El sustrato

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Corresponde al reactante. Cuando se tiene una reacción cualquiera, el compuesto A se transforma 
en un producto P. 
𝐴 → 𝑃 
En la cinética enzimática, a los reactantes se los llama sustratos y se simbolizan con la letra S. 
𝑆 → 𝑃 
Velocidad v 
Esta reacción puede llevarse normalmente, es decir sin enzima, en tiempos muchísimos mayores que 
la reacción sin catalizador. De ahí que la velocidad de la reacción catalizada sea muchísimo mayor 
que la reacción sin catalizador. 
𝑆 + 𝐸 → 𝑃 + 𝐸 
Velocidad vc 
𝑣𝑐 >>> 𝑣 
Si para que un reactante A se transforme en un producto P se necesita de algunas condiciones, 
entonces para que un sustrato S se requiere lo siguiente: 
• Las moléculas DEBEN chocar. 
• La colisión debe ser precisa y efectiva para que se lleve a cabo la reacción. 
Sin embargo, son una serie de circunstancias las que permiten que los choques entre moléculas 
sean efectivos. Estas circunstancias se facilitan cuando se tiene una reacción unimolecular como 
la que se describió: 𝐴 → 𝑃 
Con más de un compuesto, 𝐴 + 𝐵 → 𝑃 por ejemplo, es más difícil que la colisión entre las 
moléculas A y B sea efectiva que cuando A interacciona consigo mismo para llegar al producto P. 
Mucho más difícil es una colisión efectiva entre tres moléculas, 𝐴 + 𝐵 + 𝐶 → 𝑃 por ejemplo. Con 
cuatro o más de cuatro reactantes diferentes, los choques efectivos son prácticamente 
imposibles. 
Para que se den estas colisiones, las moléculas necesitan energía, de modo que a veces se facilita 
la colisión y otras no. 
Se puede medir la velocidad a la que se lleva a cabo la reacción determinando el valor de la 
concentración del reactante o la concentración del producto, o ambos a la vez ya que se relacionen 
estequiométricamente. 
𝑑[𝑃]
𝑑𝑡
= −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
 
 
 
De investigaciones se ha demostrado que a la velocidad de reacción se la puede analizar en función 
de la concentración de los reactantes. Así, para la reacción 𝐴
𝑘1
→𝑃: 
𝑣 = 𝑘1[𝐴] = −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
 
Donde 𝑘1 es la constante de velocidad. A esta reacción se la conoce como reacción de primer orden, 
donde 𝑘1 presenta unidades del inverso del tiempo, 1/min por ejemplo, y la concentración de A está 
elevada a 1. 
Entonces se mide la concentración del reactante ([𝐴]) o la del producto ([𝑃]), según que sea más fácil 
medir. Por ejemplo, si el producto es un ácido, simplemente se titula y se obtiene así la concentración 
del producto. Si el reactante es el ácido, se aplica lo mismo. 
De ahí que el modelo de la cinética de la reacción se puede resolver matemáticamente o 
experimentalmente, y ambos análisis deben coincidir. 
La ecuación 𝑣 = 𝑘1[𝐴] funciona siempre y cuando la reacción sea unidireccional. Sin embargo, 
realmente los procesos tienden al equilibrio, llevándose a cabo reacciones inversas que, en el 
equilibrio, se dan a la misma velocidad que las reacciones directas, lo que no implica que la constante 
de velocidad sea la misma. 
𝑣 = 𝑘−1[𝑃] 
Es posible definir, a partir de la relación de las constantes de velocidad directa e inversa, una 
constante de equilibrio: 
𝐾𝑒𝑞 =
𝑘−1
𝑘1
 
Si se tiene la reacción: 2𝐴
𝑘1
→𝑃,la reacción es de segundo orden y por lo tanto: 𝑣 = 𝑘1[𝐴]
2. 
La reacción también es de segundo orden cuando dos reactantes diferentes interaccionan 
químicamente para formar productos: 
𝐴 + 𝐵
𝑘1
→𝑃 
Cuando la concentración de uno de los reactivos está en exceso respecto a la concentración del otro 
de modo que su variación con el tiempo se considera prácticamente nula, entonces se simplifica el 
Una velocidad nunca puede ser 
negativa. Por eso, si el reactivo 
desaparece, se debe corregir los 
signos. 
modelo cinético que la última ecuación plantea pues se analiza la reacción midiendo únicamente la 
concentración del reactivo limitante. 
Los principios hasta el momento mencionados se aplican a reacciones globales, y no se ha hecho 
ninguna consideración respecto a los intermediarios. Sin embargo, la cinética química se suele 
analizar a partir del mecanismo de reacción, que indica la serie de pasos que se dan para llegar de 
reactivos a productos. A los productos que se generan en estos pasos, pero que no son los de interés 
precisamente, se los conoce como intermedios o intermediarios. 
𝐴 → 𝐼1 → 𝐼2 → ⋯ → 𝑃 
Generalmente es difícil determinar a estos compuestos intermedios, aunque teóricamente se puede 
analizar la energía de las especies y la capacidad de las sustancias para captar o donar protones y 
electrones. Si se necesita saber cuáles son los productos intermediarios que participan del 
mecanismo de reacción, se comienzo imaginando cuáles podrían ser éstos para posteriormente llevar 
a cabo la reacción química y detenerla, de alguna manera (que se facilita cuando se inhibe el 
catalizador), cuando el producto intermediario que se supone se iba a formar se haya formado. 
El conocimiento de la formación de productos 
intermedios surgió a partir de las ideas que postulada 
Arrhenius. Entre éstas, propuso la existencia de una 
energía de activación, y que el reactivo A debía 
alcanzar un nivel energético superior, formándose el 
intermediario. 
Los reactantes deben activarse, es decir, alcanzar su 
energía de activación, para formar productos. Así, 
mientras más alta es la energía de activación, más 
lenta es la reacción. 
Cuando el reactante A alcanza el estado de activación, 
hay dos posibilidades: que regrese a su estado 
energético inicial o que se forme el producto. 
La variación de la energía libre de Gibbs únicamente permite determinar si la reacción es espontánea 
o no espontánea. Sin embargo, no da ninguna información acerca del valor de la energía de 
activación. Es más, la función de los catalizadores es disminuir la energía de activación, pero la 
reacción sigue siendo exotérmica o endotérmica. 
Energía 
Curso de la reacción 
𝐴 
𝐴≠ 
𝑃 
Energía de 
Activación 
Variación de la 
Energía Libre 
𝐴 → 𝑃 
Al disminuir la energía de activación, el catalizador 
consigue que las colisiones sean efectivas. Así, el número 
de colisiones efectivas en un intervalo de tiempo 
aumentan, y así se consigue acelerar la reacción. Si los 
catalizadores que se emplean son enzimáticos, la 
efectividad de las colisiones también aumenta. 
Para alcanzar la energía se activación se requiere que el 
reactante se active. Así, llega al estado de transición, 
energéticamente superior. Por este motivo, muchos 
autores denominan a la energía de activación como 
energía del estado de transición. 
Esta variación en la energía de activación es el resultado 
del poder que tienen los catalizadores para modificar la 
estructura del compuesto de transición, convirtiéndolo en 
un compuesto más inestable. Así, es más fácil llegar a la energía del estado de transición. 
Existen reacciones que pueden tener más de un estado de transición o intermediario. El número de 
intermedios depende del mecanismo de reacción. 
 
Energía 
Curso de la reacción 
𝐴 
𝐴≠ 
𝑃 
Variación de la 
Energía Libre 
𝐴 → 𝑃 
𝐴≠
′