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CINÉTICA
Los reactores químicos
Imaginemos que tenemos que llevar a cabo la
reación química
A+ B ® C
La operación se desarrollará en un reactor
químico. ¿Qué es lo que hay que tener en cuenta a la
hora de desarrollar el experimento?
.
Los factores a tener en cuenta serán los siguientes:
- Condiciones en las que la reacción es posible (P,
T).
- En qué grado se produce la reacción
(Termodinámica).
- A qué velocidad (Cinética ).
- Qué fases se encuentran presentes en la reacción.
Todos estos factores se tendrán que controlar por
medio del reactor químico, que es donde se
realizará la reacción
A través de la Termodinámica y de la Cinética
Química se pretende describir si una reacción
química es factible de llevarse a cabo y con qué
rapidez.
Para favorecer la reacción, la catálisis juega un papel
muy importante, permitiendo que muchas reacciones
que aunque la termodinámica indique que se pueden
llevar a cabo, si no fuese por la catálisis no tendrían
algún sentido práctico.
Para lograr aproximarnos a un mayor entendimiento
será necesario el tener conocimientos profundos de
Termodinámica, Cinética Química y Catálisis.
Cinética química
1.- Velocidad de reacción
2.- Teoría de las colisiones.
3.- Factores que influyen en la
velocidad de reacción
1.Velocidad de reacción
La velocidad de una reacción química indica
cómo varía la concentración de reactivos o
productos con el tiempo.
Ejemplo:
Para la reacción
aA + bB cC + dD
La velocidad de la reacción se puede expresar:
[ ] [ ] [ ] [ ]
dt
Dd
ddt
Cd
cdt
Bd
bdt
Ad
a
v
1111
==−=−=
7
• Cuando se produce una reacción química, las
concentraciones de cada reactivo y producto van
variando con el tiempo, hasta que se produce el
equilibrio químico, en el cual las concentraciones de
todas las sustancias permanecen constantes.
• Es la derivada de la concentración de un reactivo o
producto con respecto al tiempo tomada siempre
como valor positivo.
• Es decir el cociente de la variación de la concentra-
ción de algún reactivo o producto por unidad de
tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0.
VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
8
Gráfica de cinética química
t (s)
[HI]
La velocidad de formación
de un producto d[HI]/dt
(tangente) va disminuyendo
con el tiempo
La velocidad de una reacción es una magnitud positiva
que expresa el cambio de la concentración de un reactivo
o un producto con el tiempo
Algunas reacciones son casi instantáneas, como la
explosión del TNT; otras son muy lentas, como la
transformación de diamante en grafito
12
Ejemplo
I2 (g) + H2 (g) → 2 HI (g)
• La velocidad de la reacción puede expresarse en
término del aumento de la concentración de producto
ocurrida en un intervalo de tiempo ∆t :
• También puede expresarse como la disminución de la
concentración de los reactivos ocurrida en un intervalo
de tiempo ∆t :
[ ] [ ] [ ]
t
HI
tt
HIHI
v
12
tt 12
∆
∆
=
−
−
=
[ ] [ ] [ ]
t
I
tt
II
v 2
12
t2t2 12
∆
∆
−=
−
−
−=
13
De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se
formarán 0,6 moles de CO mientras que
desaparecerán 0,6 moles de CO2
Vel. de desaparición
de CO2 en el intervalo de
10 s:
Veloc. de aparición
de CO en el intervalo
de 10 s:
Veloc. de aparición
de O2 en el intervalo de 10 s:
[ ] ( ) 112
smolL06,0
10
6,0
t
CO
v −−
=
−
−=
∆
∆−
=
[ ] 11
smolL06,0
10
6,0
t
CO
v −−
==
∆
∆
=
[ ] 112
smolL03,0
10
3,0
t
O
v −−
==
∆
∆
=
Problema: En la reacción 2 CO2 → 2 CO + O2 se han
formado 0,3 moles de O2 en10 segundos. Calcula la
velocidad de reacción, referida a reactivo y a productos
14
De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se
formarán 0,6 moles de CO mientras que
desaparecerán 0,6 moles de CO2
Vel. de desaparición
de CO2 en el intervalo de
10 s:
Veloc. de aparición
de CO en el intervalo
de 10 s:
Veloc. de aparición
de O2 en el intervalo de 10 s:
[ ] ( ) 112
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10
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CO
v −−
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−
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∆
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∆
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[ ] 112
smolL03,0
10
3,0
t
O
v −−
==
∆
∆
=
Problema: En la reacción 2 CO2 → 2 CO + O2 se han
formado 0,3 moles de O2 en10 segundos. Calcula la
velocidad de reacción, referida a reactivo y a productos
15
Ejemplo de velocidad de reacción
• Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)
• Tiempo (s) [Br2] (mol/l) vel. media
0 0’0120
3’8 · 10–5
50 0’0101
3’4 · 10–5
100 0’0084
2’6 · 10–5
150 0’0071
2’4 · 10–5
200 0’0059
16
Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)
• La velocidad puede expresarse como:
• d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr]
v = – ——— = – ————— = ——— = ———
dt dt dt 2 · dt
• La velocidad de aparición de HBr será el doble que
la de aparición de CO2 por lo que en este caso la
velocidad habrá que definirla como la mitad de la
derivada de [HBr] con respecto al tiempo.
17
Ejemplo:Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente reacción
química en función de la concentración de cada una de
las especies implicadas en la reacción:
4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (g)
• d[NH3] d[O2] d[N2] d[H2O]
v = – ——— = – ——— = ——— = ———
4 · dt 3 · dt 2 · dt 6 · dt
Teoría de las colisiones
Las reacciones químicas se producen por
choques eficaces entre las moléculas de
reactivos
I
I
H
H
Choque eficaz
No eficaz
I
I
I
I
H
H
H
H
I
I
H
H
I
I
H
H
I2 + H2
HI + HI
I2 H2
Reacción de formación de HI a partir de I2 e H2
Energía
de activación
Energíapotencial
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Energíapotencial
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
Además del choque adecuado las moléculas tienen que
tener una energía suficiente, esta energía mínima se
denomina energía de activación.
