Задачи на уравнение михаэлиса ментен

Во многих случаях скорость реакции резко изменяется в присутствии специальных веществ — катализаторов. Катализаторы участвуют в реакции, но в результате ее не расходуются. Катализаторы биологических процессов, протекающих в живых организмах, представляют собой белковые молекулы, которые называют ферментами, или энзимами.

Простейшая схема ферментативного катализа включает обратимое образование промежуточного комплекса фермента (E) с реагирующим веществом (субстратом, S) и разрушение этого комплекса с образованием продуктов реакции (P):

Применение квазиравновесного приближения к этой схеме (при условии k₂ > k₁). Применение этого метода к простейшей схеме катализа дает уравнение Михаэлиса-Ментен:

, (7.2)

где w_max = k₂ . [E]₀ — максимальная скорость реакции (при бесконечно большой концентрации субстрата),

— константа Михаэлиса. Эта константа равна концентрации субстрата, при которой скорость реакции равна половине максимальной скорости. Типичные значения K_M — от 10 -6 до 10 -1 моль/л. Константу скорости k₂ иногда называют числом оборотов фермента. Она может изменяться в пределах от 10 до 10 8 мин -1 .

Уравнение (7.2) можно записать в других координатах, более удобных для обработки экспериментальных данных:

(7.2а)

(координаты Лайнуивера-Берка) или

. (7.2б)

Для определения параметров K_M и w_max по уравнениям (7.2а) и (7.2б) проводят серию измерений начальной скорости реакции от начальной концентрации субстрата и представляют экспериментальные данные в координатах 1/w₀ ё 1/[S]₀ или w₀ ё w₀/[S]₀.

Иногда течение ферментативной реакции осложняется присутствием ингибиторов — веществ, способных образовывать комплексы с ферментом или фермент-субстратным комплексом. Различают конкурентное, неконкурентное и смешанное ингибирование.

При конкурентном механизме ингибитор (I) конкурирует с субстратом за активные участки фермента. Простейшая кинетическая схема данного процесса имеет вид:

Применение квазистационарного приближения к комплексу ES и квазиравновесного приближения к комплексу EI с учетом уравнений материального баланса [E] + [ES] + [EI] = [E]₀ и [I] » [I]₀ дает для скорости реакции уравнение типа (7.2):

, (7.3)

где эффективная константа Михаэлиса связана с исходной концентрацией ингибитора:

; (7.3а)

Величину K_I = [E]. [I] / [EI], которая представляет собой константу диссоциации комплекса фермента с ингибитором, называют константой ингибирования. Таким образом, при конкурентном ингибировании увеличивается константа Михаэлиса, а максимальная скорость ферментативной реакции остается неизменной.

При неконкурентном механизме ингибитор обратимо связывает промежуточный комплекс фермента с субстратом. Простейшая кинетическая схема данного процесса имеет вид:

где предполагается, что константы диссоциации комплексов EI и ESI одинаковы: [E]. [I] / [EI] = [ES]. [I] / [ESI] = K_I. Применение квазистационарного приближения к комплексу ES и квазиравновесного приближения к комплексам EI и ESI с учетом уравнений материального баланса [E] + [ES] + [EI] + [ESI] = [E]₀ и [I] » [I]₀ дает для скорости реакции уравнение типа (7.2):

, (7.4)

где эффективная максимальная скорость связана с начальной концентрацией ингибитора выражением:

. (7.4а)

При неконкурентном ингибировании максимальная скорость реакции уменьшается, а константа Михаэлиса остается неизменной.

Смешанное ингибирование описывается более сложными кинетическими схемами. При смешанном ингибировании изменяются и константа Михаэлиса, и максимальная скорость ферментативной реакции.

Пример 7-1. Найдите константу Михаэлиса и максимальную скорость гидролиза аденозинтрифосфата, катализируемого миозином, по следующим кинетическим данным:

Решение. Уравнение Михаэлиса-Ментен в данных координатах имеет вид (7.2б), следовательно, точки пересечения с осями имеют координаты: (0;w_max) для оси ординат, (w_max/K_M;0) для оси абсцисс. Первая точка пересечения дает значение w_max = 2.1 . 10 -6 моль/(л. с). Вторая точка позволяет найти константу Михаэлиса: w_max/K_M = 14.6 . 10 -3 с -1 , K_M = 2.1 . 10 -6 / 14.6 . 10 -3 = 1.44 . 10 -4 моль/л.

Пример 7-2. Ферментативная реакция (K_M = 2.7 . 10 -3 моль/л) подавляется конкурентным ингибитором (K_I = 3.1 . 10 -5 моль/л). Концентрация субстрата равна 3.6 . 10 -4 моль/л. Сколько ингибитора понадобится для подавления реакции на 65%? Во сколько раз надо повысить концентрацию субстрата, чтобы уменьшить степень подавления до 25%?

