Chemia biofizyczna: krótkie uwagi na temat zasad chemii biofizycznej

Krótkie notatki na temat zasad chemii biofizycznej!

Skala pH:

Sorensen (1909) wprowadził wygodny sposób wyrażania stężenia jonów H ⁺ . Nazywa się wykładnikiem wodoru lub pH Skalę lub wartość pH po prostu pH.

Na tej skali stężenie jonów H ⁺ jest zapisane jako moc. Zatem pH jest logarytmem ujemnym jonów wodorowych do zasady dziesiętnej wyrażonej w gramach moli / litr.

pH = -log ₁₀ [H ⁺ ]

np. jeśli stężenie H ⁺ w roztworze wynosi 10 ^-5 gramów moli / litr, wówczas jego logarytm będzie wynosił -5, a jego logarytm ujemny będzie wynosił 5. Wartość pH zgodnie z definicją będzie zatem wynosić 5.

Jedynym powodem, dla którego stosuje się skalę pH zamiast bezpośredniego wyrażania stężenia H ⁺, jest to, że jest bardziej zrozumiały. Główną wadą tego systemu jest to, że chociaż [H ⁺ ] może się zmieniać dziesięciokrotnie, powoduje to zmianę tylko jednej jednostki w skali pH. To sprawia, że ​​zmiana wydaje się mniej imponująca.

Podobnie, pOH = - log ₁₀ [OH ^- ]

pH + pOH = 14

Ponieważ woda czysta {H ⁺ ] = {OH] = 10 ^-7, zatem czysta woda jest obojętna.

Ponieważ jony wodoru nadają roztworom kwaśnym właściwości i alkaliczne właściwości jonów hydroksylowych, wartość pH jest wyrazem kwasowości i zasadowości roztworów. Wartość pH czystej wody w temperaturze pokojowej wynosi 7, a przy tym pH stężenie H ⁺ i OH- jest równe, dlatego czysta woda jest obojętna. Gdy pH jest poniżej 7, roztwór jest kwaśny, a gdy jest powyżej 7, jest alkaliczny.

Bufory:

W wielu reakcjach biochemicznych istotne jest utrzymanie pH roztworu na stałym poziomie, nawet gdy dodawane są do niego małe ilości kwasów i zasad. Roztwory, które są odporne na zmiany pH przez rozcieńczenie lub dodanie niewielkich ilości kwasów i zasad są nazywane buforami.

Najczęściej stosowanymi buforami są mieszaniny słabych kwasów i ich soli. Mechanizm działania buforu można zrozumieć, biorąc przykład bufora utworzonego z kwasu octowego i octanu sodu. Te dwie dysocjują w następujący sposób.

CH ₃ COOH CH ₃ COOO ^- + H ⁺

CH ₃ COONa CH ₃ COO ^- + Na ⁺

Jeśli do tej mieszaniny dodaje się kwas, np. HC1, jony wodoru z kwasu reagują z octanem sodu, tworząc kwas octowy.

CH3 COONa + HCI CH3COOH + NaCl

Jeśli dodaje się zasadę, np. NaOH, reaguje z kwasem octowym, tworząc octan sodu.

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

Zatem dodanie kwasów lub zasad zmienia stosunek sól-kwas w buforze. Dodatki kwasów lub zasad powodują bardzo niewielką zmianę pH.

Załóżmy, że w buforze kwasu octowego i octanu sodu stężenie molowe soli i kwasu jest równe

pH = pKa (równanie Hendersona-Hasselbalcha), pKa dla kwasu octowego wynosi 4, 73: zatem pH = 4, 73. Teraz, jeśli do tego buforu dodaje się taką samą ilość kwasu octowego, wówczas "stosunek soli do kwasu zmienia się

lub pH = pKa + log1 ^{/ 2}

pH = pKa + log 0, 5

lub pH = 4, 73 + (-0, 3)

Dlatego pH = 4, 43

Tak więc zmiana tylko 0, 3 jednostek pH następuje, gdy ilość kwasu jest podwojona. Zatem bufor może działać wydajnie dla jednej jednostki pH po każdej stronie pKa, np. Wytworzony bufor kwasu octowego będzie skuteczny od pH 3, 73 do 5, 73. Dlatego należy stosować różne kwasy dla różnych zakresów buforów.

Pojemność buforowania:

Chociaż pH buforu zależy od stosunku soli do kwasu (równanie Hendersona-Hasselbalcha), jego zdolność do przeciwstawienia się zmianie pH zależy od bezwzględnej ilości soli i kwasu. Według Van Slyke pojemność buforowa buforu wynosi 1, jeśli wymaga 1 gram ekwiwalentu (1000 ml IN) kwasu lub zasady, aby spowodować zmianę 1 jednostki pH.

