I. предвидение каталитического действия механизм действия твердых катализаторов

7. ОСНОВНЫЕ ФОРМЫ КАТАЛИТИЧЕСКОГО ДЕЙСТВИЯ

[Всесоюзная конференция по механизму зетерогенно-каталитических реакций, 9—13 сект, 1974 г.— М-.: Сборник пленарных докладов,—Черноголовка, 1977.—С. 3—17]

Различие объектов исследования в гомогенном, ферментативном и гетерогенном катализе требует применения специфических экспериментальных методов и теоретических подходов, приводящих к важным частным обоб­щениям. Тем не менее сущность явления во всех этих областях катализа тождественна, и для ее выявления необходимо объединенное рассмотрение результатов исследований всех разделов катализа. Попытаемся рассмот­реть некоторые общие вопросы природы каталитического действия, стоя­щие перед всеми разделами науки о катализе.

Хочется еще подчеркнуть, что катализ является преимущественной формой осуществления химических превращений в природе и практи­ческой деятельности человека. Это хорошо известно специалистам по ка­тализу, но недостаточно осознано остальными химиками. Катализ не ответвление химии, а генеральная концепция, без которой не могут быть правильно сформулированы и поняты законы химического превращения.

ОБЩИЕ ФАКТОРЫ, ОПРЕДЕЛЯЮЩИЕ СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ

В соответствии со сказанным рассмотрим сначала общие факторы, определяющие скорость химического превращения. При химических реакциях образование новых соединений, новых химических связей требует разры­ва определенных связей в исходных соединениях. Это обстоятельство и де­лает необходимым преодоление по пути реакции определенного энергети­ческого горба, т. е. вызывает энергию активации химической реакции. Для многих термодинамически разрешенных реакций энергия активации настолько велика, что реакция не протекает с заметной скоростью. Вместе с тем величина энергии активации в тех случаях, когда ее можно оценить, значительно меньше суммы энергий разрываемых связей, т. е. при движении по пути реакции часть энергии, требуемой для разрыва ста­рых связей, компенсируется энергией, освобождаемой при образовании новых. Схематично это показано на рис. 1.

Степень компенсации


(1)


определяет реакционную способность веществ в отношении рассматри­ваемой реакции. Здесь Е — энергия активации, _ энергий разрываемых связей. Степень компенсации зависит от электронной структуры реактантов и продуктов, возможности плавного, гладкого перехода между ними и в меньшей степени - от изменения длин связей и валент­ных углов при образовании активного комплекса.

Сабо [1] исследовал возможность предвидения величины энергии активации химических реакций. Он предположил, что энергия активации



определяется суммой энергий разрываемых связей _, суммой энергий образующихся связей _, коэффициентом α, характеризующим долю

энергии образования новых связей, используемую для компенсации энер­гии разрыва старых связей:



Энергию образующихся связей можно заменить тепловым эффектом реак­ции и уравнение (2) преобразовать в форму, тождественную (1):



Коэффициент а представляет собой, таким образом, степень компенсации обратной реакции. Степень компенсации для некоторых реакций весьма значительна. Так, для простейших реакций молекул с атомом водорода или радикалами степень компенсации достигает 95 и более процентов (табл. 1). В случае реакций между насыщенными молекулами компенсация обычно значитель­но меньше. Как видно из примеров, приведенных в табл. 2, она снижает­ся до 70%, и можно ожидать, что для реакций, скорость которых вследст­вие высокой энергии активации неизмеримо мала, степень компенсации еще ниже.

Таблица 1

Реакция	Е		χ%
	ккал/моль
Н + С12  НС1 + С1	2	57	96
Н + Вr2  НВr + Вг	1,2	45	97
Н + D2 HD + D	6,5	105	94
н + сн3снo н2 + сн3со	6	85	93
Н + С2Нб Н2 + С2Н5	9,5	98	90
ОН + СН4 Н20 + СН3	8,5	101	92
ОН + СН3СНО Н20 + СН3СО	4,0	85	95

Таблица 2

Реакция	Е		χ%
	ккал/моль
Н2 + I2  2HI	40	138	71
СН3II + HI СН4 + I2	33	125	74
Н2 + С2Н4 - С2Нб	43	143	70
С2Н5Вr С2Н4 + НВr	50	164	70
С2Н5Сl С2Н4 + HCl	59	183	68

Недавно вышли обширные справочники, содержащие кинетические характеристики газо- и жидкофазных реакций, но они, к сожалению, со­держат данные главным образом для реакций с участием радикалов. Нам удалось совместно с В. Г. Вершининым и В. С. Музыкантовым собрать характеристики всего для 40 реакций между молекулами. Этого недоста­точно для строгой статистической обработки, но полученное распределе­ние степени компенсации все же представляет определенный интерес (рис. 2). Наблюдается максимум, круто спадающий влево при степени компенсации око до 70%. Действительное распределение должно быть не­сколько сдвинуто влево. Пунктирная кривая с максимумом около 95% отвечает радикальным реакциям.