Решение. 1) Конкурентное ингибирование описывается формулами (7.3) и (7.3а). 65%-ное подавление реакции означает, что скорость ингибируемой реакции составляет 35% от скорости реакции в отсутствие ингибитора:

откуда следует, что

В этой формуле известны значения K_M, K_I и [S]. Концентрация ингибитора равна:

6.5 . 10 -5 моль/л.

Уменьшение степени ингибирования до 25% означает, что скорость ингибируемой реакции составляет 75% от нормальной:

где в данном случае известны K_M, K_I и [I]₀. Отсюда можно выразить искомую концентрацию субстрата:

1.4 . 10 -2 моль/л.

Таким образом, для уменьшения степени ингибирования до 25% концентрацию субстрата надо увеличить в 1.4 . 10 -2 / 3.6 . 10 -4 = 40 раз.

7-1. Гидролиз ацетилхолина катализируется ферментом ацетилхолинэстеразой, число оборотов которой составляет 25000 с -1 . Сколько времени потребуется ферменту для расщепления одной молекулы ацетилхолина? (ответ)

7-2. Для некоторой ферментативной реакции константа Михаэлиса равна 0.035 моль/л. Скорость реакции при концентрации субстрата 0.110 моль/л равна 1.15 . 10 -3 моль/(л. с). Найдите максимальную скорость этой реакции.(ответ)

7-3. Начальная скорость окисления сукцината натрия в фумарат натрия под действием фермента сукциноксидазы была измерена для ряда концентраций субстрата:

0.0005

0.00033w . 10 6 , моль/(л. с)

Определите константу Михаэлиса данной реакции.(ответ)

7-4. Начальная скорость выделения O₂ при действии фермента на субстрат была измерена для ряда концентраций субстрата:

0.002w, мм 3 /мин

Определите константу Михаэлиса данной реакции.(ответ)

7-5. Найдите константу Михаэлиса и максимальную скорость каталитического разложения гидроперекиси тетралина по следующим кинетическим данным:

7-6. Найдите константу Михаэлиса и максимальную скорость каталитического окисления циклогексена трет-бутилпероксидом по следующим кинетическим данным:

7-7. Найдите константу Михаэлиса и максимальную скорость гидролиза карбобензилоксиглицилфенилаланина под действием карбоксипептидазы по следующим кинетическим данным:

7-8. Рассчитайте концентрацию неконкурентного ингибитора I (K_I = 2.9 . 10 -4 моль/л), необходимую для 90%-ного подавления ферментативной реакции.(ответ)

7-9. В некоторых случаях кинетические исследования ферментативных реакций проводят в условиях избытка фермента. Выведите уравнение Михаэлиса-Ментен, описывающее зависимость начальной скорости ферментативной реакции от начальных концентраций фермента и субстрата в системе

при условии, что концентрация фермента намного больше концентрации субстрата.(ответ)

*7-10. Рассмотрите механизм ферментативного катализа с двумя промежуточными комплексами:

Используя метод квазистационарных концентраций и уравнение материального баланса, покажите, что скорость реакции описывается уравнением типа Михаэлиса-Ментен (7.2). Найдите выражения для эффективной максимальной скорости и эффективной константы Михаэлиса через константы скорости отдельных стадий.(ответ)

7-11. Запишите уравнения конкурентного и неконкурентного ингибирования в координатах Лайнуивера-Берка. Представьте эти уравнения в графическом виде для трех разных начальных концентраций ингибитора (включая [I]₀ = 0). Объясните, как можно определить константу ингибирования.(ответ)

7-12. Запишите уравнения конкурентного и неконкурентного ингибирования в координатах w₀ w₀/[S]₀. Представьте эти уравнения в графическом виде для трех разных начальных концентраций ингибитора (включая [I]₀ = 0). Объясните, как можно определить константу ингибирования.(ответ)

*7-13. Рассмотрите схему неконкурентного ингибирования с разными константами диссоциации комлпексов:

Используя квазистационарное приближение для ES и квазиравновесное приближение для EI и ESI, найдите начальную скорость реакции. Как связаны максимальная скорость реакции и константа Михаэлиса с соответствующими величинами для неингибируемой реакции?(ответ)

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Примеры решения задач. Рассчитайте значение константы Михаэлиса и значение максимальной скорости ( и ) всеми возможными методами для реакции гидролиза метилового эфира

Пример 1.

Рассчитайте значение константы Михаэлиса и значение максимальной скорости ( и ) всеми возможными методами для реакции гидролиза метилового эфира N-бензоил-L-аминомасляной, катализируемого α-химотрипсином. Известны данные о зависимости начальной скорости от концентрации субстрата:

·10 3 , М	·10 7 , моль/с
2.24	4,25
2.24	4,31
1, 49	3,52
1, 49	3,60
1, 12	3,10
1, 12	3,12
0,90	2,71
0,90	2,77
0,75	2,45
0,75	2,40

Для графического решения преобразуем уравнение Михаэлиса – Ментена в линейную форму.

1. Способ Лайнуивера – Берка.

Уравнение приводится к виду:

Рассчитанные значения , заносим в таблицу и строим график в соответствующих координатах.

