Wykład 8 - Kinetyka chemiczna

SAVE OFFLINE

2015-11-25

JAGIELLONIAN UNIVERSITY MEDICAL COLLEGE

Skala czasu – kinetyka reakcji i procesów fizycznych

KATEDRA BIOCHEMII LEKARSKIEJ

I ROK KIERUNEK LEKARSKI Wydział Lekarski UJCM

Reakcja chemiczna: kinetyka i równowaga. Katalizatory .

semestr zimowy 2015-2016 24.11. 2015

Reakcje chemiczne mogą przebiegać w rożnym czasie. Niektóre z nich, takie jak m.in. rdzewienia żelaza

Reakcje chemiczne mogą przebiegać w rożnym czasie. Inne, Spalanie benzyny Czy wybuch prochu

Czy rozkład tworzyw sztucznych w środowisku, odbywają się bardzo powoli.

Przebiegają bardzo szybko

1

2015-11-25

Organizmy żywe: układy otwarte wymieniają z otoczeniem energię i masę Charakteryzują się następującymi właściwościami wyraźną odrębnością od otoczenia, w tym także odrębnością składu chemicznego  wysokim stopniem złożoności zarówno na poziomie cząsteczkowym jak i w skali całego organizmu  zdolnością do wzrostu i rozmnażania się  przemianą materii, jak i towarzyszącą jej przemianą energii  zdolnością do precyzyjnej kontroli różnych procesów  zdolnością do reagowania na bodźce zewnętrzne  zdolnością do adaptacji w danym środowisku

TEORIA ZDARZEŃ; TEORIA ORIENTACJI

11/25/2015

8

2

2015-11-25

Dla reakcji elementarnych energia aktywacji to minimalna porcja energii, jak muszą pozyskać substraty, aby mogły przereagować, ponieważ przejście od substratów do produktów wymaga pokonania odpowiedniej bariery energetycznej.

Teoria zderzeń – energia aktywacji Zgodnie z teorią zderzeń reakcja zachodzi tylko wtedy, gdy dochodzi do zderzenia cząsteczek:  zderzenie musi być efektywne - zakończone połączeniem się cząsteczek,  końcowym efektem musi być zmiana chemicznej natury reagujących substancji.  utworzenie nowych wiązań chemicznych (utworzenie nowego związku) wymaga przemian energetycznych  substancje stabilne chemicznie - posiadają niską energię  substancje nietrwałe chemicznie - bogatoenergetyczne  oddanie części energii zapewnia powstanie nowego, trwalszego Produktu do zerwania starego lub utworzenia nowego wiązania - aby zderzenie było efektywne - musi być dostarczona energia większa od pewnej określonej granicy zwana energią aktywacji.

TEORIA ZDERZEŃ

energia aktywacji jest różna dla różnych reakcji

 zostaje zużyta między innymi na pokonanie sił odpychania między cząsteczkami, a wynikających z różnych oddziaływań elektrostatycznych jest niezbędna do:  rozluźnienia wiązań w reagujących substratach  odpowiedniego przegrupowania atomów i elektronów w cząsteczkach produktów pośrednich.

3

2015-11-25

Teoria kompleksu aktywnego zgodnie z teorią stanu przejściowego zderzające się efektywnie cząsteczki tworzą w chwili zetknięcia kompleks aktywny, który jest układem wzajemnie na siebie oddziaływujących atomów cechy charakterystyczny kompleksu aktywnego: - osiąga stan energetyczny niezbędny do zajścia reakcji; - czas życia kompleksu jest bardzo krótki - kompleks aktywny może ulegać rozpadowi do substratów reakcji lub przekształć się w produkty

substraty o danej entalpii swobodnej muszą pokonać barierę energetyczną. Powstanie kompleksu aktywnego wymaga dostarczenie energii zwanej energią aktywacji celem zapoczątkowania

3. teoria kompleksu aktywnego tłumaczy, dlaczego wartości te nie są aż tak bardzo duże zapotrzebowanie na energię, związaną z rozrywaniem się wiązań, jest częściowo kompensowane przez uwalnianie się energii podczas powstawania nowych wiązań w wyniku przekształcania się kompleksu aktywnego w produkty reakcji 4. szybkość reakcji zależy więc od czynników; stężenia kompleksu aktywnego prędkości z jaką on ulega rozpadowi na produkty

substraty o danej entalpii swobodnej muszą pokonać barierę energetyczną aby powstał kompleks aktywny. przy rozpadzie kompleksu aktywnego reakcji endoergicznej wydziela się tylko część dostarczonej energii, i dlatego przebieg tej reakcji kończy się wraz z ustaniem dopływu energii.