ПРАВИЛО ВУДВОРТА - ХОФФМАНА

В последние годы сделаны попытки оценить степень компенсации в зави­симости от определенных характеристик электронной структуры реактантов и ее изменение в процессе реакции. Невозможность строгих расче­тов открыла путь качественным методам, из которых наибольший успех выпал на работу Вудворта и Хоффмана [2], сформулировавших правило сохранения орбитальной симметрии по пути реакции. Исходя из этого правила, с помощью корреляционной диаграммы можно установить, с ка­ким состоянием продукта - основным или возбужденным - коррелирует по симметрии основное состояние реактантов. В первом случае реакция относится к числу разрешенных -барьера, обусловленного симметрией, нет; во втором случае реакция является запрещенной, т. е. должна пре­одолеть определенный энергетический барьер. В качестве примера на рис. 3 и 4 приведены схема и электронная диаграмма образования цикло-бутаиа из двух молекул этилена, заимствованная из книги Вудворта и Хоффмана. Эта реакция относится к числу запрещенных, так как основ­ное состояние реактантов коррелирует с возбужденным состоянием циклобутана. Учитываются только разрывающиеся и образующиеся связи. Симметрия соответствующих молекулярных орбиталей оценивается относительно плоскостей 1 и 2 рис. 3 и характеризуется буквами S (симметрична) и А (антисимметрична). Действительный путь реакции, изображенный нижней кривой (рис. 4), проходит высокий энергетический барьер. Расстояние между показанными слева основными и возбужденным уров­нями реактантов отвечает энергии разрыва π-связи в этилене, необходи­мой для перехода в циклобутан.

Примером простых «запрещенных» реакций могут служить: изотоп­ный обмен в двухатомных молекулах, гидрирование олефина молекуляр­ным водородом, взаимодействие Н₂ с N₂, галлоидами, все реакции, при­веденные в табл. 2.

Сейчас, через 9 лет после первой публикации Вудворта и Хоффмана 13], этот качественный метод проверен для большого числа систем и полу­ченные результаты удовлетворительно совпадают с экспериментом.



Не следует, однако, переоценивать значения самой орбитальной сим­метрии для реакционной способности. Правило сохранения орбитальной симметрии дает удобный и наглядный способ оценки энергетического рельефа реакционного пути, т. е. степени компенсации для синхронных превращений. Как подчеркивают авторы метода, «главное содержание принципа основано на безусловном утверждении, что химическая реак­ция происходит тем легче, чем в большей степени связывание сохраняется в ходе превращения». Другими словами, разрыв старых связей не должен опережать образования новых. Предлагались и другие методы оценки лег­кости электронных перегруппировок.

Таким образом, при отсутствии других веществ электронная струк­тура реактантов однозначно определяет возможности компенсации, а сле­довательно, и скорость реакции.

МЕЖСТАДИЙНАЯ КОМПЕНСАЦИЯ

Существует еще одна возможность компенсации энергии разрыва старых связей, которая осуществляется путем передачи энергии, выделяемой в результате реакции, еще не прореагировавшим молекулам реактантов.