∙10 –2 , М –1	4,46	4,46	6,71	6,71	8,93	8,93	11,11	11,11	13,33	13,33
∙10 –6 , с/моль	2,35	2,32	2,84	2,78	3,23	3,21	3,69	3,61	4,08	4,17

Отрезок на оси ординат получается равным 1/v_max = 1,45∙10 6 , поэтому

v_max = 1 / (1,45∙10 6 ) = 6,9∙10 –7 моль/с.

Тангенс угла наклона прямой равен tg α = 2000, следовательно

K_М = tg α ∙ v_max = 2000 ∙ 6,9∙10 –7 = 1,38∙10 –3 М.

2. Второй способ Лайнуивера – Берка

Строят график по уравнению

в координатах ,

∙10 3 , М	2,24	2,24	1,49	1,49	1,12	1,12	0,90	0,90	0,75	0,75
∙10 –3 , с/моль	5,27	5,20	4,23	4,14	3,61	3,59	3,32	3,25	3,06	3,13

Из графика получается, что прямая отсекает на оси ординат отрезок, равный = 2∙10 3 , а на оси абсцисс отрезок, равный – К_М = – 1,38∙10 –3 . Поэтому К_М = 1,38∙10 –3 М, w_max = 1,38∙10 –3 /(2∙10 3 ) = 6,9∙10 –7 моль/с.

3. Способ Эдди–Хофсти.

Уравнение приводится к виду

Строится график в координатах v₀, .

∙10 4 , л/с	1,90	1,92	2,36	2,42	2,77	2,79	3,01	3,08	3,27	3,20
w₀∙10 –7 , с/моль	4,25	4,31	3,52	3,60	3,10	3,12	2,71	2,77	2,45	2,40

График даёт прямую линию, тангенс угла которой равен –1,36∙10 –3 , а отрезок, отсекаемый на оси ординат, равен 6,86∙10 –3 .

Поэтому. К_М = 1,36∙10 –3 М, v_max = 6,86∙10 –3 моль/с.
Пример 2.

Бензоат 1,2,5-триметилпиперидола-4 (β-изомер) ингибирует гидролиз бутирилхолина, катализируемый холинэстеразой. Определите тип ингибирования и рассчитайте константу диссоциации комплекса фермент–ингибитор. Экспериментальные данные:

·10 5 , М	·10 4 , М	·услов. Ед
10.00 2,50 0,91 0,50	5,55 4,45 2,94 2,09
0,5	10.00 2,50 0,91 0,50	4,77 3,78 2,56 1,79
1,0	10.00 2,50 0,91 0,50	4,00 3,18 2,16 1,49
2,0	10.00 2,50 0,91 0,50	2,86 2,28 1,52 1,06
3,0	10.00 2,50 0,91 0,50	2,38 1, 58 1,24 0,87

Рассчитаем константу Михаэлиса и максимальную скорость реакции для различных концентраций ингибитора по способу Эдди–Хофсти. Так как неизвестен способ ингибирования, то используем эффективные значения константы Михаэлиса и максимальной скорости Уравнение Михаэлиса–Ментена приведём к виду (по способу Эдди–Хофсти)

Построим графики зависимостей в координатах (v, ) для разных значений концентрации ингибитора.

Для :

∙10 –4 , усл.ед./М	0,56	1,78	3,23	4,18
v₀, усл.ед.	5,55	4,45	2,94	2,09

Уравнение прямой имеет вид , поэтому получаем v_max = 6.11 у.е., K_M = 0,97∙10 –4 М.

Для М:

∙10 –4 , усл.ед./М	0,48	1,51	2,81	3,58
v₀, усл.ед.	4,77	3,78	2,56	1,79

Уравнение прямой =>

Для М:

∙10 –4 , усл.ед./М	0,40	1,27	2,37	2,98
v₀, усл.ед.	4,00	3,18	2,16	1,49

Уравнение прямой =>

Для М:

∙10 –4 , усл.ед./М	0,29	0,91	0,67	2,12
v₀, усл.ед.	2,86	2,28	1,52	1,06

Уравнение прямой =>

Для М:

∙10 –4 , усл.ед./М	0,24	0,63	1,36	1,74
v₀, усл.ед.	2,38	1,58	1,24	0,87

Уравнение прямой =>

Как видно из полученных значений, константа Михаэлиса остаётся неизменной, а максимальная скорость меняется. На этом основании можно сделать вывод, что ингибирование неконкурентное.

Рассчитываем константу ингибирования для М по уравнению

М.

Вопросы для самоконтроля

1. Какие соединения получили название «ферменты»? Какова их природа?

2. Перечислите основные классы, на которые разделяются ферменты. Почему их классифицируют не по типу химического строения?

3. Какие вещества называются ингибиторами? Какие различают типы ингибиторов?

4. В каком случае ингибитор называется конкурентным? Укажите схематически механизм этого процесса.

5. Какие три графических способа существуют для определения постоянных ?