Energía
de activación
Energíapotencial
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Energíapotencial
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
El complejo activado es una asociación transitoria muy
inestable, porque su energía es mayor a la de reactivo y
producto
3. Factores que influyen en la velocidad
1.- Estado físico de los reactivos
2.- Concentración de los reactivos
3.- Temperatura
4.- Catalizadores
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos
o están en disolución.
En reacciones heterogéneas la v dependerá de la
superficie de contacto entre fases, siendo mayor
cuanto mayor es el estado de división.
Un incremento de T aumenta la energía cinética
de las moléculas, y es mayor el número de
moléculas que alcanza la energía de activación.
La velocidad de la reacción se incrementa al
aumentar la concentración de los reactivos, ya
que aumenta el número de choques entre
ellos.
Concentración de los reactivos
Energía
de activación
Energíapotencial
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Energíapotencial
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo
tanto incrementan la velocidad de reacción
Reacción no catalizada
Reacción catalizada
Energía
de activación
Energía
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Energía
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
E.A
Los catalizadores
negativos aumentan la
energía de activación
Los catalizadores
positivos disminuyen
la energía de activación
E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
E.A con catalizador positivo
Las reacciones se clasifican de diversas maneras,
según el mecanismo pueden ser
1.- Irreversibles
2.- Reversibles
3.- Simultáneas
4.- Consecutivas
Otra clasificación basada también en el mecanismo, en
la que se tiene en cuenta el número de moléculas que
participan en la reacción o molecularidad es :
5.- Unimoleculares
6.- Bimoleculares
.- Orden entero tal como primero, segundo, etc.
- Orden fraccionario o cero.
Podemos determinar la ley de velocidad en un
experimento donde se mida el cambio en
concentración de una especie en función de tiempo.
Si la especie es un reactivo (R), la concentración
disminuye con el tiempo y si es un producto (P), la
concentración aumenta con el tiempo.
Podemos también
determinar la velocidad en
un tiempo dado de la
pendiente de la tangente de
la curva de
c = f (t)
Determinación de la ley de velocidad
Ejemplo: Para la reacción C2H5I  C2H4
+ HI
El cambio en concentración del
reactivo es negativo porque
desaparece y por esto la velocidad
de desaparición se expresa:
•
Las velocidades son equivalentes y las dos
ecuaciones anteriores se pueden igualar.
Si se expresa en términos de los productos el
cambio en concentración es positivo y la
velocidad se expresaría como:
ya que por cada mol de N2O5 que desaparece, se
forman dos de NO2 y ½ de O2.
Si la reacción tiene especies con
estequiometrías no equivalentes como por
ejemplo:
2N2 O5  4NO2 + O2
32
ORDEN DE UNA
REACCIÓN.
Cuando todos los reactivos se hallan formando una
misma fase física (reacciones homogéneas),
la velocidad es proporcional a las concentraciones de
los reactivos
elevada cada una de ellas a una determinada potencia.
Sea la reacción:
a A + b B → productos
La velocidad de reacción se expresa como:
v = K [A]m
[B]n
K = constante de velocidad o velocidad específica
Esta ecuación se denomina ecuación de la
velocidad o ley de la velocidad de la reacción y
debe determinarse experimentalmente
El valor del exponente al que está elevada la
concentración de un reactivo en la ecuación de
velocidad se denomina orden de la reacción con
respecto a dicho reactivo.
La suma de todos los exponentes se llama orden
total o simplemente orden de la reacción
34
• En la expresión: v = k · [A]n
· [B]m
se denomina
orden de reacción ...
• ...al valor suma de los exponentes “n + m”.
• Se llama orden de reacción parcial a cada uno de
los exponentes. Es decir, la reacción anterior es
de orden “n” con respecto a A y de orden “m”
con respecto a B.
35
Problema: La velocidad de la reacción del proceso no
espontáneo
aA + bB → productos está dada por la expresión
v = K [A] [B]
¿Cuál es el orden total de la reacción?
Solución:
La reacción es de primer orden respecto al reactivo A
La reacción es de primer orden respecto al reactivo B
El orden total de la reacción es 1 + 1 = 2
36
Ejemplo: Determina los órdenes de reacción total
y parciales de las reacciones anteriores:
H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2]
H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2]1/2
H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2]
– Reacción de segundo orden (1 + 1)
– De primer orden respecto al H2 y de primer orden
respecto al I2.
H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2] ½
– Reacción de orden 3
/2 (1 + ½)
– De primer orden respecto al H2 y de orden ½
respecto al Br2.
37
Determinación de la ecuación de velocidad
• Consiste en medir la velocidad inicial
manteniendo las concentraciones de todos los
reactivos constantes excepto la de uno y ver
cómo afecta la variación de éste al valor de la
velocidad.
• Si por ejemplo, al doblar la concentración de un
reactivo la velocidad se multiplica por cuatro,
podemos deducir que el orden parcial respecto a
ese reactivo es “2”.
38
11,350,50,253
5,670,250,502
1 2,830,250,25
Determinación experimental de la ecuación de velocidad
Ejemplo: Determinar el orden de reacción :
CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g) usando los
datos de la tabla.
Experiencia v (mol·l–1
·s–1
)[H2
O] (mol/l)[CH3
-Cl] (mol/l)
v = k · [CH3-Cl ]n
· [H2O]m
Experiencias 1 y 2: [H2O]= Cte
Al duplicar [CH3-Cl] se duplica la velocidad
El orden de reacción respecto del CH3-Cl es “1”.