E = Ga – Gs

przejściu kompleksu aktywnego w produkt towarzyszy wydzielanie entalpii swobodnej (entalpia swobodna produktów jest mniejsza od entalpii swobodnej substratów)

2. zgodnie z teorią zderzeń aktywnych energia powinna mieć duże wartości, gdyż tylko takie zapewniają rozerwanie wiązań

REAKCJA ENDOERGICZNA

REAKCJA EGZOERGICZNA -

Reakcji

Teoria kompleksu aktywnego

1. teoria kompleksu aktywnego ułatwia ustalenie wielkości energii aktywacji dla danej reakcji chemicznej.

A+B – substraty AB* - produkty przejściowe AB - produkty

4

2015-11-25

ENERGIA AKTYWACJI

Kinetyka reakcji chemicznych charakterystykę kinetyczną reakcji możemy wyznaczyć metodami:

prawdopodobieństwo kinetyczne reakcji –E+

a. podstawiania do wzoru – otrzymane w doświadczeniu wartości zmian stężeń podstawiamy do wzorów na stałą szybkości różnych rzędów i sprawdzamy, dla którego z nich stała szybkości ma rzeczywiście stałą wartość

Różnica między entalpią w stanie wzbudzonym, a entalpią substratów określa

zmiana entalpii swobodnej, czyli różnica między entalpiami produktów i substratów określa termodynamiczne prawdopodobieństwo reakcji E

b. graficznej analizy danych: otrzymane dane doświadczalne dotyczące zmian stężeń w czasie nanosimy na wykres w zależności od czasu, i sprawdzamy, który wykres jest najbardziej zbliżony do linii prostej,

Równanie kinetyczne KINETYKA REAKCJI CHEMICZNYCH główne parametry kinetyczne określające przebieg reakcji: 1. stała szybkości reakcji, 2. rzędowość 3. cząsteczkowość reakcji 4. cząsteczkowość reakcji wskazuje na liczbę cząstek biorących udział w danym procesie

W większości przypadków szybkość reakcji jest proporcjonalna do stężeń molowych reagentów. Zależność tą opisuje równanie kinetyczne, które określa się eksperymentalnie.

P

v  k[A]

v = szybkość reakcji k = stała szybkości reakcji [A] = stężenie molowe substratu

Równanie kinetyczne klasyfikuje reakcje chemiczne ze względu na ich kinetykę. Reakcje, których zależność szybkości od stężenia zmienia się w podobny sposób, będą opisywane za pomocą wspólnego równania.

5

2015-11-25

 Badaniem szybkości reakcji chemicznych poprzez analizę eksperymentalną i teoretyczną.  Zdefiniowanie równania kinetycznego dla danej reakcji wymaga danych eksperymentalnych dotyczących głównie zależności między stężeniem reagentów a szybkością reakcji.  Wpływem różnych zmiennych na szybkość reakcji, takich jak temperatura czy obecność katalizatorów.  Zebrane dane eksperymentalne, poddawane są analizie teoretycznej w celu ustalenia mechanizmu, stechiometrii reakcji oraz dopasowania odpowiedniego równania kinetycznego.

szybkość reakcji mierzymy oznaczając: -przyrost stężenia produktów - ubytek stężenia substratów reakcji w czasie

Czynniki wpływające na kinetykę reakcji Każda reakcja chemiczna w określonych warunkach ma swoją ściśle określona szybkość reakcji wyrażaną poprzez stałą kinetyczną szybkość reakcji zależna jest od właściwości reagentów.

szybkość reakcji w dowolnym momencie jest równa tangensowi kąta nachylenia stycznej do krzywej zmiany stężeń substratów (produktów) w czasie w miarę postępu reakcji wartość tg maleje

Czynniki wpływające na szybkość reakcji kontrolowane podczas jej przebiegu: - Stężenie – molekuły reagujących substancji muszą się ze sobą zderzać. - Stan skupienia – molekuły muszą być ze sobą zmieszane by doszło do zderzeń. - Temperatura – molekuły muszą się zderzać z odpowiednią energią by doszło do rekcji. - Użycie katalizatora.