6. Покажите как на основании опытных данных в отсутствие и в присутствии ингибитора определить константы: ?

Дата добавления: 2016-01-09 ; просмотров: 7400 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Это и есть уравнение Михаэлиса-Ментен.

Вариант 3.

Уравнение Михаэлиса – Ментена, его вывод и анализ приложенности к описанию зависимости начальной скорости ферментативных реакций от концентрации субстрата.

ВЫВОД И АНАЛИЗ УР МИХАЭЛИСА-МЕНТЕН

Михаэлис и Ментен предположили, что мех-м ферм р-й описывается моделью:

При формулировке кинетического выражения для скорости ферментативной реакции Михаэлис и Ментен сделали три допущения:

1) Стационарное состояние реакции в момент равновесия, когда скорости образования и расходования ES равны;

2) Весь фермент в условиях насыщающих концентраций субстрата превращается в энзимсубстратный комплекс ES;

3) Если весь фермент в виде ES, то скорость реакции максимальна и Vmax=k2[ES].

Образование ES: [ES]=k1[S][E] (I)

Расходование ES: [ES]=k-1[ES]+k2[ES] (II)

Приравнивая выражения (I) и (II) и сокращая обе части на k1 получаем:

[S][E] = [ES](k-1 + k2)/k1 = [ES]Km, где Km = (k-1 + k2)/k1

Выразим равновесную концентрацию [E] через начальную [Eo]: [E] = [Eo] — [ES]

[S]([Eo]-[ES])= [ES]Km, переносим [S] в правую часть выражения и делим обе части на [ES]:

Поскольку трудно (если не невозможно) измерить [ES], произведем замену с учетом того, что в насыщающих концентрациях [S] весь [Eo] перейдет в [ES] и максимальная скорость при этом будет равна Vmax=k2[ES]=k2[Eo].

В это же время скорость реакции равна V=k2[ES]. Через отношение этих скоростей выразим [Eo]/[ES]:

В уравнении (III) произведем замену отношения [Eo]/[ES] на Vmax/V и получаем:

Это и есть уравнение Михаэлиса-Ментен.

Ограничения кинетики Михаэлиса-Ментен

Михаэлис и Ментен вывели уравнение с учетом двух предположений (быстро устанавливающееся равновесие и избыток субстрата). Позднее было показано, что уравнение справедливо, то есть хорошо описывает реакцию, при выполнении всех следующих условий.

7 основных постулатов для выполнения уравнения Михаэлиса-Ментен.

1. В ходе реакции образуется кинетически устойчивый фермент-субстратный комплекс.

2. Определяемая с помощью уравнения константа Кs является константой диссоциации фермент-субстратного комплекса: это справедливо, только если k2

V = Vmax[S]/(Km+[S]) — ур михаэлиса-ментен

Граф зав-сть для ур имеет вид: Кривая уравнения Михаэли-са-Ментен: гиперболическая зависимость начальных скоростей катализируемой ферментом реакции от концентрации субстрата.

Константа Михаэлиса измеряется в молях на литр и бывает от 10-2 до 10-7, чем меньше Кm, тем активнее фермент. При V=1/2Vmax, имеем Km = [S]. Однако, определение Vmax затруднительно по асимптоте. Для устранения этого неудобства ЛАЙНУИВЕР и БЭРК приравняли обратные зависимости левой и правой частей уравнения.

Своеобразие проявления второго закона термодинамики в биологических системах.

— ограничивает переход какой –либо Е в работу или в другой тип энергии. Ни какой тип Е не может перейти в работу с КПД – 100%.

1) не возможно перевести тепло от более холодной системы к более горячей без соответствующих изменений в этих системах и в окр. среде, т.е нельзя закипятить стакан с водой в холодильнике.

2) Самопроизвольно могут протекать лишь те процессы, которые связаны с переносом Е от более высокого уровня к более низкому, т.е. по градиенту.

3) Невозможно совершить работу против градиента без соответствующих изменений.

Градиент — векторная величина, разность величин того или иного параметра в 2-х точках, отнесенных к расстоянию между ними. Градиент концентрации – это концентрация «в» и «извне» на толщину мембраны (осмотич. градиент, концентрационный гр. (транспорт ионов и др. в-в), электрический гр.).

Все процессы, протекающее в природе, подчиняются первому закону ТД, однако не всякий возможный процесс осуществим на практике. Исходя из первого закона, нельзя определить направление самопроизвольного процесса. Второй закон ТД позволяет предсказать направление пр-са при заданных усл.. В отл. от 1 закона ТД он не носит всеобщего характера и применим лишь к сист., сост. из большого числа частиц.

14. Доказательства применимости второго закона ТД к биосистемам.

Применимость второго закона ТД к биосистемам:

1. Второй закон ТД был сформулирован для характристики изолированных систем. Реальные био системы являются открытыми.

2. Значение энтропии строго определено для равновесного состояния. Био системы в своем развитии проходят через целый ряд неравновесных состояний.