(Это хорошо известный цепной механизм.) В этом случае синхронное взаи­модействие заменяется стадийным, цепным с образованием на каждой ста­дии частиц, аккумулирующих энергию химической реакции и реагирую­щих с реактантами в последующих стадиях. Роль таких частиц обычно выполняют атомы, радикалы или лабильные молекулы. Высокая скорость реакции достигается благодаря тому, что концентрация богатых хими­ческой энергией промежуточных реакционноспособных частиц может стать много больше равновесной (часто на несколько порядков) за счет свобод­ной энергии реакции. Механизм цепных реакций изучен весьма подробно в основном благодаря исследованиям акад. Семенова и его школы. Инте­ресно отметить, что на всех стадиях цепного механизма в реакции участ­вует лишняя по сравнению со стехиометрией частица, в чем есть некото­рая аналогия с катализом. Однако в отличие от катализа на следующей стадии эта частица переходит в конечный продукт, в то время как катали­затор непрерывно регенерируется. По цепному механизму осуществляется большое число практически важных химических процессов: горение, пар­циальное окисление некоторых органических веществ в жидкой фазе, тер­мический крекинг, галоидирование, радикальная полимеризация. Одна­ко этот путь, который можно назвать межстадийной компенсацией энер­гии разрыва старых связей, возможен лишь для ограниченного числа систем, в которых может осуществляться аккумуляция химической энер­гии и достаточно велик экзотермический эффект.

ФОРМЫ ВОЗДЕЙСТВИЯ КАТАЛИЗАТОРОВ

В подавляющем большинстве случаев химических превращений указан­ные выше условия экзотермичности не выполняются, и при недостаточной компенсации энергии единственным средством осуществления реакции без затраты энергии остается введение в систему других веществ - ката­лизаторов.

При катализе благодаря промежуточному химическому взаимодейст­вию реактантов с катализатором становится возможным новый реакцион­ный путь, обеспечивающий повышенную скорость реакции в определен­ном направлении. При этом катализатор, входя в состав активного комп­лекса основных стадий реакции, увеличивает степень компенсации энер­гии разрыва старых связей, способствует сохранению связанности.

Можно выделить три основные формы воздействия катализатора на химическую реакцию:

1) реализация стадийного превращения в результате раздельного взаимодействия реактантов с катализатором;

2) увеличение степени компенсации при вхождении катализатора к состав активного комплекса при синхронном протекании реакции;

3) осуществление цепного механизма (межстадийной компенсации) благодаря участию катализатора.

Эти формы воздействия могут проявляться одновременно. Так, при стадийном протекании реакции существенное значение имеет степень компенсации на всех стадиях.

ИЗМЕНЕНИЕ ЧИСЛА СТАДИЙ В РЕЗУЛЬТАТЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ С КАТАЛИЗАТОРОМ

Увеличение числа стадий уменьшает число и суммарную энергию разрываемых связей для отдельных стадий, но вследствие того, что при взаимодействии реактантов с катализатором энергия разрыва старых связей компенсируется энергией связей с катализатором, на одной из стадий суммарная энергия разрываемых связей становится того же порядка, что и при синхронном превращении без участия катализатора. Так, например, при гидрогенизации этилена

С₂Н₄ + Н₂ = С₂Н₆

должна быть разорвана связь в водороде и двойная связь в этилене долж­на перейти в одинарную. Стадийное взаимодействие может осуществлять­ся по следующему пути:



В этом случае на первой стадии разрывается только связь в молекуле водорода, на второй - только двойная связь в этилене, но на третьей долж­ны разорваться все образовавшиеся на предыдущих стадиях связи реактантов с катализатором, а так как по величине они не меньше энергии ра­зорванных связей в реактантах, но на этой стадии положение не облег­чается по сравнению с синхронным превращением.

Существенный эффект в отношении суммарной величины энергии раз­рываемых связей достигается только в том случае, когда расщепление на стадии приводит к уменьшению молекулярности реакции, как, например, при окислении молекулярным кислородом, синтезе аммиака, гидрогениза­ции, при раздельном присоединении атомов водорода и аналогичных про­цессах. Так, при окислении водорода молекулярным кислородом сумма энергий разрываемых связей на всех стадиях меньше, чем при синхрон­ном протекании:

2Н₂ + 0_22Н₂0

0₂ + 2К_20К

ОК + Н_{2 } Н₂0 + К

Таким образом, стадийный механизм при уменьшении молекуляр­ности стадий позволяет уменьшить на всех стадиях сумму энергий разры­ваемых связей и при равной степени компенсации снизить энергию акти­вации по сравнению с синхронным протеканием. Если при стадийном ме­ханизме молекулярность не уменьшается, то увеличение скорости реакции возможно только при увеличении степени компенсации энергии разрыва связей на стадии с максимальной суммой энергий разрываемых связей. Возрастание степени компенсации является важнейшим фактором увели­чения скорости реакции в большинстве случаев каталитического воз­действия.
СЛИТНЫЙ МЕХАНИЗМ

При стадийном механизме разрыв отдельных связей в реактантах про­исходит раздельно и компенсируется образованием связей с катализато­ром. В соответствии с этим энергетический рельеф реакционного пути характеризуется несколькими максимумами. Сглаженность его по срав­нению с некаталитической реакцией обусловлена тем, что взаимодействие переходного ме­талла по Манго с катализатором позволяет в зна­чительной степени сохранить связанность вдоль реакционного пути.