Experiencias 1 y 3: [CH3-Cl] = Cte
Al duplicar [H2O] se cuzdruplica la velocidad
El orden de reacción respecto del H2O es “2”.
v = k · [CH3-Cl ] · [H2O]2
Y el orden total de la reacción es “3”. El valor de “k” se
calcula a partir de cualquier experiencia y resulta
181,4 mol–2
l2
s–1
.
40
Ejercicio A: En la obtención del ácido nítrico, una etapa
es: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g).
La ecuación de velocidad es: v = k [NO]2
·[O2]
K de velocidad, a 250 ºC, es k = 6,5 .
10 -3
mol-2
L2
s-1
.
Calcular la velocidad de oxidación del NO, a a 250 ºC a,
cuando las concentraciones iniciales (mol L-1
) de los
reactivos son: a)a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M
b)b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M
a)a) v = 6,5.
10-3
M-2
s-1
(0,1M)2 .
0,210 M = 1,37·10-5
mol L-1
s-1
b)b) v = 6,5.
10-3
M-2
s-1
(0,2M)2 .
0,420 M = 1,09·10-4
mol L-1
s-1
Como puede comprobarse, en el caso b), en el que
ambas concentraciones se han duplicado, la
velocidad es 8 veces mayor (22 .
2).
41
Ejercicio B: Para la reacción
N2O: 2NO(g) + H2(g) → N2O (g) + H2O (g).
se han obtenido los siguientes resultados:
Determinar la
ecuación de la
velocidad y la
constante de
velocidad.
Cuando se duplica [H2], con [NO] constante ( 1ª y 2ª), la velocidad
también se duplica. v es proporcional a [H2]1
.
Con [H2] constante y se duplica [NO] (1ª y 3ª), la velocidad se
cuadruplica es decir, v” es proporcional a [NO]2
. Por tanto, la
ecuación de velocidad será:
v = k [NO]v = k [NO]22
[H[H22]]
v = k [NO]v = k [NO]22
[H[H22]]
42
2NO(g) + H2(g) → N2O (g) + H2O (g).
v = k [NO]v = k [NO]22
[H[H22]]
Es una reacción de primer orden respecto al
H2, de segundo orden respecto al NO y de
orden total igual a tres.
Para calcular k, sustituimos los datos. Por
ejemplo, con la primera experiencia, resulta:
v 2,6 .
10-2
mol L-1
s-1
k = ———— = ——————
[NO]2
[H2] (0,064 mol L-1
)2 .
(0,022 mol L-1
)
k =k = 2,92,9 ..
101022
molmol-2-2
LL22
ss-1-1
• 43
• Molecularidad
• La reacción: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) es
una reacción en una sola etapa y para
que suceda es necesario el choque de
dos moléculas (una de H2 y otra de I2). Es
una reacción “bimolecular”
• Se llama molecularidad al número de moléculas de
reactivos que colisionan simultáneamente para formar
el complejo activado en una reacción elemental.
• Se trata de un número entero y positivo.
• Así hablamos de reacciones unimoleculares,
bimoleculares, trimoleculares, etc…
• Generalmente, en reacciones elementales, coincide con
el orden de reacción.
• Sin embargo, existen casos en los que no coinciden,
como las reacciones de hidrólisis en los que interviene
una molécula de agua ya que al ser [H2O] prácticamente
constante la velocidad es independiente de ésta.
• Es raro que una reacción intervengan más de tres
moléculas pues es muy poco probable que chocan entre
sí simultáneamente con la energía y orientación
adecuadas.
46
MECANISMOS DE REACCIÓN
• En la reacción elemental: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)
vista anteriormente, v = k · [H2] · [I2]
• Sin embargo, la mayoría de las reacciones suceden en etapas.
• El conjunto de estas etapas se conoce como “mecanismo de la reacción”.
• Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos finales se conocen
como “intermedios de reacción”.
• La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa
más lenta.
• La reacción
NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g)
sucede en dos etapas:
• 1ª etapa (lenta): 2 NO2 → NO + NO3
• 2ª etapa (rápida): NO3 + CO → NO2 + CO2
• La reacción global es la suma de las dos.
• NO3 es un intermedio de reacción.
• En la etapa lenta intervienen dos moléculas de NO2,, luego v = k · [NO2]2
Tiempo de vida media (t1/2) es el tiempo que le toma a una especie
alcanzar la mitad de su concentración: [A]t = [A]0/2.
Es un método útil para determinar el orden de reacción para reacciones
del tipo A  P donde :
Para reacciones de orden 1, el t de vida media no depende de la
concentración inicial, y es constante . Para reacciones de
segundo orden o mas, siempre depende de la concentración
inicial.
48
FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD
DE UNA REACCIÓN .
FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD
DE UNA REACCIÓN .
VELOCIDAD DE REACCIÓN
Concentración de
los reactivos
Temperatura del
sistema
Presencia de
catalizadores
Naturaleza de los
reactivos
Facilidad de los
reactivos para entrar
en contacto
Temperatura. (Ecuación de Arrhenius).
La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de
una reacción, aumenta si aumenta la temperatura,
porque la fracción de moléculas que sobrepasan la
energía de activación es mayor. Así, a T2 hay un
mayor porcentaje de moléculas con energía suficiente
para producir la reacción que a T1.
La variación de la constante de la velocidad con la
temperatura viene dada en la ecuación de Arrhenius:
k = A . e –Ea/RT
· k = const. de velocidad
· A = constante
· T = temp. absoluta
Normalmente se expresa de forma logarítmica
para calcular EA.
La temperatura de los
insectos sigue las
oscilaciones del
ambiente.
Por ello, la actividad de
una abeja es inferior en
invierno, porque las
reacciones bioquímicas
de su organismo son más
lentas.