Развитие орг-мов сопровождаются усложнением их организации – это самопроизвольное ↓ энтропии живых систем. В реальных усл. развитие орг-мов, сопр-ся ↓ общей величины их энтропии за счет того, что в др. участках внешней среды идут сопряженные процессы с обр-нием положительной энтропии. Суммарное изменение энтропии в системе организм + внешняя среда всегда положительно.

Био системы характеризуются наличием большого кол-ва градиентов (осмотический, электрический, концентрационный). Градиент какого-либо т/д параметра изменяется с расстоянием. Биосистема способна совершать работу, если в ней имеется градиент. Градиент – своеобразное депо энергии.

Совершение работы в системе связано с реализацией этой свободной энергии. Если совершается работа, то градиент, за счет Е которого это происходит, ↓, но параллельно возникает другой градиент противоположной направленности. При необратимых пр-сах величина второго градиента будет меньше, чем величина первого.

Вариант 1.

Закон термодинамики, закон Гисса, термодинамическое равновесие, стационарные системы.

8. Первый закон ТД в биологии; доказательства его применимости к живым системам. Своеобразие проявления первого закона ТД в биосистемах.

Закон: работа совершаемая системой = разности м/у количеством теплоты, сообщаемой системой и изменением её внутр. Е: ∆А = ∆Q — ∆U. Закон – это количественная форма закона сохранения энергии. Кол-во теплоты, поступающей в систему расходуется на ↑ внутр. Е системы за вычетом совершенной работы.

Внутренняя Е (U) – сумма (совокупность) всех типов Е и взаимодействий входящих в систему частиц. (Е вращательного движения атомов, Е взаим-вия водородных атомов).

Работа биоситемы может совершаться за счёт энтропии и внутр. Е (но не внеш. теплоты, т.к. если бы можно было за счёт притока из вне биосист. нагревались бы 1740С, см. ниже в этом же вопросе – это типа своеобразие закона) (это следствие 1 закона).

Доказательство справедливости закона для био систем: 1780 Лавуазье и Лаплас опыт с морскими свинками. Е хим. связей в белках, жирах и углеводах переходит в тепловую – метод непрямой (?) калориметрии. Свинок кормили – мерили тепло, столько же хавчика сжигали – тоже мерили, сравнили, получили числа одного порядка. По умному: совпадение тепловых эффектов при прямом сжигании продуктов и при их окислении в орг-ме морской свинки свид-т о том, что пути превращения прод-в питания в метаб-ких процессах и хим. р-циях вне живой клетки яв-ся эквивалент-ми с точки зрения суммарных тепловых эффектов. Живые орг-мы не являются источником новой Е. Окисление поступающих в живой организм пит. в-в приводит к высвобождению в нем эквивалетного к-ва Е.

Еще док-во: работа мышцы при 250С (289К = Т), КПД = 30% = 1/3.

Т1 = (298*3) /2 = 447К = 1740С.

Метод прямой калориметрии исполь-ся и на человеке (Этуотер). Исполь-ся герметичная камера: ч/з систему труб подается определ. кол-во О2, считают сколько выд-ся СО2, Н2О и т.д. есть датчики на t. Ограничения: 1) живой объект не должен накапливать массу и расти. 2) жив организм не должен совершать работу (физ. нагрузку). Кол-во Е, поглощенной за сутки чел. орг-мом вместе с пит. в-ми, равно выделенной за это же время теплоте. След-но, закон справедлив для жив. орг-мов.

Метод непрямой калориметрии: С полным и неполным газовым анализом. Ввели коэффициент: при расщеплении 1 мол-лы глюкозы исп-ся 6 мол-л О2, а выделяется 6 мол-л СО2, 6 мол-л Н2О и 678 кал. ДК = выд СО2 в ед времени / погл О2 в ед времени. Производят сравнение состава и объема вдых. и выдых. воздуха. Исп. мешок Дугласа. Для анализа исп. газоанализаторы: ГА Холдейна: система стеклян. трубочек, погл-щая CO2 и O2. Сейчас ГА с поглощением световых потоков. Нормальный дых. коэфф. 0,85±0,03. Нахождение КЭК (калориметрический эквивалент кислорода) – численно равен кол-ву Е, высвобождающейся в организме при потреблении 1 л О2. В клинических условиях исп. неполный ГА, не считают СО2. Считают объем поглощенного О2 с пом. спирографа. Диаграмма под наклоном, из замкнутой системы постепенно уходит О2.

10. Закон Гесса, его применимость к биопроцессам.Следствие закона Гесса, его практическое значение.

Теплоту у теплокровных раздел. на 2 типа:1) первичная (осн. обмен, Q, кот. выд-ся сразу после поглощения пищи при взаимод. с О2, т.е выд-ся в рез-те протекания биохим. проц-ов. В живых орг-мах любая хим. р-ция идет с КПД термин «тепловой эффект р-ции» заменяют термином «энтальпия р-ции». Энтальпия р-ции – это изменение энтальпии системы при протекании химической реакции. Она может быть больше нуля или меньше нуля. Если ∆H > 0, то Q > 0 (эндотермические реакции).