Рис. 5. Катализ реакции циклиза­ции этилена ионом

Механизм, характеризующийся наличием одного превалирую­щего активного горба и участием в активном комплексе этой стадии всех частиц реактантов и катализа­тора, мы будем называть слитным в отличие от рассмотренного выше механизма раздельного взаимо­действия.

Протекание каталитических реакций по слитному механизму может быть связано со снятием «запрета», вытекающего из правила сохранения орбитальной симметрии Вудворта - Хоффмана, благодаря участию ка­тализатора в активном комплексе. За последние годы рассмотрению этой проблемы был посвящен ряд исследований, в числе которых особо следует отметить работы Манго и Шахтшнайдера [4]. Для иллюстрации вернемся к рассмотрению реакции превращения двух молекул этилена в циклобу­тан, относящейся к числу запрещенных правилом сохранения орбиталь­ной симметрии. Этот запрет, как видно из рис. 4, вытекает из того, что со связывающей орбиталью в циклобутане коррелирует разрыхляющая орбиталь в системе молекул этилена. Для возможности реакции должна быть занята орбита ль AS реактантов, а орбиталь SA, коррелирующая с раз­рыхляющей орбиталью продукта, должна быть свободной. Отсюда Манго и Шахтшнайдер выводят электронные свойства гипотетического катализа­тора. От него требуются передача пары электронов на орбиталь AS и захват электронов с орбитали SA. Этому требованию удовлетворяют ионы переходных металлов с частично заполненными d-орбиталями. Как следует из рис. 5, атомная орбиталь переходного металла d_zy имеет сим­метрию SA и, будучи занятой, может передать пару электронов на π-орбиталь с той же симметрией, а орбиталь d_zx имеет симметрию AS и может воспринять электроны с молекулярной орбитали реагирующих молекул этилена. Наиболее легко это выполняется для ионов переходных металлов d⁸. Желательно, чтобы указанные атомные орбитали не принимали уча­стия во внутренних связях катализатора, разрыв которых потребовал бы дополнительных затрат энергии.

Наличие лигандов, не участвующих в реакции, может приводить к относительному смещению d-уровней, взаимодействующих с молекуляр­ными орбита л ями реактантов (в рассмотренном случае d_zy и d_zx). Следст­вием этого может быть появление дополнительного энергетического барье­ра синхронного превращения. На этой основе Манго и Шахтшнайдер высказали некоторые соображения о возможности регулирования катали­тического действия путем варьирования природы лигандов, изменяющих координацию иона металла и силу поля лигандов. Проверка этих воз­можностей затруднительна, так как поле лигандов оказывает влияние и на другие свойства катиона металла существенные для каталитического действия (энергия ионизации, взаимодействие с реактантами и их взаимная ориентация).

За последние годы появился ряд исследований и обзоров, посвящен­ных объяснению каталитического действия снятием запрета по симметрии для реакций циклизации и димеризации олефинов, изомеризации и диспропорционирования [5]. Для реакций гидрогенизации синхронное присоединение молекулы водорода к двойной связи в олефинах принадлежит к числу реакций, запрещенных по симметрии [6]. Присутствие катализа­тора могло бы снять этот запрет благодаря облегчению перехода электро­нов на разрыхляющую орбиталь молекулы водорода и удалению электро­нов со связывающей π-орбитали этилена. Экспериментальные данные свидетельствуют, однако, что в большинстве случаев действия как твер­дых, так и растворенных катализаторов, содержащих переходные метал­лы, гидрогенизация осуществляется стадийно через образование атомов водорода, последовательно присоединяемых к двойной связи, что, вероят­но, связано с уменьшением суммы энергий разрываемых связей вследствие понижения молекулярности.

Создается впечатление, что простейший слитный механизм по Манго не имеет широкого распространения в гетерогенном катализе, но для окончательного суждения необходимы дальнейшее накопление и анализ экспериментального материала.