Ejemplo:
¿Cual es el valor de la energía de activación para
una reacción si la constante de velocidad se
duplica cuando la temperatura aumenta de 15 a 25
ºC? ·
Sabemos que k2 (298 K) = 2 x k1 (288 K)
(1) ln k1 = ln A – Ea/RT1; (2) ln 2 k1 = ln A – Ea/RT2
Sustituyendo R = 8,31 Jmol–1
K, T1 = 288 K y T2 =
298 K y restando (2) – (1):
Despejando EA se obtiene:
CATALIZADORES
CATALIZADOR
Un catalizador es una sustancia que acelera una
reacción química, hasta hacerla instantánea o
casi instantánea. Un catalizador acelera la
reacción al disminuir la energía de activación.
El concepto de energía de
activación esta asociado al
concepto de complejo activado
En reacciones catalizadas, la
formación del complejo activado
requiere menos energía
Ea
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Energía
Productos
Ea
Reacción no catalizada
Reacción catalizada
Tiene lugar cuando los reactivos y el catalizador
están en la misma fase, sea líquida o gaseosa.
En la catálisis homogénea hay un acceso más fácil
al mecanismo de reacción y por ello se puede
dominar mejor el proceso catalítico.
Un inconveniente de la catálisis homogénea es la
dificultad de separar el catalizador del medio
reaccionante.
LA CATÁLISIS HOMOGÉNEA
AUTOCATÁLISIS:
Uno de los productos de la reacción sirve como
catalizador.
2MnO4-
+ 5C2O4
2-
+ 16H+
→ 10CO2 + 8H+
+ 2Mn2+
La formación de más Mn2+
aumenta la velocidad de la
reacción.
Un ejemplo de reacciones catalizadas Redox, es el
proceso para oxidar etileno a acetaldehído. La
especie catalítica es el ión Pd2
+
C2H4 + PdCl2 + H2O → CH3CHO + Pd° + 2HCl
H2O
2CuCl2 + Pd° → 2CuCl + PdCl2
PdCl2
C2H4 + 2CuCl2 + H2O → CH3CHO + 2CuCl + 2HCl
2CuCl + 2HCl + 1/2O2 → 2CuCl2 + H2O
La reacción global se representa
C2H4 + ½O2 → CH3CHO
Para que el fenómeno catalítico ocurra, es necesaria
una interacción química entre el catalizador y el
sistema reactivos-productos.
Esta interacción no debe modificar la naturaleza
química del catalizador a excepción de su superficie.
Esto significa que la interacción entre el catalizador y
el sistema reaccionante se observa en la superficie del
catalizador y no involucra el interior del sólido.
Este requerimiento nos lleva al concepto de adsorción.
Catálisis heterogénea:
El catalizador se encuentra en una fase diferente de la de
los reactivos.
Su mecanismo se basa en la adsorción de las moléculas
reaccionantes (gases) en la superficie del catalizador
(sólido), sobre la que ocurre la reacción.
Ejemplo: O2 + 2H2 → 2 H2O sobre platino
ENZIMAS
CONCEPTO DE ENZIMA
Los enzimas son catalizadores muy potentes y
eficaces, químicamente son proteínas.
Como catalizadores, los enzimas actúan en pequeña
cantidad y se recuperan indefinidamente.
No llevan a cabo reacciones que sean energéticamente
desfavorables,
no modifican el sentido de los equilibrios químicos,
sino que aceleran su consecución.
• Catalizan reacciones químicas necesarias
para la sobrevivencia celular
• Sin enzimas los procesos biológicos serían
tan lentos que las células no podrían existir.
• Las enzimas pueden actuar dentro de la
célula , fuera de ésta, y en el tubo de ensayo.
La enzima disminuye la energía de activación
Tiempo de la reacción
E + S
E + P
Sin enzima
Con enzima
• La Ea de la hidrólisis de la
urea baja de 30 a 11 kcal/mol
con la acción de las enzimas,
acelerando la reacción 1014
x
• El aumento de temperatura
necesario para producir la
reacción no catalizada seria
de 529ºC
CARACTERÍSTICAS DE LA ACCIÓN ENZIMÁTICA
La característica más sobresaliente de las enzimas
es su elevada especificidad. Esta es doble y explica
que no se formen subproductos:
Especificidad de sustrato. El sustrato (S) es la
molécula sobre la que la enzima ejerce su acción
catalítica.
Especificidad de acción. Cada reacción está
catalizada por una enzima específica.
E + SE + S ESESEPEP  E + PE + P
E E E E
La acción enzimática se caracteriza por
la formación de un complejo que representa
el estado de transición.
El sustrato se une a la enzima por interacciones
débiles como son: puentes de hidrógeno,
electrostáticas, hidrófobas, etc, en un lugar, el
centro activo.
Este centro es una pequeña porción de la enzima,
constituído por una serie de aminoácidos
que interaccionan con el sustrato.
E + S ES E + P
• Las enzimas se unen a los
reactivos (sustratos) reduciendo
la energía de activación
• Cada enzima tiene una forma
única con un sitio o centro
activo en el que se une al
sustrato
• Después de la reacción, enzimas
y productos se separan.
• Las moléculas enzimáticas no
han cambiado después de
participar en la reacción
Una enzima puede unir dos sustratos en su sitio
activo
Cinética Enzimática
 La cinética enzimática es el análisis cuantitativo del
efecto de cada uno de los factores que intervienen en la
actividad enzimática, que se evalúa a través de la
velocidad de la reacción catalizada.
 Las variables más importantes son:
• Concentración de enzima, sustratos y
productos (incluyendo inhibidores y/o
activadores)
• pH
• Temperatura
Las reacciones catalizadas por enzimas son en
general de primer orden respecto a la enzima.
La velocidad varía linealmente con la
concentración de sustrato a concentraciones
bajas (primer orden respecto a S)
y se hace independiente de la c de S (orden cero)
a concentraciones elevadas.