Для равновесного сост. S стремится к мах, U=0. Стац. сост. отличается тем, что S ≠ мах, а является постоянной величиной, S=const, U не равняется 0, U=const. Ежесекундный прирост энтропии стремится к min. Любая живая система может находиться только в стац. сост. Если достигнуто состояние ТД равновесия — это уже не живая система. Качество стационарного состояния может быть различным.

В открытых системах:

S состоит из двух показателей.

Si – внутри самой сист., S — самой системы, Se – внешняя среда.

dS=dSi+dSe (d – это ∆ — это изменение)

Когда dSe > dSi и dSe 0.

Состоянию ТД равновесия — характерно мах значение S (S=max), U=0, т.е. Е, которая расходуется на совершение А.

Сходство: стац. и равновесное состояния не зависят от времени.

Отличия стац. сост. от равновесия (из конспекта):

1) своб. Е (∆G) в стац. сост. есть величина постоянная во времени и не равна 0. В ТД равн. ∆G=const, но ∆G =0 => открытые сист., если вывести из стац. сост. могут совершать работу; при ТД равновесии не способны совершать работу.

2) энтропия. В стац. сост. =const, но она не max. (∆G) ∆S ≠ max = const.

3) . в стац. сост. проявляется кинетический параметр (фактор) (изменение энтропии во времени) dS/dt = dSi/dt + dSe/dt.

* постоянный обмен энергией с окружающей средой

* постоянно тратится свободная энергия на поддержание состояния

* т/д потенциалы постоянны, G и F не равны 0

* энтропия постоянна, но не максимальна

* отсутствует поток вещества и энергии в окружающую среду и обратно

* на поддержание этого состояния не затрачивается свободная энергия

* работа способности системы равна 0, т/д потенциалы равны 0

* в системе отсутствуют градиенты

Переход на новый стац. уровень:

2 пути: 1) «овершот» — по нему переходят живые организмы при изм внеш. усл. (приспособление). График.

Нижняя стрелочка – это старый стац. уровень.

Верхняя стрелочка – это новый стац. уровень.

2) «ложный старт» — усиление или уменьшение О2, выращивание лука с О2 и без. График. С О2 – аэробный распад углеродов. Без О2 – обмен в-в переходит на анаэробный путь. А если потом снова дать О2 – то получится график 2 (то что обведено кружочком – там осущ-ся уничтожение продуктов анаэробного пути). Пример для чела: пока не расщепится молочная к-та осуществлять работу дальше нельзя.

17. Теорема Пригожина и направленность эволюции биосистем. Энтропия и биологический прогресс.

Стац. сост. хар-ся min ежесекундным приростом энтропии (благодаря этому происходит эволюция).

Теорема: при постоянных внеш. усл. в системе, находящейся вблизи положения ТД равновесия в стац. сост., скорость возрастания энтропии, за счёт необходимости внутр. процессов, принимает постоянное минимальное значение отличное от нуля.

Или: В стационарных состояниях при фиксированных внешних параметрах локальная продукция энтропии в открытой т/д системе стремится к минимальному значению.

Энтропия – мера рассеивания свободной энергии, следовательно любая открытая т/д система в стационарном состоянии стремится к минимальному рассеиванию свободной энергии. Если в силу причин система отклонилась от стационарного состояния, то вследствие стремления системы к минимальной энтропии, в ней возникают внутренние изменения, возвращающие ее в стационарное состояние.

Величина, кот это всё характеризует:

β= T* (dS/dt), где β – диссипативная фукнкция. β>0, min. С этим связан Критерий эволюции открытых систем: ∆β/dt происходит преобразование одного вида Е в другой – это центральное событие фотосинтеза.

Физ-хим. сущность фотосинтеза: Ф. – процесс преобразования электромагнитной Е в Е хим. связей, сопровождающийся ↑ энергетического потенциала системы. Система является ТД открытой. При поглощении солнечного излучения растениями, водорослями, нек. микро, возрастают уровни свободной Е (∆F) и общей энергии (∆U), в которой значительную часть составляет Е электрона: ∆F = ∆U — Т∆S

КПД процесса фотосинтеза составляет обычно 6-8%, у хлореллы он достигает 20-25%. Большая часть поглощённой листом энергии теряется на тепловое излучение. В энергию химич. связей включается в ср. 1—2% поглощённой ФАР. Осн. показатель Ф.— его интенсивность, т. е. кол-во газа, поглощённого или выделенного единицей массы или поверхности листа в единицу времени. Интенсивность Ф. зависит от вида растений, состояния листьев, внеш. условий (свет, СO2). Ф. лесных древесных растений в 5—8 раз ниже, чем Ф. травянистых растений открытых местообитаний.

Реакции, протекающие под воздействием светового излучения, называются фотохимическими Основной закон фотохимии – закон квантовой эквивалентности (А. Эйнштейн, 1912 г): каждый поглощенный квант света hν вызывает изменение одной молекулы.