6

2015-11-25

Równanie kinetyczne

REAKCJE HOMOGENICZNE

HETEROGENICZNE

JEDNORODNE

NIEJEDNORODNE

SZYBKOŚĆ REAKCJI homogenicznej zachodzącej w stałej objętości:

v

1 dci  i dt

v ci

- szybkość reakcji [mol L s ], [mol L min ], [mol L h ],

i

- współczynnik stechiometryczny i-tego reagenta,

t

- czas

-1

-1

- chwilowe stężenie i-tego reagenta

-1

-1

-1

Równanie kinetyczne jest to doświadczalnie (empirycznie) wyznaczona zależność szybkości reakcji od stężeń reagentów uczestniczących w reakcji, Zależność ta nie zawsze jest zgodna z zależnością stechiometryczną zbilansowanego równania chemicznego – może być bardziej skomplikowana ze względu na mechanizm, według którego zachodzi.

Stałe szybkości reakcji (k) są współczynnikami proporcjonalności w równaniu kinetycznym, łączącymi szybkość reakcji ze stężeniami reagentów. Stałe te są zależne od temperatury i mają jednostkę zależną od postaci równania kinetycznego. Stała szybkości jest charakterystyczna dla danej reakcji i nie zależy od stężenia reagentów.

-1

[mol L-1],

Zakładając, że reakcja przebiega bez etapów pośrednich, można w niektórych przypadkach przyjąć, że szybkość reakcji zależy wyłącznie od stężenia substratów i tylko w tych warunkach można napisać równanie kinetyczne wprost w oparciu o równanie reakcji:

„+” - produkt, „-„ - substrat

k – stała szybkości [A]; [B] chwilowe molowe stężenia substratów α, β – współczynniki zwane rzędami reakcji względem odpowiednich substratów

[s-1], [min-1], [h-1],

Związek szybkości reakcji ze stała równowagi reakcji chemicznych p

kp[A][B]

kw[C][D]

w

Od czego zależy szybkość reakcji? Szybkość reakcji jest cechą charakterystyczną dla danego zespołu reagentów. Zależy od wielu czynników Najważniejsze z nich to:

kp[A]eq[B]eq = kw[C]eq[D]eq kp kw

[C]eq[D]eq [A]eq[B]eq

=

Keq

=

kp kw

 stężenie reagentów  temperatura  ciśnienie (gdy reakcja przebiega w fazie gazowej)  promieniowanie elektromagnetyczne (gdy reakcja jest fotochemiczna)  rozwinięcie powierzchni (w przypadku reakcji powierzchniowych)  obecność katalizatora lub inhibitora.  rodzaj rozpuszczalnika  rozdrobnienie reagentów  mieszanie

7

2015-11-25

STAŁA SZYBKOŚCI REAKCJI ZALEŻY OD:

ZALEŻNOŚĆ PRĘDKOŚCI REAKCJI OD TEMPERATURY

rodzaju rekcji chemicznej, warunków jej przebiegu jest charakterystyczna dla danej temperatury.

Zapoczątkowanie zachodzenia reakcji związane jest z dostarczeniem pewnych ilości energii.

Im stała szybkości jest większa, tym reakcja ma szybszy przebieg. Liczbowo stała szybkości reakcji równa się takiej szybkości, jaka jest gdy stężenia reagujących składników są równe 1 mol/litr Wykładniki potęgowe w równaniu kinetycznym, oznaczone symbolami x i y noszą nazwę rzędów reakcji. Ich suma określa rząd reakcji chemicznej. Rząd reakcji jest liczbą całkowitą lub ułamkową, ale zawsze mniejszą od liczby 3.

Zależność szybkości reakcji od temperatury Wzrost temperatury zwiększa szybkość reakcji chemicznej. Szybkość reakcji chemicznej rośnie wraz z temperaturą wykładniczo. Ze wzrostem temperatury rośnie szybkość poruszających się cząstek, a co za tym idzie, liczba i gwałtowność zderzeń, co zwiększa prawdopodobieństwo zajścia reakcji,

Wzrost temperatury powoduje zwiększenie liczby cząstek obdarzonych energią kinetyczną wystarczająco wysoką, aby zderzenie było efektywne. Efekt - wzrost prędkości poruszania się cząstek, przez co zderzenia stają się bardziej liczne i bardziej gwałtowne. Zderzenia cząstek, których energia kinetyczna jest większa od energii aktywacji, to zderzenie może być efektywne. Wraz ze wzrostem temperatury rośnie też prędkość reakcji.