Este comportamiento fue explicado por Michaelis y
Menten en función del mecanismo siguiente:
1. Interacción de la enzima con el substrato
(reactivo), para formar un complejo intermediario
k1
E1+1S1 1ES
k-1
2. Descomposición del complejo intermediario para
dar los productos y regenerar la enzima
k2111
E1S E + P
v = k2 [Eo]
[S] suficientemente pequeña:
[S] grande:
Baja
concentración
de sustrato
ALTA
concentración
de sustrato
SATURACION
Hay un número limitado de sitios en la enzima
para fijar substrato;
`una vez que están ocupados
todos, por mucho que aumente la concentración
de substrato,
la velocidad permanecerá constante
tendiendo a un valor asintótico.
Enzima
Sitio activoSitio activo
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Cinética química: factores que influyen en la velocidad de reacción

  • 2. Los reactores químicos Imaginemos que tenemos que llevar a cabo la reación química A+ B ® C La operación se desarrollará en un reactor químico. ¿Qué es lo que hay que tener en cuenta a la hora de desarrollar el experimento? .
  • 3. Los factores a tener en cuenta serán los siguientes: - Condiciones en las que la reacción es posible (P, T). - En qué grado se produce la reacción (Termodinámica). - A qué velocidad (Cinética ). - Qué fases se encuentran presentes en la reacción. Todos estos factores se tendrán que controlar por medio del reactor químico, que es donde se realizará la reacción
  • 4. A través de la Termodinámica y de la Cinética Química se pretende describir si una reacción química es factible de llevarse a cabo y con qué rapidez. Para favorecer la reacción, la catálisis juega un papel muy importante, permitiendo que muchas reacciones que aunque la termodinámica indique que se pueden llevar a cabo, si no fuese por la catálisis no tendrían algún sentido práctico. Para lograr aproximarnos a un mayor entendimiento será necesario el tener conocimientos profundos de Termodinámica, Cinética Química y Catálisis.
  • 5. Cinética química 1.- Velocidad de reacción 2.- Teoría de las colisiones. 3.- Factores que influyen en la velocidad de reacción
  • 6. 1.Velocidad de reacción La velocidad de una reacción química indica cómo varía la concentración de reactivos o productos con el tiempo. Ejemplo: Para la reacción aA + bB cC + dD La velocidad de la reacción se puede expresar: [ ] [ ] [ ] [ ] dt Dd ddt Cd cdt Bd bdt Ad a v 1111 ==−=−=
  • 7. 7 • Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada reactivo y producto van variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes. • Es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo. • Es decir el cociente de la variación de la concentra- ción de algún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0. VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
  • 8. 8 Gráfica de cinética química t (s) [HI] La velocidad de formación de un producto d[HI]/dt (tangente) va disminuyendo con el tiempo
  • 9.
  • 10. La velocidad de una reacción es una magnitud positiva que expresa el cambio de la concentración de un reactivo o un producto con el tiempo Algunas reacciones son casi instantáneas, como la explosión del TNT; otras son muy lentas, como la transformación de diamante en grafito
  • 11.
  • 12. 12 Ejemplo I2 (g) + H2 (g) → 2 HI (g) • La velocidad de la reacción puede expresarse en término del aumento de la concentración de producto ocurrida en un intervalo de tiempo ∆t : • También puede expresarse como la disminución de la concentración de los reactivos ocurrida en un intervalo de tiempo ∆t : [ ] [ ] [ ] t HI tt HIHI v 12 tt 12 ∆ ∆ = − − = [ ] [ ] [ ] t I tt II v 2 12 t2t2 12 ∆ ∆ −= − − −=
  • 13. 13 De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se formarán 0,6 moles de CO mientras que desaparecerán 0,6 moles de CO2 Vel. de desaparición de CO2 en el intervalo de 10 s: Veloc. de aparición de CO en el intervalo de 10 s: Veloc. de aparición de O2 en el intervalo de 10 s: [ ] ( ) 112 smolL06,0 10 6,0 t CO v −− = − −= ∆ ∆− = [ ] 11 smolL06,0 10 6,0 t CO v −− == ∆ ∆ = [ ] 112 smolL03,0 10 3,0 t O v −− == ∆ ∆ = Problema: En la reacción 2 CO2 → 2 CO + O2 se han formado 0,3 moles de O2 en10 segundos. Calcula la velocidad de reacción, referida a reactivo y a productos
  • 14. 14 De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se formarán 0,6 moles de CO mientras que desaparecerán 0,6 moles de CO2 Vel. de desaparición de CO2 en el intervalo de 10 s: Veloc. de aparición de CO en el intervalo de 10 s: Veloc. de aparición de O2 en el intervalo de 10 s: [ ] ( ) 112 smolL06,0 10 6,0 t CO v −− = − −= ∆ ∆− = [ ] 11 smolL06,0 10 6,0 t CO v −− == ∆ ∆ = [ ] 112 smolL03,0 10 3,0 t O v −− == ∆ ∆ = Problema: En la reacción 2 CO2 → 2 CO + O2 se han formado 0,3 moles de O2 en10 segundos. Calcula la velocidad de reacción, referida a reactivo y a productos
  • 15. 15 Ejemplo de velocidad de reacción • Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g) • Tiempo (s) [Br2] (mol/l) vel. media 0 0’0120 3’8 · 10–5 50 0’0101 3’4 · 10–5 100 0’0084 2’6 · 10–5 150 0’0071 2’4 · 10–5 200 0’0059
  • 16. 16 Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g) • La velocidad puede expresarse como: • d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr] v = – ——— = – ————— = ——— = ——— dt dt dt 2 · dt • La velocidad de aparición de HBr será el doble que la de aparición de CO2 por lo que en este caso la velocidad habrá que definirla como la mitad de la derivada de [HBr] con respecto al tiempo.
