каталітичного процесу є адсорбція хоча б однієї з реагуючих речовин. Адсорбція не може бути достатньою умовою перебігу каталітичного процесу. Пізніше було доведено, що каталітичний процес відбувається лише при активованій адсорбції, тобто хемосорбції. Це твердження лежить в основі теорії проміжних поверхневих сполук, згідно з якою реакція проходить через утворення проміжної поверхневої сполуки і подальше її розкладання з виділенням продукту реакції.

Теорія проміжних сполук дозволяє прогнозувати каталітичні властивості речовини. В реакціях окислення активними каталізаторами, очевидно, повинні бути речовини, які можуть утворювати нестійкі сполуки з киснем, наприклад оксиди металів із змінною валентністю. Каталізатори реакції гідрування повинні давати нестійкі гідриди (наприклад, нікель, паладій).

Подальший розвиток теорії проміжних поверхневих сполук полягав у вивченні природи активних центрів, на яких відбувається каталітичний процес.

 

Мультиплетна теорія каталізу (О. О. Баландін). Згідно з цією теорією активним центром є кілька сусідніх атомів поверхневого шару каталізатора, розташованих у вузлах його кристалічної решітки. Сукупність цих атомів називається мультиплетом. Молекула адсорбується різними частинами на різних атомах мультиплету, при цьому зв’язки в ній деформуються, утворюється хемосорбційний мультиплетний комплекс, який розкладається і дає продукти реакції. Відстань між сусідніми атомами у кристалічній решітці повинна відповідати довжині молекули реагуючої речовини (принцип геометричної відповідності)..

 

Теорія активних ансамблів (М. І. Кобозєв). За цією теорією активним центром є асоціат атомів, який називається активним ансамблем. Атоми активного ансамблю можуть вільно мігрувати всередині певної зони поверхні каталізатора – блоку міграції. Блоки міграції відділені один від одного енергетичними бар’єрами. які виникають за рахунок мікроскопічних тріщин, домішок, неоднорідності поверхні каталізатора.

 

Електронні теорії каталізу. Каталізатор містить вільні або слабо зв’язані електрони, які беруть участь у окисно-відновних процесах на поверхні поділу фаз. До таких каталізаторів належать метали та напівпровідники. Наприклад, кисень, віднімаючи вільний електрон у платини чи паладію на їх поверхні, утворює іон , метал заряджається позитивно і віднімає електрон у молекули водню, яка адсорбується. Мігруючи по поверхні, протилежно заряджені іони легко взаємодіють, в той час коли безпосередня взаємодія між киснем і воднем відбувається дуже повільно.

 

Ферментативний каталіз.

Ферменти (ензіми) — це білки, які каталізують біохімічні реакції.

Хімічна природа ферментів

За хімічною природою ферменти – це білки, що проявляють каталітичні властивості, тобто вони прискорюють перебіг різних хімічних процесів, які відбуваються в живому організмі. Ферментам притаманні всі фізико-хімічні властивості білків: висока молекулярна маса, розщеп­лення до амінокислот під час гідролізу, утворення колоїдоподібних розчинів; вони не стійкі до впливу високих температур та солей важких металів, проявляють антигенні властивості, піддаються фракціону­ван­ню. Як і білки, ферменти поділяються на прості й складні. Прості, або однокомпонентні, ферменти містять у своєму складі тільки амінокислоти. Наприклад, пепсин, уреаза, РНКаза та інші. Більшість ферментів є двокомпонентними, тобто складаються з білкової і небілкової (про­сте­тичної) частин. Їх називають ще голоферментами, а їх складові, відповідно, апоферментами (білкова частина) і простетичною групою, або кофактором (небілкова частина ферменту);

голофермент апофермент + простетична група

Простетична група міцно і постійно зв’язана з апоферментом. Якщо небілкова частина ферменту зв’язана з апоферментом непостійно, тобто знаходиться в дисоційованому стані й приєднується до апоферменту тільки під час каталітичного процесу, то її називають коферментом, іноді – кофактором. Усе ж термін кофактор більше вживається в тих випадках, коли небілкова частина ферменту представлена якимось мікроелементом (металом), якому притаманна ще й функція активатора. Загалом, небілкова частина складного ферменту – низькомолекулярна і термостабільна, тоді як білкова – високомолекулярна і термолабільна. Важливо, що апофермент і кофермент проявляють ферментативні властивості тільки при поєднанні їх. Апофермент у складному ферменті вказує на тип перетворень, відповідає за так звану специфічність дії ферменту. Небілкова частина голоферменту сприяє зв’язуванню ферменту з речовиною, на яку він діє (субстратом), здійснює передачу електронів, атомів, іонів з однієї речовини в іншу. Важливо, що одна і та ж небілкова речовина в одних ферментах може бути зв’язана з білковою міцно (як простетична), а в інших – слабо, і то лише під час реакції (кофермент). Наприклад, ФАД легко відщеплюється від білкової частини оксидази D-амінокислот, а з ферментами тканинного дихання він утворює міцний зв’язок.