Zależność prędkości reakcji od temperatury Równanie Arrheniusa

Reguła van 't Hoffa Jest to empiryczna reguła wyrażająca zmianę szybkości reakcji w zależności od temperatury. Według tej reguły wzrost temperatury o 10 K powoduje 2-4-krotny wzrost szybkości reakcji. Reguła van 't Hoffa jest spełniona dla reakcji homogenicznych, w temperaturze do 500°C. współczynnik temperaturowy reakcji γ – liczba wyrażająca zwiększenie stałej szybkości reakcji przy ogrzaniu o ok. 10K

T  T k v  v γ gdzie k 2 1 2 1 10

p –współczynnik steryczny – poprawka wynikająca z uwzględnienie wzajemnego oddziaływania przestrzennego cząstek Z- średnia liczba zderzeń w jednostce czasu E – energia aktywacji zależność stałej k od temperatury jest wykładnicza - małe zmiany temperatury powodują duże zmiany prędkości reakcji

8

2015-11-25

Zależność stałej kinetycznej od temperatury Równanie Arrheniusa     

k (T )  Aexp 

Ea  

Zależność stałej kinetycznej od temperatury

Energię aktywacji można wyznaczyć na podstawie równania Arrheniusa, jeżeli znamy stałą szybkości dla co najmniej dwóch temperatur

RT  Energia aktywacji jest zawsze dodatnia, nie zależy od temperatury i jest charakterystycznym parametrem danej reakcji zachodzącej w danej fazie.

ln k = ln A - Ea/RT

T1

<

T2

k1

<

k2

ln k1 = ln A - Ea/RT1

ln k2 = ln A - Ea/RT2

Im większa warto energii aktywacji tym silniejsza zależność szybkości reakcji od temperatury

k – stała szybkości reakcji Ea – energia aktywacji R – stała gazowa T – temperatura (K)

ln

k2 k1

= -

Ea

1

RT

T2

-

1 T1

A – stała Arrheniusa; czynnik częstości zderzeń

ZALEŻNOŚĆ PRĘDKOŚCI REAKCJI OD TEMPERATURY Wzrost temperatury powoduje wzrost prędkość reakcji. Jest to wzrost wykładniczy. Empiryczna reguła van’t Hoffa DLA WIĘKSZOŚCI REAKCJI WZROST TEMPERATURY O 10OC POWODUJE OD 2 DO 4 RAZY WZROST PRĘDKOŚCI REAKCJI Wzrost prędkości jest bardziej zauważalny w niskich temperaturach, przez co reguła ta spełnia się najlepiej w temperaturach bliskich temperaturze pokojowej

Definicja szybkości reakcji chemicznej Szybkość reakcji definiuje się przez zmianę stężenia określonego reagenta w funkcji czasu. Szybkość początkowa

Szybkość w określonym momencie definiuje się terminem szybkości

Szybkość chwilowa

chwilowej, która określa nachylenie stycznej do

Liczbę określającą, ile razy wzrośnie prędkość reakcji, po wzroście temperatury o 10oC nazywamy współczynnikiem temperaturowym reakcji

krzywej przedstawiającej stężenie molowe substratu w funkcji czasu. czas

9

2015-11-25

Rzędowość reakcji chemicznych dc v dt

chwilowa szybkość reakcji

stężenie substratu [mol L-1]

stężenie produktu [mol L-1]

v  tg 

Rząd reakcji definiuje się jako, wykładnik potęgi w której występuje stężenie danego reagenta w równaniu kinetycznym reakcji

v   tg  czas [h]

t

Z pojęciem równania kinetycznego związane jest pojęcie rzędowości reakcji chemicznej. Pojęcie to stanowi kryterium podziału reakcji przyporządkowując im odpowiednie równanie kinetyczne.

t

czas [h]

Rząd reakcji rozpatruje się zwykle ze względu na dany reagent [A] i [B], których suma składa się na całkowity rząd reakcji.

v

c t

v

c 2  c1 t 2  t1

średnia szybkość reakcji w przedziale czasu

t 1, t 2

 B  P

v  k[ A][ B]

Reakcja 1-ego rzędu ze względu na [A] lub [B] o całkowitym rzędzie -> 2

REAKCJE 0 RZĘDU RZĄD REAKCJI – wielkość empiryczna doświadczalnego równania kinetycznego.

wyznaczana

na

podstawie

CZĄSTECZKOWOŚĆ REAKCJI – odnosi się do reakcji elementarnych postulowanych jako poszczególne etapy mechanizmu reakcji.

