Примеры экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в организме. Принцип энергетического сопряжения

 

Экзергонические реакции – G<0 и системой совершается работа (гидролиз АТФ):

АТФ + Н₂О → АДФ + Ф, ΔG= - 7,3 ккал/моль

Эндергонические реакции – G>0 и над системой совершается работа (фосфорилирование глюкозы):

Глюкоза + Ф → глюкоза-6-фосфат + Н₂О, ΔG= 3 ккал/моль

Принципы энергетического сопряжения:

1. Эндергоническая реакция осуществляется совместно и одновременно с экзергонической.

2. Абсолютное значение изменения свободной энергии для экзергонической реакции должно быть больше, чем для эндергонической.

3. Экзергоническая и эндергоническая реакция должны иметь общий промежуточный продукт (например, Ф и Н₂О).

Глюкоза + Ф → глюкоза-6-фосфат + Н₂О, ΔG= 3 ккал/моль

АТФ + Н₂О → АДФ + Ф, ΔG= - 7,3 ккал/моль

Σ: Глюкоза + АТФ → глюкоза-6-фосфат + АДФ, ΔG= -4,3 ккал/моль

Благодаря энергетическому сопряжению возможно взаимопревращение одних форм работы и энергии в другие. Например, в батарейке карманного фонарика экзергоническая химическая реакция генерирует электрическое поле, которое используется для эндергонического процесса получения световой энергии. В мышцах химическая энергия трансформируется в механическую работу и тепловую энергию.

 

2.7. Скорость реакции: средняя и истинная. Закон действующих масс

Скорость химической реакции определяется изменением концентра­ции (с) любого из веществ, вступающих в реакцию или образующих­ся во время реакции, за единицу времени (τ). При этом концентрацию выражают в молях на литр (моль/л), время - в секундах, минутах, часах и т.д.

В ходе реакции концентрация исходных веществ уменьшается, а продуктов реакции - увеличивается. Тогда для гипотетической реакции:

А+В → АВ

Значение скорости средней реакции равно:

V = - (ΔC_A/Δτ) - уменьшение концентрации вещества А, рис. 2.1, кривая 1) или V = + (ΔC_AВ/Δτ) - увеличение концентрации вещества АВ, рис. 2.1, кривая 2).

2

 

Рис. 2.1. Изменение концентраций исходного вещества А (1) и продукта АВ (2) с течением времени для реакции А+В → АВ

 

В общем виде V = ± (ΔC/Δτ);

ΔC=С₁-С₂;

Δτ=τ₁-τ₀.

Для характеристики химического процесса достаточно знать изменение концентрации одного из реагирующих веществ. Наблюдать за реакцией можно по изменению или цвета, или давления (для газов), или других процессов.

Во время реакции концентрации веществ А, В или АВ все время изменяются, поэтому корректнее говорить о мгновенной (истин­ной) скорости процесса:

V = ±(dc/dτ)

В случае гетерогенной реакции скорость реакции относят к еди­нице поверхности фазы.

К важнейшим факторам, влияющим на скорость гомогенных реакций, относятся: природа реагирующих веществ, их концентра­ция, температура, наличие в системе катализаторов. Скорость гете­рогенных реакций зависит еще и от поверхности раздела фаз, ее величины и природы.

Закон действующих масс

Необходимым условием химического взаимодействия между частицами (молекулами, ионами) исходных веществ является их столкновение друг с другом. Число столкновений тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ или чем больше произведение концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ описывается законом действия масс, открытым Н.Н. Беке­товым, К. Гульдбергом и П. Вааге в 1865-1867 гг.: «При постоянной температуре скорость химической реакции про­порциональна произведению концентраций реагирующих веществ».

В общем виде для гомогенной реакции аА+ вВ → сАВ

V = k [A]^m[B]ⁿ = kC_A^mC_Bⁿ,

где k - коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции; С_А, С_В - молярные концентрации реагирующих веществ; m - порядок реакции по веществу А; n - по­рядок реакции по веществу В; m + n - общий порядок реакции; k = V, если [А] = [В] = 1 моль/л.

Константа скорости реакции k - это скорость химической реакции при условии, что концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.

Величина константы скорости реакции зависит от природы ре­агирующих веществ, температуры, наличия катализаторов и не за­висит от концентрации веществ.

Закон действия масс непосредственно справедлив для простых реакций. Если реакции сложные и представляют собой совокуп­ность процессов, закон может быть применен к любому из них в отдельности.

В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс входят концентрации только веществ, находящихся в газовой фазе или в растворе.

Например: S (т) + O₂ (г) → SO₂ (г); V = k [O₂]^m

Математическое выражение закона действующих масс называ­ют кинетическим уравнением реакции.