 

Коферменти, або коензими

Кофермент, або коензим, бере участь у перетворенні субстрату, тоді як апофермент вказує на тип реакції. Коферментом можуть висту­пати різні за природою низькомолекулярні органічні, а також неор­га­нічні речовини (метали), що здатні зв’язуватись із субстратом і видо­змінювати його.

 

Вітаміни як коферменти

Найчастіше коферментами виступають вітаміни та їх похідні. Наприклад, пірофосфорний ефір вітаміну В1 – ТПФ – є коферментом піруватдегідрогенази, альфа-кетоглутаратдегідрогенази та транскетолази; похідні вітаміну В2 – ФМН, ФАД входять до складу окисно-відновних ферментів. Сюди ж належать і похідні вітаміну В5 – НАД і НАДФ. Коферментом переамінування та декарбоксилювання амінокислот є похідні вітаміну В6 – піридоксальфосфат.

 

Нуклеотидні коферменти

Найчастіше коферментами виступають нуклеозиддифосфати, рідше – нуклеозидмонофосфати. У складі коферментів нуклеозиддифос­фати зв’язуються з вуглеводами, ліпідами, амінокислотами тощо. Реакції, в яких беруть участь нуклеотидні коферменти, зводяться до перетворення субстрату в молекулі коферменту. Наприклад, перетворення УДФ-глюкози в УДФ-галактозу (стереоізомеризація). Нуклеотидні коферменти можуть також виступати в ролі донорів субстратів у реакціях переносу груп. Так, УДФ-глюкоза є донором глюкози для біосинтезу глікогену, УДФ-глюкуронова кислота – донор залишку глюкуронової кислоти в реакціях кон’югації (наприклад, білірубіну). ЦДФ-холін може служити донором холіну під час біосинтезу холінфосфатидів.

 

Порфіринові коферменти

Ці коферменти за своєю структурою подібні або навіть тотожні гему в гемоглобіні. Вони містять іони металів, зокрема заліза, які можуть змінювати свою валентність (Fe+2 –  Fe+3) і за рахунок цього брати участь у перенесенні електронів під час окисно-відновних процесів. Порфіринові коферменти входять до складу таких ферментів, як цитохроми (b, с, а1, а3), каталаза, пероксидаза та ін.

 

Коферменти-метали або металовмісні комплекси

Значна кількість ферментів для своєї дії потребує наявності металів. У таких ферментах метали беруть участь в окисно-відновних процесах або відповідають за утворення зв’язку між ферментом і субстратом. Іноді важко з’ясувати, чи даний метал або його іон входить до складу ферменту, чи виконує тільки роль активатора ферменту. В останньому випадку фермент може каталізувати реакцію і без металу. Ферменти, що містять у своєму складі метали, без них не будуть проявляти хімічної активності. Зараз встановлено, що більш ніж 30 % із відомих ферментів є металовмісними або металозалежними. Металоферменти зустрічаються в різних класах ферментів. Іон металу може входити в активний центр ферменту або бути зв’язаним із залишками амінокислот апоферменту, що розміщені на певній відстані від активного центру. Крім участі в окисно-відновних процесах, про що сказано вище, метали сприяють формуванню вищих структур апоферменту, які також є необхідними для функ­ціонування ферменту. Ці структури стабі­лізуються шляхом утворення сольових містків між іонами металів і карбоксильними групами амінокислот. Такі функції здебільшого виконують метали постійної валентності. Наприклад, іони кальцію стабілізують альфа-амілазу, іони цинку – алкогольдегідрогеназу (при відсутності цинку остання дисоціює на субодиниці й втрачає активність). Наведемо приклади ферментів, що містять як коферменти метали:

алкогольдегідрогеназа, вугільна ангідраза     –       цинк

фосфатаза                                                          –       магній

супероксиддисмутаза                                        –       мідь, цинк

 

Властивості ферментів як каталізаторів

Ферменти мають ряд властивостей, подібних до небіологічних каталізаторів, але одночасно і відрізняються від них. Спільними для всіх видів каталізаторів є:

1. Вони пришвидшують тільки ті реакції, які можливі з точки зору термодинаміки, тобто ті процеси, що йдуть у напрямку термодинамічної рівноваги, але з малою швидкістю.

2. Вони не змінюють напрямку реакції.

3. Каталізатори збільшують швидкість наближення системи до термодинамічної рівноваги, не змінюючи при цьому точки рівноваги.