  • 17. 17 Ejemplo:Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (g) • d[NH3] d[O2] d[N2] d[H2O] v = – ——— = – ——— = ——— = ——— 4 · dt 3 · dt 2 · dt 6 · dt
  • 18. Teoría de las colisiones Las reacciones químicas se producen por choques eficaces entre las moléculas de reactivos I I H H Choque eficaz No eficaz I I I I H H H H I I H H I I H H I2 + H2 HI + HI I2 H2 Reacción de formación de HI a partir de I2 e H2
  • 19. Energía de activación Energíapotencial Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H>0 Energíapotencial Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación.
  • 20.
  • 21. Energía de activación Energíapotencial Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H>0 Energíapotencial Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos El complejo activado es una asociación transitoria muy inestable, porque su energía es mayor a la de reactivo y producto
  • 22. 3. Factores que influyen en la velocidad 1.- Estado físico de los reactivos 2.- Concentración de los reactivos 3.- Temperatura 4.- Catalizadores Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En reacciones heterogéneas la v dependerá de la superficie de contacto entre fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división. Un incremento de T aumenta la energía cinética de las moléculas, y es mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.
  • 23. La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos. Concentración de los reactivos
  • 24. Energía de activación Energíapotencial Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H>0 Energíapotencial Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos E.A Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción Reacción no catalizada Reacción catalizada
  • 25. Energía de activación Energía Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H>0 Energía Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos E.A E.A Los catalizadores negativos aumentan la energía de activación Los catalizadores positivos disminuyen la energía de activación E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo
  • 26. Las reacciones se clasifican de diversas maneras, según el mecanismo pueden ser 1.- Irreversibles 2.- Reversibles 3.- Simultáneas 4.- Consecutivas Otra clasificación basada también en el mecanismo, en la que se tiene en cuenta el número de moléculas que participan en la reacción o molecularidad es : 5.- Unimoleculares 6.- Bimoleculares .- Orden entero tal como primero, segundo, etc. - Orden fraccionario o cero.
  • 27.
  • 28. Podemos determinar la ley de velocidad en un experimento donde se mida el cambio en concentración de una especie en función de tiempo. Si la especie es un reactivo (R), la concentración disminuye con el tiempo y si es un producto (P), la concentración aumenta con el tiempo. Podemos también determinar la velocidad en un tiempo dado de la pendiente de la tangente de la curva de c = f (t) Determinación de la ley de velocidad
  • 29. Ejemplo: Para la reacción C2H5I  C2H4 + HI El cambio en concentración del reactivo es negativo porque desaparece y por esto la velocidad de desaparición se expresa: •
  • 30. Las velocidades son equivalentes y las dos ecuaciones anteriores se pueden igualar. Si se expresa en términos de los productos el cambio en concentración es positivo y la velocidad se expresaría como:
  • 31. ya que por cada mol de N2O5 que desaparece, se forman dos de NO2 y ½ de O2. Si la reacción tiene especies con estequiometrías no equivalentes como por ejemplo: 2N2 O5  4NO2 + O2
  • 32. 32 ORDEN DE UNA REACCIÓN. Cuando todos los reactivos se hallan formando una misma fase física (reacciones homogéneas), la velocidad es proporcional a las concentraciones de los reactivos elevada cada una de ellas a una determinada potencia. Sea la reacción: a A + b B → productos La velocidad de reacción se expresa como: v = K [A]m [B]n K = constante de velocidad o velocidad específica
  • 33. Esta ecuación se denomina ecuación de la velocidad o ley de la velocidad de la reacción y debe determinarse experimentalmente El valor del exponente al que está elevada la concentración de un reactivo en la ecuación de velocidad se denomina orden de la reacción con respecto a dicho reactivo. La suma de todos los exponentes se llama orden total o simplemente orden de la reacción
  • 34. 34 • En la expresión: v = k · [A]n · [B]m se denomina orden de reacción ... • ...al valor suma de los exponentes “n + m”. • Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden “n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B.
  • 35. 35 Problema: La velocidad de la reacción del proceso no espontáneo aA + bB → productos está dada por la expresión v = K [A] [B] ¿Cuál es el orden total de la reacción? Solución: La reacción es de primer orden respecto al reactivo A La reacción es de primer orden respecto al reactivo B El orden total de la reacción es 1 + 1 = 2
  • 36. 36 Ejemplo: Determina los órdenes de reacción total y parciales de las reacciones anteriores: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2] H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2]1/2 H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2] – Reacción de segundo orden (1 + 1) – De primer orden respecto al H2 y de primer orden respecto al I2. H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2] ½ – Reacción de orden 3 /2 (1 + ½) – De primer orden respecto al H2 y de orden ½ respecto al Br2.
  • 37. 37 Determinación de la ecuación de velocidad • Consiste en medir la velocidad inicial manteniendo las concentraciones de todos los reactivos constantes excepto la de uno y ver cómo afecta la variación de éste al valor de la velocidad. • Si por ejemplo, al doblar la concentración de un reactivo la velocidad se multiplica por cuatro, podemos deducir que el orden parcial respecto a ese reactivo es “2”.
  • 38. 38 11,350,50,253 5,670,250,502 1 2,830,250,25 Determinación experimental de la ecuación de velocidad Ejemplo: Determinar el orden de reacción : CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g) usando los datos de la tabla. Experiencia v (mol·l–1 ·s–1 )[H2 O] (mol/l)[CH3 -Cl] (mol/l) v = k · [CH3-Cl ]n · [H2O]m
  • 39. Experiencias 1 y 2: [H2O]= Cte Al duplicar [CH3-Cl] se duplica la velocidad El orden de reacción respecto del CH3-Cl es “1”. Experiencias 1 y 3: [CH3-Cl] = Cte Al duplicar [H2O] se cuzdruplica la velocidad El orden de reacción respecto del H2O es “2”. v = k · [CH3-Cl ] · [H2O]2 Y el orden total de la reacción es “3”. El valor de “k” se calcula a partir de cualquier experiencia y resulta 181,4 mol–2 l2 s–1 .
