Gleichgewicht - Organische Chemie

Thermodynamik und Kinetik
17.01.2012 1

Energetische und kinetische
Untersuchung chemischer Reaktionen
Wann läuft eine chemische Reaktion freiwillig ab
Wie viel Energie wird dabei abgegeben oder aufgenommen
Thermodynamik
Wie schnell laufen Reaktionen ab
Welche Faktoren beeinflussen die Reaktionsgeschwindigkeit
Reaktionskinetik
17.01.2012 2

System
System
Art der Wände
Zahl der Phasen
abgeschlossen
undurchlässig
für Stoffe, Arbeit, Wärme
Einstoffsysteme
Mehrstoffsysteme
homogen
heterogen
geschlossen
undurchlässig
für Stoffe
offen
Ein abgeschlossenes System
befindet sich im thermodynamischen
Gleichgewicht, wenn sich
thermodynamische Größen nicht
ändern.
17.01.2012 3

Innere Energie
Ein System hat eine bestimmte
Energie, die man als innere
Energie U bezeichnet.
U = Summe aller möglichen
Energieformen (Anziehungs- und
Abstoßungskräfte zwischen den Atomen,
Molekülen oder Ionen und deren
kinetische Energie etc.)
U ist eine Zustandsfunktion
17.01.2012 4

1. Hauptsatz
Die innere Energie ändert sich:
- wenn vom System Wärme Q aufgenommen oder
abgegeben wird
- wenn vom System oder am System Arbeit W
geleistet wird.
U U
U
R 2 1
Q
W
(1)
R U > 0 Energie wird aufgenommen
R U < 0 Energie wird abgegeben
17.01.2012 5

1. Hauptsatz
Die von einem geschlossenen System mit der
Umgebung ausgetauschte Summe von Arbeit und
Wärme ist gleich der Änderung der inneren Energie.
Für ein abgeschlossenes System gilt:
Δ R U = 0 und U = const.
Energie kann nicht vernichtet werden oder neu
entstehen.
17.01.2012 6

Volumenarbeit
Vorauss.:
Chemische Reaktion in einem
mit einem beweglichen
Kolben versehenen Gefäß
es entsteht ein Gas, der
Kolben wird nach oben
gedrückt.
Das System leistet also
mechanische Arbeit.
Diese Arbeit ist die
Volumenarbeit.
W
pV
17.01.2012 7

Reaktionsenthalpie
V = const.
Prozess leistet keine mechanische Arbeit. Die Änderung der
inneren Energie (Reaktionsenergie) fällt als Wärmeenergie an.
Für die meisten chemischen Reaktionen gilt aber:
p = const.
Nur noch ein Teil kann als Wärme abgegeben werden!
(Volumenarbeit notwendig, um Druck konstant zu halten)
Reaktionsenergie Δ R U = Volumenarbeit + „verbleibende
Wärmeenergie“
17.01.2012 8

Reaktionsenthalpie
„verbleibende Wärmeenergie“
= Reaktionsenthalpie
R
H
R
U
pV
Q
p
exotherm: Wärmeenergie wird frei, H hat negatives
Vorzeichen
endotherm: Zufuhr von Wärme, H hat positives
Vorzeichen
17.01.2012 9

Reaktionsenthalpie
Reaktionsenthalpien können experimentell bestimmt werden.
Liegen für die Ausgangs- und Endstoffe Werte für die
Bildungsenthalpie (=Reaktionsenthalpien für die Bildung der
Verbindung aus den Elementverbindungen) vor, ist eine
Berechnung möglich.
Reaktionsenthalpie = Bildungsenthalpie der Produkte –
Bildungsenthalpie der Reaktanden
17.01.2012 10

Satz von HESS
German H. Hess (1802-1850):
Die Reaktionsenthalpie einer Reaktion ist unabhängig
davon, ob sie in einem Schritt abläuft oder nicht.
17.01.2012 11

Satz von HESS
Weg 1:
Weg 2:
C
O 2
CO 2
R H= - 393,8 kJ/mol
1. Schritt: 1
C O CO R H = -110,6 kJ/mol
2
2
2. Schritt:
CO
1
2
O
2
CO
2
R H = -283,2 kJ/mol
17.01.2012 12