4. Відносно не змінюються після реакції, тобто вивільняються і знову можуть реагувати з наступними молекулами субстрату.

5. Усі каталізатори діють у відносно малих концентраціях.

 

Разом із тим, ферменти як білкові структури мають властивості, від­мінні від властивостей каталізаторів неорганічних. Для ферментів характерні: специфічність, чутливість до дії сторонніх чин­ників, залежність дії від рН і t°, ферментам, на противагу іншим каталі­заторам, притаманна значно вища каталітична активність.

 

Специфічність дії ферментів

Специфічність є характерною рисою, що відрізняє ферменти від усіх інших небіологічних каталізаторів. Так, дрібно розпушені платина, залізо чи нікель можуть виступати каталізаторами розкладу перекису водню на воду і кисень. Серед ферментів таку дію проявляє в основному каталаза. Кожен фермент діє на певний субстрат або на певну групу близьких за структурою субстратів чи на певний тип зв’язку в молекулі.

Висока специфічність дії ферментів зумовлена конформаційною й електростатичною комплементарністю між молекулами субстрату і ферменту, а також особливістю структури активного центру ферменту, що забезпечує високу спорідненість із субстратом і вибірковість перебігу однієї якоїсь реакції серед багатьох інших, які здійснюються в клітині. В активному центрі є функціональні групи для зв’язування відповідного специфічного субстрату, а також компоненти, що перетворюють субстрат на продукт реакції. Таку властивість називають субстратною специфічністю ферменту. Ферменти можуть проявляти відносну (групову), абсолютну та просторову, або стереоспецифічність. Ферментами з відносною спе­цифічністю можуть служити фосфатази, ліпази, протеази та ін. Так, фос­фатази здатні гідролізувати різні фосфороорганічні сполуки, наприклад бета-гліцерофосфат, глюкозо-6-фосфат, холінфосфат; ліпаза розщеплює різні жири тваринного і рослинного походження; протеази (пепсин, трипсин та ін.) також гідролітично розщеплюють пептидні зв’язки в білкових молекулах. Відносна специфічність властива переважно ферментам травної системи, що має важливе біологічне значення, бо економить засоби впливу на субстрати. Спільним для розглянутих вище ферментів є їх дія на однакові зв’язки певної групи субстратів.

Велика кількість ферментів характеризується абсолютною спе­цифічністю, тобто здатністю перетворювати тільки якийсь один субстрат. Прикладом таких ферментів може служити фермент уреаза, що каталізує перетворення сечовини, але не впливає на метилсечовину.

Групі ферментів притаманна стереоспецифічність, тобто здатність впливати на один із стереоізомерів, наприклад на D- або L-ізомер. Так, ферменти, що каталізують перетворення вуглеводів, діють тільки на D-ізомери, але не впливають на L-ізомери; фермент фумараза каталізує перетворення фумарової кислоти, яка є транс-ізомером, але не діє на цис-ізомер – малеїнову кислоту.

 

Залежність швидкості ферментативної реакції від температури

Підвищення температури завжди збільшує швидкість хімічних реакцій, зокрема ферментативних. Як показник зростання швидкості реакції використовують температурний коефіцієнт Вант-Гоффа, що вказує на зростання швидкості реакції при підвищенні температури на 10 °С. Для хімічних процесів, каталізованих небіологічними каталізаторами, величина цього коефіцієнта дорівнює 2, що означає збільшення швидкості реакції вдвічі при зростанні температури на 10 °С. Однак для фермен­тативних процесів така законо­мір­ність існує тільки в діапазоні низьких температур. Вище цих температур відбувається денатурація ферменту та, як наслідок, зниження активності. Оптимальні значення температури для більшості ферментів знаходяться в межах 20-40 °С. Су­марна швидкість ферментативної реакції при зміні температури сере­довища являє собою результуючу від складання двох швидкостей – зро­стання швидкості у відповідь на підвищення температури і зниження швидкості як функції денатурації білка-ферменту. Сумація цих двох швид­костей для більшості ферментів теплокровних істот дає найбільше значення швидкості при температурі 37-40 °С. Температура, при якій швидкість ферментативної реак­ції максимальна, називається тем­пературним оптимумом. Треба мати на увазі, що його величина буде зале­жати і від тривалості дії температури на фермент. Так, фермент може переносити високу температуру протягом короткого часу і в цей період активність його значно підвищиться. Але тривале перебування ферменту при високій температурі призводить до його денатурації і зниження активності.

Низькі температури також впливають на активність ферментів, але на противагу високим температурам, вони інгібують їх дію, не руйнуючи структури. Перенесення ферментів із низьких температур в оптимальні повністю (в більшості випадків) відновлює їх активність. Цю властивість застосовують у біології і медицині. Охолодження біологічних рідин, тканин, органів використовують для пригнічення в них мета­болічних процесів і попередження автокаталітичного розщеплення.