PARAMETRY KINETYCZNE STAŁA SZYBKOŚCI REAKCJI - k OKRES PÓŁTRWANIA (OKRES POŁOWICZNEJ PRZEMIANY) – t0.5  t1/2 -czas po upływie którego przereagowuje połowa początkowej ilości

reakcje, w których szybkość nie zależy od stężeń substratów. reakcje elektrodowe, fotoelektryczne, enzymatyczne maksymalna szybkość jest przy całkowitym wysyceniu enzymu substratem.

substratu.

1    po czasie t 0.5 , c  c   2  

10

2015-11-25

REAKCJ A I RZĘDU reakcje, w których wyznaczona doświadczalnie szybkość zmienia się proporcjonalne do stężenia jednej z reagujących substancji Procesy biologiczne stanowią prawie wyłącznie reakcje pierwszego rzędu.

11

2015-11-25

OKRES PÓŁTRWANIA 212Po 214Po 226Ra

3x10-7

s 1,62x10-4 s 1622 lat

ROZPAD RADIOAKTYWNY JEST TYPOWYM PRZYKŁADEM REAKCJI 1-go RZĘDU

Oblicz ile procent atomów pierwiastka promieniotwórczego A pozostanie po 15 dniach, wiedząc że okres połowicznego rozpadu wynosi t1/2 = 5 dni 5 dni 10dni 15dni

REAKCJA II RZĘDU reakcje, których szybkość doświadczalna jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji , lub do kwadratu stężenia jednego substratu

50% 25% 12,5

(1 / 2n) x 100%

n – ilość okresów półtrwania

Rząd reakcji

0 rzędu

vk

1 rzędu

v  k[A]

2 rzędu

v  k[A]2

v  k[ A][ B]

12

2015-11-25

Czasy połówkowe vs. rząd reakcji

Rozpad N2O5 – definicja czasu połówkowego (równania)

Reakcja „0” rzędu

Reakcja „1” rzędu

Reakcja „2” rzędu

t1/ 2  ln 2 / k

t1/ 2  1 / k[ A0 ]

Dla reakcji 1 rzędu:

[ A]  12 [ A]0 ln

t  t1/ 2

[ A]0  kt [ A]

kt1/ 2  ln

[ A]0  ln 2 [ A]0

1 2

t1/ 2 

ln 2 k

Dla reakcji 1-rzędu: t1/2 =

ln 2 k

=

0.693 k

t1/ 2  [ A0 ] / 2k

Rzędowość reakcji - podsumowanie

Reakcje złożone

0-rzędu

1-rzędu

2-rzędu

Prawo

rate = k

rate = k [A]

rate = k [A]2

Jednostki, k

mol/(dm3*s)

1/s

dm3/(mol*s)

Integrated rate law in straight-line form

[A]t = k t + [A]0

ln[A]t = -k t + ln[A]0

1/[A]t = k t + 1/[A]0

Zależność liniowa

[A]t vs. t

ln[A]t vs. t

1/[A]t = t

Punkt przecięcia, y

k, [A]0

-k, ln[A]0

k, 1/[A]0

Czas t1/2

[A]0/2k

ln 2/k

1/k [A]0

13

2015-11-25

Równania kinetyczne: v1 = k 1 [A] 2 oraz v2 = k 2 [A][B] wskazują na sumaryczny rząd reakcji 2, lecz z pierwszego równania wynika drugi rząd reakcji względem A, a z drugiego – pierwszy względem A i B. równanie stechiometryczne

równanie kinetyczne

rząd reakcji

N2O5 --> 2 NO2 + ½ O2

v = k [N2O5]

I

H2 + I2 --> 2 HI

v = k [H2]·[I2]

II

2 NO + O2 → 2 NO2

v = k [NO]2 [O2]

III

jednostka stałej szybkości 1/s dm3/(mol

· s)

(dm3)2/(mol2 · s)

14

2015-11-25

Katalizatory: •Homogeniczne: kwasy/zasady kompleksy metali przejściowych •Heterogenizowane homogeniczne katalizatory •Heterogeniczne katalizatory: katalizatory jednorodne katalizatory na nośniku