Buforowanie mechanizmów ciała:

Buforowanie w organizmie odbywa się na dwóch poziomach: (1) Buforowanie w komórkach (2) Buforowanie poza komórkami.

(1) Buforowanie w komórkach:

W komórce znajduje się kilka układów buforujących, które składają się z kwasów organicznych, kwasów tłuszczowych, aminokwasów i soli wszystkich z nich. Kwas fosforowy i jego sole są ważnymi buforami komórki.

Trudno jest określić dokładne mechanizmy buforujące zaangażowane w komórkę, ponieważ komórka jest heterogennym zespołem organelli, posiadającym własny układ enzymów i buforów. Wykonano bardzo niewiele pracy nad mechanizmem buforowania płynów wewnątrzkomórkowych. Wydaje się jednak, że fosforany stanowią najważniejszy system buforujący w komórkach.

(2) Buforowanie poza komórkami:

Poszczególne komórki ciała są otoczone przez dodatkowy płyn komórkowy zwany limfą, który przepływa przez naczynia limfatyczne. Limfa to ultrafiltrat krwi, a jej skład jest bardzo podobny do poprzedniego.

PH limfy jest również bardzo zbliżone do pH krwi. Aby utrzymać stałe pH płynu wewnątrzkomórkowego, a tym samym całego organizmu, pH krwi (osocza) jest utrzymywane bardzo dokładnie, na przykład w przypadku człowieka, pH osocza jest utrzymywane dokładnie około 7, 4 za pomocą silnych mechanizmów.

Nawet niewielkie zmiany pH w osoczu są bardzo poważne i mogą powodować śmierć. Podatność organizmu na małe zmiany pH w osoczu jest tak duża, że ​​pH 7 powoduje kwasowość osocza (kwasica), a pH 7, 6 powoduje zasadowość plazmy (alkaltenii), z których oba mogą być śmiertelne. Jest jednak oczywiste, że nawet w kwasicy krew może nie być kwaśna.

(a) Bufory krwi:

Duża ilość kwasów powstaje podczas pośredniego metabolizmu. Mają tendencję do obniżania pH krwi. Spośród wszystkich wytwarzanych kwasów najważniejszy jest CO ₂ (kwas węglowy), ponieważ jest to końcowy produkt reakcji wytwarzania energii. Jest produkowany w dużych ilościach i musi być stale usuwany lub neutralizowany w celu utrzymania pH krwi.

Hemoglobina (HHb) obecna w RBC jest słabo kwasowa. Reaguje, z zasadami, głównie z zasadami potasowymi; obecne w RBC w celu utworzenia soli. Sole te nazywane są hemoglobinianami potasu (KHb). Tak powstaje układ buforowy KHb / HHb.

Błona erytrocytów (RBC) jest półprzepuszczalna. Jest przepuszczalny dla CO, H ⁺ i anionów takich jak HCO3 ^-, CI "itd., Ale jest nieprzepuszczalny dla kationów takich jak Na ⁺, K ⁺ i Ca ⁺⁺ . CO2 wytwarzany podczas metabolizmu wchodzi do erytrocytów. W obecności enzymu anhydrazy węglanowej, obecnego w RBC, CO2 łączy się z wodą, tworząc kwas węglowy.

H 2CO ₃ jest silniejszym kwasem niż HHb. Dlatego reaguje z KHb, tworząc KHCO3 i HHb.

H ₂ CO ₃ + KHb KHCO ₃ + HHb

Powstały w ten sposób KHCO3 dysocjuje w następujący sposób:

KHCO ₃ R ⁺ + HCO ₃ ^-

HCO ₃ ^- wchodzi do plazmy pozostawiając naładowany K ^{+ z} tyłu. W celu utrzymania neutralności elektrycznej jony Cl ", które powstają w wyniku dysocjacji NaCl, wchodzą do erytrocytów opuszczających Na ⁺ (ponieważ błona erytrocytów jest nieprzepuszczalna dla Na ⁺ ). W erytrocytach jest więc o 1, 5% więcej jonów chlorkowych niż w osoczu.

W osoczu HCO ₃ ^- łączy się z Na ⁺ pozostawionym przez CI ^- .

Na ⁺ + HCO ₃ ^- -> NaHCO3

Poziom NaHCO3 wzrasta we krwi i podnosi pH krwi. Ten cały mechanizm nazywany jest przesunięciem chloru i został odkryty przez firmę Hamburger w 1918 roku. Jest zatem oczywiste, że w odpowiedzi na wytwarzanie CO ₂ (lub w tym przypadku H2CO3) istnieje ciągła produkcja NaHCO-, tak że bufor NaHC03 / H2CO3 jest utrzymywany. Wodorowęglany we krwi nazywane są rezerwami alkalicznymi ciała.