Важнейшим параметром фотохимической реакции служит квантовый выход γ:

γ = число фотохим. превращений/число поглощений квантов.

В зависимости от типа фотохимической реакции квантовый выход может меняться в широких пределах. Это связано с возможностью потери поглощенной энергии до фотопревращения. Если время существования фотовозбужденной молекулы и скорость фотодиссоциации совпадают, то γ

1. При γ >> 1 фотореакция идет по цепному механизму. В частности для реакции H2 + Cl2 = 2HCl γ = 105.

Типы фотохимических реакций:

1) Фотодиссоциация (фотолиз) приводит к разложению исходного вещества, поглотившего световую энергию. Примерами реакции фоторазложения служат такие: разложение галогенидов серебра (основа серебряной фотографии), фотолиз паров ацетона CH3CO CH3 → CO + другие продукты.

2) Фотосинтез приводит к образованию более сложных соединений. Примерами реакций фотосинтеза служат:

фотосинтез озона в верхних слоях атмосферы, создающий защитный озоновый слой:

О2→О +О — фотодиссоциация

О2+ О→ О3 — фотосинтез

фотосинтез органических соединений из углекислого газа, воды, минеральных веществ зелеными растениями. В частности, синтез глюкозы может быть описан уравнением:

6СО2 + 6Н2О →глюкоза + 6О2

3) Фотохромизм – явление обратимого изменения пространственного или электронного строения молекул под действием света, сопровождающееся изменением окраски вещества. На основе фотохромных материалов изготовляются линзы с переменным светопропусканием, оконные стекла, фотохромные системы на основе некоторых органических и координационных соединений.

Вариант 2.

Графическая зависимость скорости реакции от субстрата, фермента и температуры

42 Зависимость скор р-ции от темп. Ур Аррениуса

Для характеристики зависимости скорости химической реакции от температуры было введено понятие температурного коэффициента скорости (γ), равного отношению константы скорости при температуре (Т + 10) к константе скорости при температуре Т (т.е. γ показывает, во сколько раз изменяется константа скорости при увеличении температуры на 10 градусов):

Температурный коэф. Вант-гоффа-Q10= V t+10/V t.

Экспериментально было установлено, что повышение температуры на 10 К в области обычных температур (≈ 300 К) увеличивает скорость многих гомогенных реакций в 2 4 раза, т. е. для этих реакций γ = (2 4). Это правило называется правилом Вант–Гоффа.

В общем случае отношение констант скорости реакции k2 и k1, определенных при двух различных температурах Т2 и Т1, равно

Более точную зависимость скорости реакции от температуры дает уравнение Аррениуса:

где k — константа скорости реакции, R — универсальная газовая постоянная, Е — энергия активации химической реакции. В случае простых реакций величина Е показывает, какой минимальной (избыточной по сравнению со средней) энергией в расчете на 1 моль должны обладать реагирующие частицы, чтобы они могли вступить в химическую реакцию. В случае сложных реакций величина Е называется эмпирической или кажущейся энергией активации и в общем случае зависит от энергий активации отдельных стадий данной реакции.

Проинтегрировав уравнение (10.16), получим уравнение Аррениуса в интегральной форме:

где А — предэкспоненциальный множитель. Физический смысл А в случае простых реакций: мономолекулярных — это частота колебаний по разрываемой связи (А  1013 сек-1), бимолекулярных — величина А пропорциональна общему числу столкновений между молекулами реагирующих веществ (А  10-10  10-11 см3/(мол-л•сек).

Есть еще такое Ур-е: V= pZeEакт/RT, где р-стерический фактор, Z- число столкновений молекул, Еакт — энергия активации

Зависимость скорости реакции от температуры дает уравнение Аррениуса:

Проинтегрировав уравнение (10.16), получим уравнение Аррениуса в интегральной форме:

Проинтегрировав ур-е (10.16) в пределах температур от Т1 до Т2, получим:

Энергию активации можно определить как аналитически по уравнению (10.18), так и графическим методом. Для этого необходимо знать ряд констант скоростей при разных температурах. Если реакция подчиняется уравнению Аррениуса, то зависимость lnk от 1/T должна выражаться прямой линией, что следует из уравнения (10.17) (рис. 7).

Для очень большого числа реакций энергия активации находится в пределах от 60 до 240 кДж/моль, т.е. примерно соответствует энергиям химических связей.

Энерг актив. Связана с Q10: Е=0,46T1*T2lgQ10

44 КИНЕТИКА ФЕРМЕНТ РЕАКЦИЙ, акт ферм, ед измерен акт и колич ферм.

ферм– это специфические органические катализаторы, синтезируемые живыми клетками. Как правило все ферменты представляют собой белки с различными молекулярными массами: от 9 кДа до 1000 кДа. Каждый фермент катализирует определённую химическую реакцию.

Субст- это вещества, с которыми происходит химическое превращение под действием ферментов. Субстратами ферментов могут быть как природные, так и химически синтезированные вещества.