Aktywność katalizatora Ak określa się jako różnicę między szybkościami reakcji chemicznej zachodzącej w obecności katalizatora, vk, i bez niego, vh: Ak = vk - vh

TOF – turnover frequecy „ częstość obrotów” ( cząstość cykli katalitycznych) – określamy jako liczbę moli substratu reagujących w jednostce czasu w przeliczeniu na mol katalizatora [mol. s-1.mol-1];

TON – turnover number „ liczba obrotów” ( ilość cykli katalitycznych ) – liczba moli substratu ulegającego reakcji w przeliczeniu na mol katalizatora [mol.mol -1];

•Biokatalizatory (enzymy) Vwł – szybkość właściwą, która może być odniesiona

Kataliza homogeniczna kataliza heterogeniczna Kataliza enzymatyczna

Selektywność katalizatora Si definiuje się jako stosunek ilości jednego z kilku możliwych produktów reakcji do całkowitej ilości produktów : X P1 + P2 + P3 + ...+Pi

do powierzchni właściwej katalizatora [mol.m-2.s-1] do jednostki masy katalizatora [mol.g -1.s-1] do objętości katalizatora [mol.cm-3. s-1].

Kataliza homogeniczna -szeroko rozpowszechniony przypadek to kataliza kwasowo-zasadowa, która polega na zmianie reaktywności poprzez przyłączenie lub oderwanie protonu od cząsteczki. Kataliza heterogeniczna Przykład katalizatora stałego dla reakcji N2+ 3H2 = 2NH3 Energia aktywacji reakcji bez katalizatora 335 kJ/mol z katalizatorem osmowym 195 kJ/mol z katalizatorem wolframowym 165 kJ/mol

„Czas życia katalizatora” - okres czasu, w którym katalizator wykazuje niezmienną aktywność i selektywność. Może być on rzędu kilku sekund jak np. w przypadku katalizatora krakingu lub kilka lat dla katalizatora stosowanego w syntezie amoniaku.

Kataliza mikroheterogeniczna Dotyczy układów w których katalizator występuje w stanie rozdrobnienia koloidalnego. Typowymi takimi katalizatorami są enzymy, które charakteryzują się ogromną aktywnością katalityczną w niskich temperaturach oraz wrażliwością na działanie elektrolitów i pH środowiska. Autokataliza - produkt reakcji jest katalizatorem np. reakcja KMnO 4 z wodą utlenioną w środowisku kwaśnym. Powstające jony Mn 2+ działają katalitycznie.

15

2015-11-25

Efekt obecności biokatalizatora w środowisku REAKCJA NIEKATALIZOWANA ENERGIA AKTYWACJI BEZ UDZIAŁU ENZYMU REAKCJA KATALIZOWANA

ENERGIA

ENERGIA AKTYWACJI Z UDZIAŁEM ENZYMU

SUBSTARTY WYDZIELONA ENERGIA

PRODUKTY

WSPÓŁZALEŻNOŚĆ PRZEMIAN METABOLICZNYCH Reakcje wymagające dostarczenia energii są sprzężone z reakcjami, które tę energię dostarczają. Dlatego też reakcje anaboliczne i kataboliczne zachodzą równocześnie, choć w różnych strukturach komórki. Ważne jest także aby energia, która powstała w jednym procesie, mogła zostać dostarczona do miejsca, gdzie zachodzi proces energochłonny. Możliwe jest to dzięki związkom wysokoenergetycznym, które są nośnikami energii. Mimo, że procesy anaboliczne i kataboliczne zachodzą jednocześnie, to nie oznacza to, że ich intensywność jest zawsze taka sama – zmienia się ona bowiem z wiekiem.

POSTĘP REAKCJI

Różnice pomiędzy katalizatorami chemicznymi a enzymami 1. Efektywność katalizy -katalizatory chemiczne przyśpieszają reakcje rzędu 1000- 10 tyś. razy -enzymy przyśpieszają reakcje kilkadziesiąt tysięcy do kilku miliardów razy 2. Swoistość reakcji - w wyniku reakcji enzymatycznej powstają określone produkty - w wyniku katalizy chemicznej powstaje mieszanina produktów trudnych do przewidzenia 3. Warunki reakcji - łagodne w przypadku enzymów -drastyczne w przypadku katalizatorów chemicznych . 4. Możliwość regulacji - możliwa w przypadku enzymów - nie jest możliwa w przypadku katalizatorów chemicznych

16