Entropie
17.01.2012 13

Entropie
Entropie = Maß für die Unordnung eines Systems.
Je mehr Zufall in einem System steckt, desto höher ist die Entropie.
Die Entropie ist ein Maß für die Verteilung von Energie und Materie.
Je höher die Entropie, desto gleichmäßiger und zufälliger ist etwas verteilt.
In der Mathematik, Statistik und Informationstheorie ist die Entropie eine
Maß für die Menge an Zufällen oder wahrscheinlichen Zuständen.
(Beim Mischen eines geordneten Kartenspiels gibt es viele
unterschiedliche neue Folgen, das man wieder das geordnete Spiel erhält,
ist unwahrscheinlich).
17.01.2012 14

Entropie in der Thermodynamik
Führt man einem System etwas Wärme (dQ) zu, wird man seine Entropie,
d.h. seinen Unordnungsgrad, um einen Betrag dS vergößern.
Dabei ist aber die Temperatur zu berücksichtigen: Bei kleinen
Temperaturen steigt der Unordnungsgrad bei Zufuhr von dQ viel mehr als
bei hohen Temperaturen.
Dies wird berücksichtigt in der klassische Definition der Entropie:
dS = dQrev/T
In der Natur sind entropiereiche, ungeordnete Zustände wahrscheinlicher
als entropiearme, geordnete. Ein geordnetes System geht irgendwann
wieder in einen ungeordneten Zustand über, während ein ungeordnetes
System nie spontan in ein geordnetes übergeht.
Geordnete Zustände gehen sehr leicht in ungeordnete über, der
umgekehrte Weg erfordert die Zufuhr von Energie.
In abgeschlossenen Systemen nimmt die Entropie immer zu.
17.01.2012 15

Entropie und Biologie
Lebewesen stellen hochgeordnete Gebilde dar, die eigentlich im Laufe der Zeit
zerfallen müssten.
Sie existieren, weil sie ständig Energie (Nahrung, Sonnenlicht) aufnehmen , um den
Zustand der geringen Entropie aufrecht zu erhalten.
Außerdem geben Lebewesen überschüssige Entropie an die Umwelt ab: Tiere
nehmen entropiearme Nährstoffe wie Glucose auf und stellen daraus entropiereiche
Produkte wie Kohlendioxid und Wasserdampf her.
Energiereiche Nährstoffe wie z.B. Fett oder Glucose werden vom Lebewesen
aufgenommen und dann in energiearme Verbindungen wie Wasser und
Kohlendioxid abgebaut. Bei diesen exothermen Reaktionen wird sehr viel Energie
freigesetzt. Die so gewonnene Energie kann zur Aufrechterhaltung des
entropiearmen Zustandes eingesetzt werden.
Lebewesen sind entropiearme Systeme hoher Ordnung. Dieser unwahrscheinliche
Zustand kann nur durch permanente Zufuhr von Energie sowie durch Abgabe von
Entropie aufrecht erhalten werden.
17.01.2012 16

Entropie
17.01.2012 17

Entropie und 2. Hauptsatz
In einem abgeschlossenen System können nur Vorgänge ablaufen,
bei denen die Entropie wächst. Ein solches System strebt einem
Zustand maximaler Entropie bzw. Unordnung an.
Es gibt keine periodisch arbeitende Maschine, die keine andere
Veränderung in der Welt hervorruft, als Wärme von einem kalten zu
einem warmen Körper zu überführen (Clausius).
Für die Entropie können Absolutwerte angegeben werden.
17.01.2012 18

Freie Reaktionsenthalpie
Gibbs-Helmholtz-Gleichung
(Oliver W. Gibbs 1822 –1908, Hermann L. von Helmholtz 1821 - 1894):
Verknüpfung von Enthalpie und Entropie
R G = R H - T R S
G = freie Reaktionsenthalpie, beschreibt die Fähigkeit
eines Systems, bei Reaktionen Arbeit zu vollbringen, ist
ein Maß für die Triebkraft einer Reaktion.
17.01.2012 19

Freie Reaktionsenthalpie
Für geschlossene Systeme gilt:
1. R G0, Reaktion läuft nicht freiwillig ab = endergon
3. R G=0, es liegt ein chemisches Gleichgewicht vor
R G bezieht sich auf beliebige Konzentration bei
beliebiger T und beliebigen Druck!
R G 0 bezieht sich auf Reaktionen unter
Standardbedingungen (298 K, 1013 hPa, molarer
Umsatz)
17.01.2012 20

Reaktionsfolgen:
Gekoppelte Reaktionen
Aus A entsteht B, das reagiert gleich weiter zu C.
Solche Reaktionen sind miteinander gekoppelt.
Teilreaktion 1: A B R G 0 1
Teilreaktion 2: B C R G 0 2
Gesamtreaktion: A C R G 0 = R G 0 1 + RG 0 2
17.01.2012 21