(b) Wydalenie CO ₂ w płucach:

Dwuwęglany utworzone we krwi działają z obecnymi w nim kwasami.

HA + NaHCO3 NaA + H 2CO ₃

W płucu anhydraza węglanowa działa w odwrotny sposób

Tak utworzony CO2 wydala się przez płuca przez wydech. Z tego powodu poziom HC0 ₃ "w erytrocytach spada, a HCO3 ^- przechodzi z osocza do komórki. Ponownie w celu utrzymania neutralności elektrycznej CI ^- który wszedł do komórki powraca do plazmy. NaHCO3 w osoczu ulega redukcji, a NaCl wzrasta.

(c) Wydalanie kwasów przez nerki:

Krew jest zawsze alkaliczna (pH 7, 4), a mocz zawsze kwaśny (pH 5 do 6). Wydaje się, że poprzez ekstrakcję kwasów z krwi, mocz zachowuje swoją kwasowość, podczas gdy krew zachowuje swoją zasadowość. Jony wodoru są pobierane w bliższej kanaliku kanalika nerkowego.

To zaburza równowagę elektrolitową iw zamian Na ⁺ wychodzi z kanalików i wchodzi do krwi przez komórki kanalika proksymalnego. We krwi Na ⁺ łączy się z HCO3 ^- tworząc NaHCO3. Utworzony w ten sposób NaHC0 ₃ dodaje się do zasobów alkalicznych organizmu.

Jony wodorowe, które wchodzą do kanalików, łączą się z jonami wodorowęglanowymi, tworząc kwas węglowy. Ma to jedno z następujących przyczyn:

(1) Łączy się z fosforanami,

HPO ₄ ^- + H ₂ CO ₃ HaPO ₂ ^- + HCO ₃ ^-

Fosforany są wydalane z moczem, a wodorowęglany wracają do krwi. Tylko bardzo mała ilość wodorowęglanu jest wydalana jako taka; podczas kwasicy nawet to się zmniejsza.

(2) Część jonów wodorowych łączy się z amoniakiem, który jest ciągle wydzielany przez kanaliki i tworzy następujący układ buforowy.

pH = pKa + log NH3 / NH4

Wielu pracowników zauważyło, że wydzielanie NH3 zwiększa się wraz ze wzrostem kwasowości krwi.

Kinetyka chemiczna:

Gałąź chemii fizycznej, w której badamy szybkość reakcji i mechanizm reakcji nazywamy kinetyką chemiczną.

Ocena reakcji:

Szybkość reakcji można określić jako "szybkość zmiany stężenia reagentów w czasie". Innymi słowy, mierzy się ją ilością substancji w objętości jednostkowej zmienionej w jednostce czasu, a ilość mierzy się w molach. . A zatem,

Szybkość reakcji = Ilość przekształcona / Czas potrzebny na transformację

= dx / dt

Gdzie dx to ilość substancji zmieniana, a dt to bardzo mały przedział czasu. Znak ujemny wskazuje, że prędkość reakcji maleje wraz z upływem czasu. Ważne jest, aby pamiętać, że pojęcie prędkości mechanicznej lub prędkości nie może być użyte do pomiaru szybkości reakcji. Ponieważ szybkość reakcji zależy od stężenia molowego reagentów i maleje wraz z upływem czasu, dlatego szybkość reakcji zmienia się wraz z upływem czasu.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji:

1. Wpływ koncentracji:

Szybkość reakcji zmniejsza się wraz ze spadkiem stężenia.

2. Wpływ temperatury:

Zaobserwowano, że szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Na ogół szybkość reakcji wzrasta dwukrotnie w tempie 10 ° C (zwykle 25-35 ° C).

3. Wpływ charakteru reagenta:

Obserwuje się reakcje, w których biorą udział jony proste; zachodzą szybciej niż reakcje, w których biorą udział jony znacznych wiązań. Na przykład utlenianie jonu Fe ²⁺ jonem nadmanganianu (jon MnO ₄ ) w środowisku kwaśnym zachodzi szybciej niż utlenianie jonów C ₂ O ₄ ^2- w tych samych warunkach.

4. Wpływ katalizatora:

Ogólnie katalizator zwiększa szybkość reakcji.

5. Wpływ powierzchni reagentów:

Obserwuje się, że mniejsze cząstki reagują szybciej niż większe cząstki o tej samej masie. Na przykład pył węglowy płonie gwałtownie, niż pył dużych brył węgla.

6. Wpływ promieniowania:

Szybkość niektórych reakcji wzrasta dzięki absorpcji fotonów pewnych promieniowań. Takie reakcje są znane jako reakcje fotochemiczne.