  • 40. 40 Ejercicio A: En la obtención del ácido nítrico, una etapa es: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g). La ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] K de velocidad, a 250 ºC, es k = 6,5 . 10 -3 mol-2 L2 s-1 . Calcular la velocidad de oxidación del NO, a a 250 ºC a, cuando las concentraciones iniciales (mol L-1 ) de los reactivos son: a)a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M b)b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M a)a) v = 6,5. 10-3 M-2 s-1 (0,1M)2 . 0,210 M = 1,37·10-5 mol L-1 s-1 b)b) v = 6,5. 10-3 M-2 s-1 (0,2M)2 . 0,420 M = 1,09·10-4 mol L-1 s-1 Como puede comprobarse, en el caso b), en el que ambas concentraciones se han duplicado, la velocidad es 8 veces mayor (22 . 2).
  • 41. 41 Ejercicio B: Para la reacción N2O: 2NO(g) + H2(g) → N2O (g) + H2O (g). se han obtenido los siguientes resultados: Determinar la ecuación de la velocidad y la constante de velocidad. Cuando se duplica [H2], con [NO] constante ( 1ª y 2ª), la velocidad también se duplica. v es proporcional a [H2]1 . Con [H2] constante y se duplica [NO] (1ª y 3ª), la velocidad se cuadruplica es decir, v” es proporcional a [NO]2 . Por tanto, la ecuación de velocidad será: v = k [NO]v = k [NO]22 [H[H22]] v = k [NO]v = k [NO]22 [H[H22]]
  • 42. 42 2NO(g) + H2(g) → N2O (g) + H2O (g). v = k [NO]v = k [NO]22 [H[H22]] Es una reacción de primer orden respecto al H2, de segundo orden respecto al NO y de orden total igual a tres. Para calcular k, sustituimos los datos. Por ejemplo, con la primera experiencia, resulta: v 2,6 . 10-2 mol L-1 s-1 k = ———— = —————— [NO]2 [H2] (0,064 mol L-1 )2 . (0,022 mol L-1 ) k =k = 2,92,9 .. 101022 molmol-2-2 LL22 ss-1-1
  • 43. • 43 • Molecularidad • La reacción: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) es una reacción en una sola etapa y para que suceda es necesario el choque de dos moléculas (una de H2 y otra de I2). Es una reacción “bimolecular” • Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que colisionan simultáneamente para formar el complejo activado en una reacción elemental. • Se trata de un número entero y positivo. • Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares, etc…
  • 44. • Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de reacción. • Sin embargo, existen casos en los que no coinciden, como las reacciones de hidrólisis en los que interviene una molécula de agua ya que al ser [H2O] prácticamente constante la velocidad es independiente de ésta. • Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas pues es muy poco probable que chocan entre sí simultáneamente con la energía y orientación adecuadas.
  • 45.
  • 46. 46 MECANISMOS DE REACCIÓN • En la reacción elemental: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) vista anteriormente, v = k · [H2] · [I2] • Sin embargo, la mayoría de las reacciones suceden en etapas. • El conjunto de estas etapas se conoce como “mecanismo de la reacción”. • Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos finales se conocen como “intermedios de reacción”. • La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa más lenta. • La reacción NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g) sucede en dos etapas: • 1ª etapa (lenta): 2 NO2 → NO + NO3 • 2ª etapa (rápida): NO3 + CO → NO2 + CO2 • La reacción global es la suma de las dos. • NO3 es un intermedio de reacción. • En la etapa lenta intervienen dos moléculas de NO2,, luego v = k · [NO2]2
  • 47. Tiempo de vida media (t1/2) es el tiempo que le toma a una especie alcanzar la mitad de su concentración: [A]t = [A]0/2. Es un método útil para determinar el orden de reacción para reacciones del tipo A  P donde : Para reacciones de orden 1, el t de vida media no depende de la concentración inicial, y es constante . Para reacciones de segundo orden o mas, siempre depende de la concentración inicial.
  • 48. 48 FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN . FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN . VELOCIDAD DE REACCIÓN Concentración de los reactivos Temperatura del sistema Presencia de catalizadores Naturaleza de los reactivos Facilidad de los reactivos para entrar en contacto
  • 49. Temperatura. (Ecuación de Arrhenius). La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de una reacción, aumenta si aumenta la temperatura, porque la fracción de moléculas que sobrepasan la energía de activación es mayor. Así, a T2 hay un mayor porcentaje de moléculas con energía suficiente para producir la reacción que a T1.
  • 50. La variación de la constante de la velocidad con la temperatura viene dada en la ecuación de Arrhenius: k = A . e –Ea/RT · k = const. de velocidad · A = constante · T = temp. absoluta Normalmente se expresa de forma logarítmica para calcular EA.
  • 51. La temperatura de los insectos sigue las oscilaciones del ambiente. Por ello, la actividad de una abeja es inferior en invierno, porque las reacciones bioquímicas de su organismo son más lentas.