Universelle Energiewährung
NH 2
N
N
O
O
O
N
N
H 2 O +
HO
P O P O P
OH OH OH
O
O
ATP
OH
OH
NH 2
N
N
O
O O
N
N
HO P OH + HO P O P O
O
ADP
OH OH OH
17.01.2012 22
OH OH

Energiediagramm
17.01.2012 23

Das chemische Gleichgewicht
Reaktanden werden nicht vollständig umgesetzt, obwohl das
Stoffmengenverhältnis genau der Reaktionsgleichung entspricht.
Klassisches Beispiel:
Reaktion von Wasserstoff und Iod zu Iodwasserstoff bei 490°C
H 2
+ I 2
2 HI
1897 von Max Bodenstein (1871 – 1942) untersucht
Konzentrationsänderung sind anhand der Farbe der Stoffe gut
erkennbar
17.01.2012 24

Das chemische Gleichgewicht
1 mol Wasserstoff und 1 mol Iod bilden ein System,
das neben den Produkten auch noch einen Teil der
Reaktanden enthält:
1 mol H 2
und 1 mol I 2
bilden bei 490°C 1,544 mol HI.
0,228 mol H 2
und 0,228 mol I 2
haben nicht miteinander
reagiert.
17.01.2012 25

Das chemische Gleichgewicht
Rückreaktion ist möglich:
2HI H 2
+ I 2
2 mol HI zerfallen nicht vollständig, bei 490°C erhält
man: 1,544 mol HI, 0,228 mol H 2
und 0,228 mol I 2
.
Keine weitere Änderung der Zusammensetzung des
Reaktionsgemisches!
Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell ab.
Chemisches Gleichgewicht
17.01.2012 26

Das Massenwirkungsgesetz
H I 2HI
2
2
K
c
c
H
c
2
2
HI
c
I
2
Alle Konzentrationsangaben beziehen sich auf das
Gleichgewicht!
17.01.2012 27

Das Massenwirkungsgesetz
aA
bB
cC
dD
K
c
c
c
c
C
a
A
c
c
d
D
b
B
theoretisch abgeleitet von C. M.
Guldberg (1836 – 1902) und P. Waage
(1833 – 1900)
17.01.2012 28

Das Massenwirkungsgesetz
K wesentlich größer als 1:
Reaktion läuft nahezu vollständig in Richtung der Endprodukte ab
K annähernd 1:
im Gleichgewichtszustand liegen alle Reaktionsteilnehmer in ähnlichen
Konzentrationen vor
K sehr viel kleiner als 1:
Reaktion läuft praktisch nicht ab
17.01.2012 29

Homogene und heterogene
Gleichgewichte
Homogene Gleichgewichte:
Alle an der Reaktion beteiligten Stoffe liegen in derselben Phase
vor.
Heterogene Gleichgewichte:
Am Gleichgewicht sind mehrere Phasen beteiligt.
Die Gegenwart fester Stoff ist zwar für den Ablauf der Reaktion
notwendig, ihre Menge hat keinen Einfluss. Deshalb treten für feste
Phasen im MWG keine Konzentrationsglieder auf!
17.01.2012 30

Schwerlösliche Salze
Eine gesättigte Lösung steht mit einem festen Bodenkörper in
Kontakt. Es stellt sich ein dynamisches heterogenes
Gleichgewicht ein:
Bodenkörpe r
Ionen in Lösung
Beim Lösevorgang treten die Ionen aus dem Kristall und werden
hydratisiert. Wegen der elektrischen Neutralität müssen gleich
viel Kationen und Anionen in Lösung gehen.
Im Gleichgewichtszustand werden pro Zeiteinheit ebenso viel
Ionenpaare aus der Lösung im Kristall eingebaut, wie aus dem
Gitter in Lösung gehen.
17.01.2012 31

Löslichkeitsprodukt
K
K
c
L
A
c
AB
c
AB
B
c
A
c
B
Feste Phasen werden im
MWG nicht
berücksichtigt!
AB
A
B
AB A
2
2
2
B
c
c
A
c
c
B
L
L
AB
2
2
A
B AB 2
3
2 3
A 3
A B
2 B
2
c
2
A
3
c
3
B
2
L
A
2
B
3
17.01.2012 32