Температурний оптимум 37-40 °С для більшості ферментів тепло­кровних тварин і людини, очевидно, створює найкращі умови для існування структурної й електростатичної спорідненості між активним центром ферменту та субстратом, необхідним для їх взаємодії. Однак зустрічаються ферменти, що не руйнуються при значно вищих температурах і зберігають ферментативну активність. Так, лужна фосфатаза печінки стабільна при температурі 50 °С, а фермент м’язів міокіназа витримує навіть +100 °С. На активність ферментів впливають ще такі чинники, як концентрація субстрату, рН середовища тощо.

Залежність активності ферментів від рН середовища

Якщо активність ферментів визначати при різних значення рН, то графік залежності матиме вигляд куполоподібної кривої, крива може бути симетрична, з однаковим підйомом і спуском у кислому і лужному середовищах, або йти на зниження в якійсь одній ділянці.

Значення рН, при якому активність ферменту найвища, називається рН-оптимумом ферменту. Звичайно ферменти найактивніші в межах вузької зони рН, яка для більшості з них знаходиться в межах рН 6‑8. Ряд внутрішньоклітинних фермен­тів найкраще функціонує у нейтраль­ному середовищі. Разом із тим, для ферментів шлунково-киш­кового тракту рН‑оптимум може знаходитись у зоні від нейтрального до сильно кислого і лужного сере­довищ. Так, пепсин має оптимум рН 1,5‑2,5, трипсин – рН 8,0-9,0. Для виявлення залежності активності ферменту від концентрації водневих іонів експерименти проводять при оптимальній температурі, достатньо високих концентраціях субстрату, але при різних значеннях рН.

Чутливість активності ферментів до зміни рН середовища, очевидно, пов’язана з тим, що фермент, залежно від середовища, може знаходитись в іонізованій або неіонізованій формі, що буде обов’язково від­ображатися на третинній структурі білка, зокре­ма при формуванні активного цент­ру та утворенні фермент-субстрат­ного комплексу. Безумовно, різне зна­чення рН буде по-різному впли­вати і на стан іонізації кофакторів та субстратів. Можна ствер­джувати, що саме при рН-оптимумі між суб­стратом і ферментом існує найкра­ща про­сторова та електро­статична компле­ментарність, яка забезпечує їх зв’язування, утво­рення фер­мент-субстратного комп­лексу і подальше перетворення його.

У молекулі ферменту каталітичні функції виконують відносно невеликі ділянки молекули, які називають активними центрами. Активний центр ферменту — це суворо орієнтований у просторі ансамбль функціональних груп білку, які орієнтують молекули субстрату (реагуючої речовини) у певне положення. Активний центр подібний матриці, до якої може увійти тільки молекула певної будови. Механізм ферментативного каталізу полягає в тому, що фермент (Е) і субстрат (S) реагують оборотне з утворенням комплексу (ES), який має більш високу реакційну здатність, ніж вихідний субстрат, і необоротно розкладається з утворенням продукту реакції (Р) і регенерацією вихідного ферменту:

Ферменти відрізняються від небіологічних каталізаторів великою активністю і особливо — високою специфічністю дії та селективністю. Наприклад, оксидоредуктази каталізують окисно-відновні реакції, трансферази — перенос хімічних груп з однієї сполуки на іншу, гідролази — реакції гідролізу, ліази розривають різні зв’язки, ізомерази здійснюють ізомерні перетворення, ліга-зи каталізують реакції синтезу. Найбільш активним з відомих ферментів є карбоангідраза, молекулярна активність якої складає ~36 млн молекул у хвилину (молекулярна активність — це кількість молекул субстрату, що перетворилися під дією однієї молекули ферменту за одну хвилину).      

Широко використовують у фармацевтичній практиці ферментні препарати: пепсин при гастриті, лідазу при опіках, конт-рактурах суглобів, препарати лізоциму для лікування інфекційних захворювань, стрептокіназу, стрептазу для лікування тромбозу та ін. Існують також препарати, до складу яких входять декілька ферментів: фестал, ензістал, лізим, солізим, призначені для комплексного лізису білків, вуглеводів та жирів.

 

Література:

Основна:

1.  Клименко А.О., Мельник М.В., Павлюк В.М., та ін. Навчально-методичний посібник з фізичної та колоїдної хімії для студентів вищих медичних навчальних закладів. – Івано-Франківськ, 2004, – 172 с.

2.  Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд, А.З. Книжник. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. – М. Высшая школа, 2000, – 560 с.

3.  Зеленин К.Н. Химия. – Санкт-Петербург: “Специальная Литература”, 1997. –688 с.

4.  Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. – Львів: “Світ”, 1994. – 279 с

5.  Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.