Notions à connaître au préalable en Enzymologie

1. Vitesse de réaction

La vitesse de réaction représente la variation de concentration d'une des espèces chimiques en cause en fonction du temps. La vitesse d'une réaction n'est, en général, pas constante pendant toute la durée de la réaction, c'est pourquoi on définit la vitesse instantanée de la réaction. La vitesse instantanée au temps ta est représentée par le coefficient directeur de la droite tangente au point d'abscisse t_a à la courbe représentant la quantité de produit formé en fonction du temps.

Si on considère la réaction : A <--> B la vitesse instantanée est définie comme : V = d[B] / dt = - d[A] / dt

2. Loi de vitesse, constante de vitesse, ordre de la réaction

La loi de vitesse est une équation qui lie la vitesse instantanée de la réaction à la concentration molaire des espèces chimiques intervenant dans la réaction globale.

vitesse de réaction = k [réactif 1]^a . [réactif 2]^b

k est la constante de vitesse
a est l'ordre partiel par rapport au réactif 1
b est l'ordre partiel par rapport au réactif 2
a + b est l'ordre global de la réaction

2 cas simples :
ordre zéro : V = d[B] / dt = - d[A] / dt = k [A]⁰ = k -d[A] = k dt
par intégration on obtient : [A] = -k t + [A₀]

ordre 1 : V = d[B] / dt = - d[A] / dt = k [A]¹ = k [A] -d[A] / [A] = k dt
par intégration on obtient : Ln [A] = -k t + Ln[A₀]

3. Loi d'Arrhenius

La loi d'Arrhenius traduit la variation de la constante de vitesse k de la réaction en fonction de la température.

k= A e ^{-Ea / RT}

Le facteur de proportionalité A est appelé facteur préexponentiel. Il a la même unité que la constante de vitesse.
Ea est l'énergie d'activation de la réaction. Elle s'exprime en kilojoules par mole.

4. La théorie des collisons - Profil énergétique - Energie d'activation

La théorie des collisions a été élaborée pour expliquer les réactions en phase gazeuse.
Pour qu'une réaction se produise, il faut que 2 molécules entrent en collision et que, au cours du choc, l'énergie cinétique soit suffisante pour entraîner des ruptures de liaisons chez les 2 protagonistes.
Le profil énergétique de la réaction est le graphe représentant l'énergie potentielle des 2 molécules qui s'approchent en fonction du degré d'avancement de la réaction. A l'état stationnaire, les 2 réactifs ont une certaine énergie potentielle qui va augmenter quand ils vont s'approcher très près l'un de l'autre. L'énergie va encore augmenter quand les liaisons chimiques vont se déformer avant de se rompre et de donner de nouvelles liaisons dans le produit de la réaction.
La barrière d'énergie potentielle à franchir pour que la réaction se produise s'appelle énergie d'activation.

5. La théorie du complexe activé

Elles s'applique aux réactions en phase gazeuse aussi bien qu 'aux réactions en milieu liquide. Dans cette théorie, on suppose que les réactifs gagnent de l'énergie potentielle en s'approchant l'un de l'autre et que le maximum d'énergie correspond à la formation d'une espèce intermédiaire appelée : complexe activé qui a une configuration particulirement instable appelée état de transition.

6. Catalyse

Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse de la réaction parce qu'elle diminue l'énergie d'activation. Le catalyseur n'est pas consommé au cours de la réaction, il intervient en très faible quantité par rapport aux substrats.
Un catalyseur qui accélère une réaction réversible ne modifie pas l'équilibre (ne modifie pas la constante d'équilibre Keq) mais il permet d'atteindre plus rapidement l'état d'équilibre.