Lösungen eines schwerlöslichen
Salzes
Beispiel: Silberchlorid AgCl
L AgCl
10
2 2
10 mol / l
Gesättigte Lösung Übersättigte Lösung Ungesättigte Lösung
c c 10 5
mol / l
Ag Cl
c
Ag
c
Cl
10
2 2
10 mol / l
c
Ag
c
Cl
10
2 2
10 mol / l
17.01.2012 33

Prinzip des kleinsten Zwangs
Henry Le Châtelier (1850-1936) + Karl F. Braun (1850-1918)
Beeinflussung der Gleichgewichtslage (besser der Ausbeute):
1. Änderungen der Konzentrationen bzw. der Partialdrücke der
Reaktionsteilnehmer
2. Temperaturänderungen
3. Druckänderungen bei Reaktionen, in denen sich die Stoffmenge der
gasförmigen Reaktionspartner ändert
17.01.2012 34

Prinzip des kleinsten Zwangs
Konzentrationserhöhung eines Ausgangsstoffes:
Erhöhung der Konzentration des Endproduktes
Entfernung eines Reaktionsproduktes:
Erhöhung der Konzentration des anderen Reaktionsproduktes
17.01.2012 35

Prinzip des kleinsten Zwangs
Die Gleichgewichtskonstante hängt von der Temperatur ab.
ln
K
K
Temperaturerhöhung führt bei exothermen chemischen
Reaktionen zu einer Verschiebung des Gleichgewichts in
Richtung der Ausgangsstoffe, bei endothermen Reaktionen
in Richtung der Endprodukte.
Beispiel: Knallgasreaktion
2
1
H
R
1
(
T
bei 300 K beträgt die Gleichgewichtskonstante K 1 =10 40 bar
bei 1000 K beträgt die Gleichgewichtskonstante K 2 = 10 10 bar
0
2
1
T
1
)
17.01.2012 36

Prinzip des kleinsten Zwangs
Bei Reaktionen mit Stoffmengenänderungen gasförmiger
Komponenten verschiebt sich durch Druckerhöhung das
Gleichgewicht (die Ausbeute) in Richtung der Seite mit der
kleineren Stoffmenge.
Untersuchung des Boudoir-Gleichgewichts:
2
C CO 2CO
t in °C p in bar p CO in bar p CO2 in bar p CO2 /p CO Kp in bar
700 1 0,58 0,42 0,72 0,81
700 10 2,47 7,53 3,05 0,81
17.01.2012 37

Kesselstein und Tropfsteinhöhlen
H O CO
Ca
2
2 2
3
CaCO
2HCO
3
In Wasser schwerlösliches CaCO 3 kann in CO 2 -
haltigem Wasser in lösliches Calciumhydrogencarbonat
reagieren.
Beim Erhitzen verschiebt sich das Gleichgewicht nach
links, es fällt Kesselstein aus.
Kommt das Wasser in Höhlen, verändern sich die
Druckbedingungen, CO 2 entweicht, Tropfsteine bilden
sich.
17.01.2012 38

Attahöhle Attendorn (NRW)
17.01.2012 39
Stalagmiten, Stalaktiten, Stalagnaten

Steinerne Rinnen
17.01.2012 40

Thermodynamik und Gleichgewicht
Für das Gleichgewicht gilt:
Δ R G = 0, keine Triebkraft
Δ R G darf nicht mit Δ R G 0 verwechselt werden!
R
Δ R G 0 beschreibt die Energiedifferenz, die frei wird oder
die aufzubringen ist, wenn die Ausgangsstoffe
vollständig in die Produkte übergehen (Umsatz 100%).
Δ R G beschreibt die tatsächlichen Verhältnisse.
G
R
G
0
RT
ln
c
c
c
C
a
A
c
c
17.01.2012 41
d
D
b
B
R
R
G
G
0
0
R
T
ln
K

Δ R G 0 und K (bei 25°C)
K
Δ R G 0 (kJ/mol)
10 2 -11,4
10 1 -5,7
1 0
10 -1 5,7
10 -2 11,4
17.01.2012 42

Energiediagramm und Gleichgewicht
17.01.2012 43

Gekoppelte Reaktionen
Teilreaktion 1:
A
B
K
1
c
c
B
A
Teilreaktion 2:
B C
K
2
c
c
C
B
Gesamtreaktion:
A C
K
ges
c
c
C
A
K
2 B
K1
K2
cB
K
c
1
17.01.2012 44