Более реальны варианты слитного механизма, включающие сопряже­ние отдельных элементов реакции через катализатор. Роль катализатора проявляется в объединении в пространстве и во времени этих элементов реакции, что делает возможным значительное увеличение степени ком­пенсации.

В Институте катализа исследовалась распространенность слитного механизма в реакциях каталитического окисления на твердых окисных катализаторах [7]. Для дискриминации механизмов раздельного взаимо­действия реактантов с катализатором и слитного взаимодействия отдель­но измерены скорости стадий окисления и восстановления катализа­тора в стационарных условиях и сопоставлены со скоростью суммар­ного каталитического процесса. Было установлено, что при повышенных температурах реакции полного окисления водорода, СО, углеводо­родов и многих других органических веществ, а также реакции пар­циального окисления олефинов, спиртов, ароматических соединений на селективных катализаторах протекают по стадийному механизму с раз­дельным взаимодействием реактантов с катализатором. При понижении температуры для большинства реакций полного окисления наблюдаются отклонения, скорость каталитической реакции становится существенно больше скоростей отдельных стадий. Нельзя, однако, утверждать, что во всех случаях это связано с наложением слитного механизма. При по­нижении температуры для молекул окисляемого вещества может возрас­тать вероятность прореагировать с кислородом на восстановленном участ­ке катализатора до завершения его реокисления. Тем не менее в отдель­ных случаях слитный механизм проявляется совершенно отчетливо.

В реакциях с участием кислорода слитный механизм установлен для низкотемпературного изотопного гомомолекулярного обмена кислорода. Как известно, на многих окисных катализаторах, подвергнутых трениров­ке в вакууме, гомомолекулярный обмен протекает с большой скоростью при очень низких температурах без участия атомов кислорода катализато­ра [8]. Можно предположить, что низкотемпературный обмен протекает через трех- или четырехатомный комплекс на катионах металла. Сутула и Зейф [9], используя принцип сохранения орбитальной симметрии, по­казали, что осуществление обмена наиболее вероятно в комплексах тетраэдрического строения, расположенных вершиной к поверхности ката­лизатора. Они могут образоваться при присоединении молекулы кисло­рода к ион-радикалу , связанному с ионом переходного металла и рас­положенному перпендикулярно к поверхности (рис. 6).




Рис. 6. Строение активного

комплекса реакции гомомолекулярного обмена кислорода.

В области химических превращений примером может служить реак­ция окиси углерода с водяным паром. Для приближенной оценки можно положить, что при этом превращении разрываются одна π-связь в моле­куле СО и связи между водородом и кислородом в молекуле воды. Сум­марная энергия разрываемых связей составляет 282 ккал, что объясняет отсутствие взаимодействия без катализатора. На окисножелезном катали­заторе Fe₃0₄ конверсия протекает стадийно: окись углерода взаимо­действует с кислородом катализатора с образованием С0₂ и катализатор реокисляется, реагируя с Н₂0. Этот механизм, впервые предложенный Кульковой и Темкиным [10], был подтвержден нами путем прямого изме­рения скоростей стадий окисления и восстановления катализатора [11]* Интересно отметить, что в данном случае стадийный механизм не умень­шает молекулярность реакции и ускорение достигается увеличением ком­пенсации энергии разрыва старых связей. Так, для более трудной стадии восстановления катализатора степень компенсации превышает 85%.

Иначе обстоит дело при превращении окиси углерода на низко­температурных медных катализаторах. Как показали попытки измерить скорости отдельных стадий, реакция не осуществляется стадийно, а тре­бует одновременного взаимодействия с катализатором обоих реактантов, т. е. протекает по механизму слитного взаимодействия [12]. В активном комплексе в этом случае участвуют окись углерода и гидроксилы, связан­ные, вероятно, с разными атомами меди. Превращение в продукты реакции сопровождается переходом электронов внутри катализатора, как показа­но на схеме

Cu⁺0^2- + C0 _Cu°+C0₂,

_

Cu° + H₂0 _Cu⁺0^2- + H₂.

Здесь, так же как и при стадийном механизме, окись углерода отни­мает кислород от катализатора, а вода возвращает кислород катализатору. Эти процессы происходят одновременно слитно, облегчаются переходом электронов через катализатор, и их совмещение приводит к значительно­му снижению энергетического барьера. Это пример более сложной формы каталитического воздействия при слитном механизме, когда увеличение компенсации достигается за счет совмещения отдельных элементов хими­ческого превращения через катализатор, участвующий в активном комп­лексе двумя или большим числом мест. При этом с помощью катализатора происходит перемещение электронов, атомов или даже отдельных групп атомов. В приведенной схеме механизма конверсии окиси углерода в ре­зультате взаимодействия с катализатором перемещаются атомы кислоро­да и электроны.