  • 52. Ejemplo: ¿Cual es el valor de la energía de activación para una reacción si la constante de velocidad se duplica cuando la temperatura aumenta de 15 a 25 ºC? · Sabemos que k2 (298 K) = 2 x k1 (288 K) (1) ln k1 = ln A – Ea/RT1; (2) ln 2 k1 = ln A – Ea/RT2 Sustituyendo R = 8,31 Jmol–1 K, T1 = 288 K y T2 = 298 K y restando (2) – (1): Despejando EA se obtiene:
  • 54. CATALIZADOR Un catalizador es una sustancia que acelera una reacción química, hasta hacerla instantánea o casi instantánea. Un catalizador acelera la reacción al disminuir la energía de activación. El concepto de energía de activación esta asociado al concepto de complejo activado En reacciones catalizadas, la formación del complejo activado requiere menos energía Ea Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H>0 Energía Productos Ea Reacción no catalizada Reacción catalizada
  • 55. Tiene lugar cuando los reactivos y el catalizador están en la misma fase, sea líquida o gaseosa. En la catálisis homogénea hay un acceso más fácil al mecanismo de reacción y por ello se puede dominar mejor el proceso catalítico. Un inconveniente de la catálisis homogénea es la dificultad de separar el catalizador del medio reaccionante. LA CATÁLISIS HOMOGÉNEA AUTOCATÁLISIS: Uno de los productos de la reacción sirve como catalizador. 2MnO4- + 5C2O4 2- + 16H+ → 10CO2 + 8H+ + 2Mn2+ La formación de más Mn2+ aumenta la velocidad de la reacción.
  • 56. Un ejemplo de reacciones catalizadas Redox, es el proceso para oxidar etileno a acetaldehído. La especie catalítica es el ión Pd2 + C2H4 + PdCl2 + H2O → CH3CHO + Pd° + 2HCl H2O 2CuCl2 + Pd° → 2CuCl + PdCl2 PdCl2 C2H4 + 2CuCl2 + H2O → CH3CHO + 2CuCl + 2HCl 2CuCl + 2HCl + 1/2O2 → 2CuCl2 + H2O La reacción global se representa C2H4 + ½O2 → CH3CHO
  • 57. Para que el fenómeno catalítico ocurra, es necesaria una interacción química entre el catalizador y el sistema reactivos-productos. Esta interacción no debe modificar la naturaleza química del catalizador a excepción de su superficie. Esto significa que la interacción entre el catalizador y el sistema reaccionante se observa en la superficie del catalizador y no involucra el interior del sólido. Este requerimiento nos lleva al concepto de adsorción.
  • 58. Catálisis heterogénea: El catalizador se encuentra en una fase diferente de la de los reactivos. Su mecanismo se basa en la adsorción de las moléculas reaccionantes (gases) en la superficie del catalizador (sólido), sobre la que ocurre la reacción. Ejemplo: O2 + 2H2 → 2 H2O sobre platino
  • 59.
  • 61. CONCEPTO DE ENZIMA Los enzimas son catalizadores muy potentes y eficaces, químicamente son proteínas. Como catalizadores, los enzimas actúan en pequeña cantidad y se recuperan indefinidamente. No llevan a cabo reacciones que sean energéticamente desfavorables, no modifican el sentido de los equilibrios químicos, sino que aceleran su consecución. • Catalizan reacciones químicas necesarias para la sobrevivencia celular • Sin enzimas los procesos biológicos serían tan lentos que las células no podrían existir. • Las enzimas pueden actuar dentro de la célula , fuera de ésta, y en el tubo de ensayo.
  • 62. La enzima disminuye la energía de activación Tiempo de la reacción E + S E + P Sin enzima Con enzima • La Ea de la hidrólisis de la urea baja de 30 a 11 kcal/mol con la acción de las enzimas, acelerando la reacción 1014 x • El aumento de temperatura necesario para producir la reacción no catalizada seria de 529ºC
  • 63. CARACTERÍSTICAS DE LA ACCIÓN ENZIMÁTICA La característica más sobresaliente de las enzimas es su elevada especificidad. Esta es doble y explica que no se formen subproductos: Especificidad de sustrato. El sustrato (S) es la molécula sobre la que la enzima ejerce su acción catalítica. Especificidad de acción. Cada reacción está catalizada por una enzima específica. E + SE + S ESESEPEP  E + PE + P E E E E
  • 64. La acción enzimática se caracteriza por la formación de un complejo que representa el estado de transición. El sustrato se une a la enzima por interacciones débiles como son: puentes de hidrógeno, electrostáticas, hidrófobas, etc, en un lugar, el centro activo. Este centro es una pequeña porción de la enzima, constituído por una serie de aminoácidos que interaccionan con el sustrato. E + S ES E + P
  • 65. • Las enzimas se unen a los reactivos (sustratos) reduciendo la energía de activación • Cada enzima tiene una forma única con un sitio o centro activo en el que se une al sustrato • Después de la reacción, enzimas y productos se separan. • Las moléculas enzimáticas no han cambiado después de participar en la reacción
  • 66. Una enzima puede unir dos sustratos en su sitio activo
  • 67. Cinética Enzimática  La cinética enzimática es el análisis cuantitativo del efecto de cada uno de los factores que intervienen en la actividad enzimática, que se evalúa a través de la velocidad de la reacción catalizada.  Las variables más importantes son: • Concentración de enzima, sustratos y productos (incluyendo inhibidores y/o activadores) • pH • Temperatura
  • 68. Las reacciones catalizadas por enzimas son en general de primer orden respecto a la enzima. La velocidad varía linealmente con la concentración de sustrato a concentraciones bajas (primer orden respecto a S) y se hace independiente de la c de S (orden cero) a concentraciones elevadas.
  • 69. Este comportamiento fue explicado por Michaelis y Menten en función del mecanismo siguiente: 1. Interacción de la enzima con el substrato (reactivo), para formar un complejo intermediario k1 E1+1S1 1ES k-1 2. Descomposición del complejo intermediario para dar los productos y regenerar la enzima k2111 E1S E + P
  • 70. v = k2 [Eo] [S] suficientemente pequeña: [S] grande:
  • 72. Hay un número limitado de sitios en la enzima para fijar substrato; `una vez que están ocupados todos, por mucho que aumente la concentración de substrato, la velocidad permanecerá constante tendiendo a un valor asintótico.