Fließgleichgewicht
Zufluss- und Abflussgeschwindigkeit beim mittleren Becken
sind gleich.
Fließgleichgewichte können nur durch Energiezufuhr aufrecht
erhalten bleiben.
Die Konzentration von B ist konstant, die Reaktionen von A
nach B und von B nach C laufen gleich schnell ab, ΔG

Glucosegleichgewicht
Nahrung
Glucose
CO 2
Speicher
fette
andere
Abbauprodukte
Glucosekonzentration ist konstant, wenn Zufuhr oder
Abbau gleich schnell erfolgen
17.01.2012 46

Kinetische Betrachtungen
17.01.2012 47

Quantenmechanische Methoden in der
Molekülchemie
17.01.2012 48

Reaktionsgeschwindigkeit
Konzentrationsänderungen
während der
Reaktion:
Konzentration des
Ausgangsstoffes nimmt
ab
Konzentration des
Produktes nimmt zu
17.01.2012 49

Reaktionsgeschwindigkeit
Durchschnitts- und Momentangeschwindigkeit:
17.01.2012 50

Reaktionsgeschwindigkeit
Durchschnittsgeschwindigkeit:
v
c(
B)
t
c(
A)
t
Momentangeschwindigkeit:
v
dc(
B)
dt
dc(
A)
dt
17.01.2012 51

Geschwindigkeitsgleichung
Reaktionsgeschwindigkeit ist eine Funktion
verschiedener Variablen: Konzentration der
Reaktionsteilnehmer, Konzentration vom LM,
Temperatur u.a.
v
f
( c , c ,.... c , T
1 2 m
)
Diese Funktion ist das Zeitgesetz oder die
Geschwindigkeitsgleichung.
Häufig gibt es die einfache Form:
v
k a
( T ) c
c
A
b
B
....
17.01.2012 52

Geschwindigkeitsgleichung
v
k
c
m
n
( A)
c
( B)
k – Geschwindigkeitskonstante
(für Reaktion spezifisch, abhängig von Aktivierungsenergie,
Temperatur und räumlichen Faktoren)
Reaktionsordnung:
Summe der Exponenten der Konzentrationen
17.01.2012 53

Reaktionen n-ter Ordnung
Reaktion 0. Ordnung:
v k
Reaktionen an
Phasengrenzen
Reaktion 1. Ordnung:
v
k
c(A)
Umlagerungen, Hydrolysen,
radioaktiver Zerfall
Reaktion 2. Ordnung:
v
k
c 2 ( A)
v
k
c( A)
c(
B)
17.01.2012 54

Reaktionen pseudo-1. Ordnung
Hydrolyse von Saccharose ("Rohrzuckerinversion")
je ein Molekül Saccharose reagiert mit je einem Wassermolekül
Protonen sind Katalysator
Vermutung: Reaktion 2. Ordnung
Experimenteller Befund: Reaktion 1. Ordnung
Ursache: großer Überschuss des Lösungsmittel, Konzentration
ändert sich faktisch nicht
17.01.2012 55

Temperaturabhängigkeit der
Reaktionsgeschwindigkeit
Die Anzahl der Teilchen mit hoher Energie nimmt mit
steigender Temperatur zu.
17.01.2012 56

Aktivierungsenergie
Beim Zusammenstoß von Teilchen kommt es erst dann
zur Reaktion, wenn sie eine bestimmte Mindestenergie
haben.
Beziehung zwischen der Geschwindigkeitskonstanten
und der Aktivierungsenergie (Arrhenius):
k
A
e
E A
RT
17.01.2012 57

Gleichgewicht und Geschwindigkeit
Im Gleichgewicht verlaufen Hin- und Rückreaktion
gleich schnell!
A
v
v
v
k
k
k
hin
rück
hin
hin
hin
rück
B
c
k
v
A
k
C
hin
rück
c
c
c
c
A
c
rück
B
c
c
c
D
A
D
B
17.01.2012 58
c
c
k
B
c
D
rück
K
c
c
c
D

Hinweis auf formalen Fehler
Häufig wird diese Ableitung auch benutzt, wenn sowohl
Hin- und Rückreaktion komplex verlaufen.
Die Beträge der Stöchiometriezahlen werden dann als
Reaktionsordnungen behandelt.
Das ist eigentlich kinetisch falsch!
17.01.2012 59

Aktivierungsenergie
Reaktionsenthalpie
aktivierter Komplex
Reaktanden
17.01.2012 60