Вторым примером усложненного слитного механизма может служить полное окисление углеводородов и окиси углерода молекулярным кислородом. Исследование ИК-спектров позволило установить, что протекание этих реакций сопровождается образованием на поверхности окисных катализаторов карбонатных или карбоксильных групп. Разрушение этих групп с выделением С0₂ в большинстве случаев является относительно медленным процессом, определяющим скорость окисления по стадийному механизму раздельного взаимодействия» При достаточно высоких концентрациях на поверхности карбонатных групп становится возможным слитный механизм, при котором отщепление С0₂ совмещается с реокислением катализатора молекулярным кислородом [13]. Скорость разложения карбонатных комплексов, определяемая по изменению интенсивности соответствующих полос ИК-спектра и выделению углекислоты, резко воз­растает, как показали Соколовский и сотр., в присутствии кислорода в газовой фазе. И в этом случае слитность разложения карбоната и реокисления катализатора с перемещением по поверхности катализатора кисло­рода и электронов приводит к сглаживанию энергетического барьера и увеличению скорости реакции.


Косвенным подтверждением распространенности слитного механизма в окислительном катализе является наблюдение пониженной атомной каталитической активности изолированных ионов некоторых переходных металлов в форме твердых растворов в инертных матрицах и при введе­нии в состав цеолитов [14].

Усложненный слитный механизм широко распространен и в других областях катализа. Наиболее подробно он исследован для реакций кис­лотно-основного катализа. Так, показано, что многие реакции, например мутаротация глюкоз, гидратация альдегидов, могут осуществляться с резко увеличенной скоростью под воздействием катализаторов полифункционального действия, сочетающих наличие кислых групп, отдающих протон, и основных — связывающих его. Простейшим примером может служить гидратация альдегида (или присоединение спирта) под действием фосфатного катализатора [15]. При этом механизме, получившем название «пушпульного» (тяни-толкай), перемещение водорода между отдельными частями молекулы реактанта происходит в форме протонов через катализатор и сопровождается противоположным движением элект­ронов. Очень важно, что одновременность, синхронность, этих переходов облегчает протекание реакции, сглаживает энергетический порог благо­даря компенсации энергии разрыва старых связей.
Рис. 7. Схема гидролиза гликозидной связи в по­лисахаридах под действи­ем лизоцима по О. М. Полтораку [17].
Слитный механизм с сопряжением через катализатор является характерным для ферментативного катализа. Многие исследователи полагают, что именно этим обусловливаются высокая удельная активность и селек­тивность действия ферментов. Действительно, эффективность каталити­чески активных групп ферментов обусловлена их определенным сочета­нием и сопряжением протекающих на них элементов химического превращения. Так, по мнению Полторака, активные места ферментов и реа­гирующие вещества образуют цепочки или циклы («цепи перераспределе­ния связей»), по которым в результате перемещения протонов и электро­нов синхронно происходит изменение кратности связей, что и обусловли­вает высокую компенсацию энергии разрыва старых связей, необходимую для течения химического превращения с малой энергией активации [16]. В качестве примера на рис. 7 приведена, по Полтораку [17], цепь пере­распределения связей при реакции гидролиза гликозидной связи в поли­сахаридах, осуществляемой лизоцимом. В этом ферменте каталитически активными участками являются карбоксильные группы глутаминовой и аспарагиновой кислот.

Особенность каталитического действия ферментов не ограничивает­ся, конечно, указанным сопряжением. Значительную роль играют их вто­ричная структура, образованная пептидными цепочками, и наличие адсорбционных центров, обеспечивающих оптимальную ориентацию реаги­рующих молекул в отношении каталитически активных групп. Очень боль­шое значение имеет и подвижность элементов фермента в процессе адсорб­ции и последующего превращения реактантов. Важно подчеркнуть, что в ферментативном катализе области, где длительная эволюция позволила достичь оптимальных форм каталитического воздействия для условий жизни, сопряжение элементов химического превращения через катализа­тор является основным средством компенсации энергии разрыва связей.