De enzymatische analyse
Rol van enzymen
Enzymen dienen als biologische katalysators
o Ze versnellen biochemische reacties, zodat deze niet oneindig traag zouden verlopen
Elke metabole pathway kent zijn eigen biologische katalysator
→ hoge specificiteit voor het binden van substraat
Verschillend aan chemische katalysatoren
o Meestal opgebouwd uit eiwitten, soms in combinatie met cofactoren
o Gaan niet deelnemen aan de biochemische reactie
→ na de reactie is het enzyme onveranderd gebleven (niet verbruikt)
Enzymen kunnen onder mildere condities werken bij biochemisch dan bij chemische reacties
o Geen hoge druk of hoge temperaturen nodig
Begrippen van de thermodynamica
Cellen hebben een zeer efficiënt mechanisme ontworpen om energie uit nutriënten te halen
via katabole pathways en nadien te converteren naar een vorm van energie dat gebruikt kan
worden in de anabole pathways
Een chemische reactie kan spontaan en niet-spontaan verlopen
o Gibbs-vrije energie geeft hier een indicatie van de spontaniteit
∆ G=∆ H−T ∆ S
Met H = enthalpie en S = entropie
Indien ∆ G >0 → product heeft een hogere energie dan de reagentia
o Endergonische reactie (niet-spontaan)
Er is energie nodig om de reactie door te laten gaan
Indien ∆ G <0 → product heeft lagere energie dan de reagentia
o Exergonische reactie (spontaan)
Op een gegeven moment bereikt de reactie een evenwicht → ∆ G=0
o Constante kan gedefinieerd worden = Keq = evenwichtsconstante
[C]ceq∗[ D]deq
=¿ Keq
[ A ]aeq∗[B]beq
Hoe groter K, hoe meer het evenwicht naar de producten zal liggen
Meer reagentia omgezet naar producten tijdens chemisch evenwicht
Constante voor elke chemische reactie
De Gibbs-vrije energie is afhankelijk van de initiële concentraties van reagentia en producten
o Hoe meer reagentia aanwezig is, hoe meer product er kan gevormd worden
Hoe meer product er gevormd is, hoe lager ∆ G tot bereiken van evenwicht
0 [C]ic∗[ D]di
o ∆ G=∆ G + R∗T∗ln
[ A ]ai ∗[B ]bi
Met ∆ G0 = standaard vrije energie verandering (pH =7, atm en 25°C)
Constante voor elke chemische reactie
Hoe groter het evenwicht, hoe lager de ∆ G 0 → spontane reactie
o Zowel Keq als ∆ G 0 zijn voor alle reacties gekend
Rol van enzymen
Enzymen dienen als biologische katalysators
o Ze versnellen biochemische reacties, zodat deze niet oneindig traag zouden verlopen
Elke metabole pathway kent zijn eigen biologische katalysator
→ hoge specificiteit voor het binden van substraat
Verschillend aan chemische katalysatoren
o Meestal opgebouwd uit eiwitten, soms in combinatie met cofactoren
o Gaan niet deelnemen aan de biochemische reactie
→ na de reactie is het enzyme onveranderd gebleven (niet verbruikt)
Enzymen kunnen onder mildere condities werken bij biochemisch dan bij chemische reacties
o Geen hoge druk of hoge temperaturen nodig
Begrippen van de thermodynamica
Cellen hebben een zeer efficiënt mechanisme ontworpen om energie uit nutriënten te halen
via katabole pathways en nadien te converteren naar een vorm van energie dat gebruikt kan
worden in de anabole pathways
Een chemische reactie kan spontaan en niet-spontaan verlopen
o Gibbs-vrije energie geeft hier een indicatie van de spontaniteit
∆ G=∆ H−T ∆ S
Met H = enthalpie en S = entropie
Indien ∆ G >0 → product heeft een hogere energie dan de reagentia
o Endergonische reactie (niet-spontaan)
Er is energie nodig om de reactie door te laten gaan
Indien ∆ G <0 → product heeft lagere energie dan de reagentia
o Exergonische reactie (spontaan)
Op een gegeven moment bereikt de reactie een evenwicht → ∆ G=0
o Constante kan gedefinieerd worden = Keq = evenwichtsconstante
[C]ceq∗[ D]deq
=¿ Keq
[ A ]aeq∗[B]beq
Hoe groter K, hoe meer het evenwicht naar de producten zal liggen
Meer reagentia omgezet naar producten tijdens chemisch evenwicht
Constante voor elke chemische reactie
De Gibbs-vrije energie is afhankelijk van de initiële concentraties van reagentia en producten
o Hoe meer reagentia aanwezig is, hoe meer product er kan gevormd worden
Hoe meer product er gevormd is, hoe lager ∆ G tot bereiken van evenwicht
0 [C]ic∗[ D]di
o ∆ G=∆ G + R∗T∗ln
[ A ]ai ∗[B ]bi
Met ∆ G0 = standaard vrije energie verandering (pH =7, atm en 25°C)
Constante voor elke chemische reactie
Hoe groter het evenwicht, hoe lager de ∆ G 0 → spontane reactie
o Zowel Keq als ∆ G 0 zijn voor alle reacties gekend