Katalyse
Viele Reaktionen, vor allem Reaktionen in Lebewesen,
würden bei Körpertemperatur unendlich langsam
ablaufen. Um sie zu beschleunigen, verwendet man
Katalysatoren.
Lebewesen produzieren ihre eigenen Katalysatoren: die
Enzyme.
17.01.2012 61

Katalyse
17.01.2012 62

Energieprofil
Reaktionsenthalpie
Reaktanden
17.01.2012 63

Enzyme
Die Reaktionen in lebenden Organismen laufen bei
verhältnismäßig kleinen Temperaturen, in der Regel unter 40°C ab.
hochaktive Katalysatoren = die Enzyme
Enzyme = Proteine + Metallionen als Komplexe oder organische
Cofaktoren eingelagert sind.
Enzyme sind sehr selektiv, d.h. sie besitzen (in der Regel) eine
hohe Substratspezifität.
17.01.2012 64

Amylase
Die Amylase kommt im
Mundspeichel vor. Sie
gehört zu den
Verdauungsenzymen und
spaltet die Glucose-Ketten
der Stärke in das
Disaccharid Maltose.
17.01.2012 65

Succinat-Dehydrogenase
Die Succinat-Dehydrogenase
befindet sich in der inneren
Mitochondrien-Membran. Sie ist
Teil des Citrat-Cyclus und
der Atmungskette. Im Citrat-
Cyclus spaltet das Enzym zwei
Wasserstoffatome unter Bildung
einer Doppelbindung aus
Succinat (Bernsteinsäure) ab,
wobei Fumarat (Fumarsäure)
entsteht. Die Wasserstoffatome
werden auf das Coenzym
FAD übertragen.
17.01.2012 66

Reaktionsmechanismus
enzymatischer Ein-Substrat-
Reaktionen
Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der
Substratkonzentration
17.01.2012 67

Michaelis-Menten-Kinetik
Mathematische Herleitung 1913 durch L. Michaelis und
M. Menten
Annahme: Bildung eines stabilen, aber reversiblen
Enzym-Substrat-Komplexes, Gleichgewicht stellt sich
schnell ein, Umsetzung zum Substrat ist
geschwindigkeitsbestimmend.
S
v
v
E
max .
K
M
ES
c
c
S
S
P
E
K M = Michaelis-Konstante
Dimension einer
Konzentration, entspricht der
Konz., bei der das
vorhandene Enzym zur
Hälfte mit Substrat gesättigt
ist
17.01.2012 68

Kompetitive Hemmung von Enzymen
Substrat und Inhibitor sind strukturell ähnlich
Konkurrenz eines Inhibitors mit dem Substrat um einen Platz im
aktiven Zentrum
große Inhibitor-Konzentration: aktive Zentren der meisten
Enzymmoleküle sind blockiert, die Reaktion kommt zum Erliegen
große Substratkonzentration: Substratmoleküle verdrängen den
Inhibitor aus dem aktiven Zentrum, die Reaktion kann stattfinden
Beispiel: Succinatdehydrogenase wird durch Malonat gehemmt,
Hemmung der Alkoholdehydrogenase durch Methanol
17.01.2012 69

Nicht-kompetitive Hemmung von
Enzymen
Inhibitor hat wenig oder gar keine Ähnlichkeit mit dem Substrat,
Substratüberschuss beseitigt die Hemmung nicht.
reversibel: Inhibitor greift an einer anderen Stelle des Enzyms an
(am aktiven Zentrum erfolgt keine Konformationsänderung), an den
EI-Komplex kann sich auch S anlagern, dieser EIS-Komplex zerfällt
langsamer als der ES-Komplex (sind eher selten)
irreversibel: Inhibitoren reagieren mit dem Enzym und hemmen
damit die Aktivität (z. B. an HS-Gruppen bei
Schwermetallvergiftungen)
wenn die Inhibitoren sich nicht vom Enzym lösen, spricht man auch
von Suizidinhibitoren (Azaserin als I der Glutamin-PRPP-
Amidotransferase oder Penicillin), die ersten Schritte der
enzymatischen Reaktion finden statt
17.01.2012 70

Allosterische Effekte
ἄλλος allos (anders)
στερεός stereós (Ort)
Allosterische Effektoren treten nicht mit dem aktiven Zentrum
eines Oligomers in WW.
Bindung erfolgt an anderer Stelle.
Konsequenz:
die Raumstruktur einer Untereinheit oder eines ganzen Enzyms
ändert sich, die Bindung des Substrats wird erschwert bzw.
unterdrückt
17.01.2012 71