1. с 1 активным центром (связывает S, расщепляет связи + связан с активацией и

2. кроме активного каталитического центра имеется аллостерический центр.

По взаимодействию с кофакторами:

1. ковалентная связь с кофактором — простетическая группа

2. нековалентное связывание — отделяется при гидролизе.

1. ускоряют протекание реакций

2. являются специфичными (мало-, относительно, абсолютно)

При присоединении субстрата к ферменту, его связи переходят в напряжённое состояние, что снижает энергию активации.

Факторы влияющие на активность:

t — идет как ферментативный процесс, так и денатурация белка. Q10 – 2

2. кислотность среды. Амилаза слюны — рН =7-7.5 , пепсин желудка

3. концентрация S

На начальном участке графика [S] низкая→ реакция первого порядка.

На втором — переходная стадия → переходный порядок реакции. На третьем участке (плато) → перенасыщение S→0 порядок реакции.

Кат. акт ферм — это способность фермента превращать большое количество молекул субстрата, в то время как сам он к концу реакции остается неизменным. Ферменты различаются по своей каталитической способности. Например, 1 моль трипсина осуществляет 102 циклов в секунду, глюкозоксидаза — 17×103 циклов в секунду и т.д. Это называется “числом оборотов фермента”. Число оборотов варьирует от 1 до 106 в зависимости от природы фермента. Каталитическую активность ферментов выражают в единицах активности.

Международная ед акт (E) — это количество фермента, которое катализирует превращение 1 мкмоля субстрата в 1 минуту в оптимальных условиях.

Ед акт в системе СИ (катал) — соответствует количеству фермента, которое катализирует превращение 1 моля субстрата в 1 секунду.

Соотношение между единицами активности: 1 E = 16,67 нанокатал; В медицине активность ферментов выражают чаще всего в единицах активности на 1 л биологической жидкости. Удельная активность фермента — это активность, выраженная в единицах активности на 1 мг (или 1 г) белка или 1 мг (1 г) препарата фермента. Используется в биохимической практике.

45 Осн положен теор ферм кинетики и общ теор действ фер-та

Предварительные эксперименты по изучению кинетики ферментативных реакций показали, что скорость реакции E + S —> E + P, вопреки теоретическим ожиданиям, не зависит от концентрации фермента и субстрата так, как в случае обычной реакции второго порядка. Самая ранняя попытка математически описать ферментативные реакции была предпринята Дюкло в 1898 г. Браун (1902) и независимо от него Анри (1903) впервые выдвинули гипотезу об образовании в ходе реакции фермент-субстратного комплекса. Это предположение основывалось на трех экспериментальных фактах:

1. папаин образовывал нерастворимое соединение с фибрином

2. субстрат инвертазы — сахароза могла защищать фермент от тепловой денатурации

3. было показано, что ферменты являются стереохимически специфическими катализаторами

Х-КА ДЕЙСТВИЯ ФЕРМ:

1. специфичность действия-способность ускорять протекание 1 или нескольких реакций (амилазная реакция расщепляет крахмал до глюкозы)

а. абсолютная- определенный субстрат;

б. относительная- ферменты, которые катализируют ращепление определенного типа связи. (пепсин)

2. ускорение протекания ферментативн. Реакций- каталитичность. Ферменты действуют в мыгких условиях (норм давление, pH, температура): гидролиз крахмала

Амилаза = 37 градусов, pH7, скорость выше, чем при неорган.катализе.

2. регулируемость – есть факторы под воздействием которых скорость может увеличится или уменшаться

В 1913 году Михаэлис и Ментен опубликовали свою теорию общего механизма ферментативных реакций. Их уравнение стало фундаментальным принципом всех кинетических исследований ферментов вот уже почти целый век.

т.е. фермент Е вступает во взаимодействие с субстратом S с образованием промежуточного комплекса ES, который далее распадается на свободный фермент и продукт реакции Р. Математическая обработка на основе закона действующих масс дала возможность вывести уравнение, названное в честь авторов уравнением Михаэлиса–Ментен, выражающее количественное соотношение между концентрацией субстрата и скоростью ферментативной реакции:

где v – наблюдаемая скорость реакции при данной концентрации субстрата [S]; KS– константа диссоциации фермент-субстратного комплекса, моль/л; Vmax– максимальная скорость реакции при полном насыщении фермента субстратом.

Основной механизм действия ферментов-они снижают Е активации за счет образования фермент-субстрат копмлекса.

Катализ приводит к ускорению достижения равновесия за счет снижения энергии активации (Еа), часто ступенчато.

Три стадии процесса:

1) E + S —— ES (K = k1/k-1) (БЫСТРАЯ)

2) ES —— EP (k2)(медленная)

Таким образом, в момент равновесия скорости образования и исчезновения энзимсубстратного комплекса (ES) равны:

источники:

http://helpiks.org/6-47044.html

http://poisk-ru.ru/s9637t3.html