Stała szybkości:

Zgodnie z teorią kolizji szybkość reakcji jest proporcjonalna do liczby zderzeń molekularnych zachodzących w ciągu sekundy. Tak więc przy zwiększaniu stężenia reagenta wzrasta liczba zderzeń, a więc szybkość reakcji wzrasta.

Tak więc, dla ogólnej reakcji

A → Produkty

r = dx / dT = -dC _A / dt kC _A

Gdzie r = szybkość reakcji, C _A = Stężenie reagenta A i k = stała szybkości.

Jeśli C _A = 1, to r = k.

Można powiedzieć, że w danej temperaturze szybkość jest równa stałej szybkości reakcji, gdy stężenie reagenta jest jednością. Stała szybkości jest znana jako szybkość reakcji.

W przypadku dwóch reagentów reakcję można zapisać jako;

A + B → Produkty

r = dx / dT = kC _A C _B

Gdzie wszystkie terminy mają zwykłe znaczenie

Jeśli C _A = C _B = 1, to r = k

Tak więc stała szybkości jest równa szybkości reakcji, gdy stężenie każdego z reagentów jest jednością.

Kolejność reakcji:

Reakcje chemiczne można sklasyfikować na podstawie liczby cząsteczek, które muszą ostatecznie reagować tworząc produkty reakcji. Tak więc mamy monomolekularny, bimolekularny; i reakcje termolekularne, w których odpowiednio jedna, dwie lub trzy cząsteczki ulegają reakcji.

Reakcje chemiczne są klasyfikowane na podstawie kinetycznej na podstawie kolejności reakcji, takich jak reakcje rzędu zerowego, pierwszego rzędu, drugiego rzędu i reakcji trzeciego rzędu, w zależności od tego, jak na szybkość reakcji ma wpływ stężenie reagentów w danym zestawie warunków.

1. Reakcje zerowego zamówienia:

Jeśli szybkość reakcji jest niezależna od stężenia reagenta, wówczas reakcję nazywa się reakcją rzędu zerowego. Na przykład

A -> Produkt

r = - dC ^o _A / dt = k

Jeśli a = stężenie początkowe, x = ilość rozkłada się w czasie "t"

k a- (a-x) / t = x / t

2. Reakcje pierwszego rzędu:

Jeśli szybkość reakcji jest określona przez zmianę stężenia w stężeniu tylko jednego reagenta, wówczas reakcję nazywa się reakcją pierwszego rzędu. Na przykład,

A → Produkt

r = dC _A / dt = kC _A

-dC _A / C _A = kdt

Zintegrowana postać równania szybkości pierwszego rzędu to:

k = 2, 303 / t log C ₀ / C

Gdzie C ₀ i C są skoncentrowane w czasie początkowym (tj. T = 0) i w każdym kolejnym czasie. Jeśli początkowe stężenie reagenta wynosi "a" mol L ^-1, a po czasie t, "x" mol L ^-1 przereagował, aby dać produkt, wówczas stężenie reagenta pozostawionego w czasie t będzie ( ) moli L ^-1 . Następnie równanie pierwszego rzędu zleceń można podać jako

k = 2, 303 / t log a / ax

W reakcji pierwszego rzędu, połowę czasu t½ reakcji określa:

t½ 0, 693 / k

Tutaj półokres jest niezależny od początkowego stężenia substratu, t½ jest zdefiniowany jako czas, w którym reaguje połowa stężenia danego reagenta.

Stałe pierwszej kolejności mają wymiary czasu odwrotnego, zwykle s ^-1

3. Reakcje drugiego rzędu:

Uważa się, że reakcja jest drugiego rzędu, jeśli jej szybkość jest określona przez zmianę dwóch warunków koncentracji lub szybkość reakcji jest proporcjonalna do drugiej mocy stężenia pojedynczej substancji.

Ogólnie reakcje drugiego rzędu mogą być dwojakiego rodzaju.

1. Gdy stężenie reagentów jest takie samo, tj

A + A -> Produkty

Niech "a" będzie początkowym stężeniem każdego z reagentów, aby rozpocząć reakcję i x być ilością każdego reagentu, rozłożonego po czasie, t.

2A -> Produkty

ao (stężenie początkowe)

(ax) x (stężenie po czasie t).

Szybkość reakcji może być reprezentowana przez dx

dx / (ax) ² = k.dt

Po integracji w granicach od do x odpowiednio w czasie od do t otrzymujemy

k = 1 / txx / a (ax)

2. Gdy stężenie reagentów jest różne, tj

A + B -> Produkty

abo (stężenie początkowe)

(ax) (bx) x (stężenie po czasie t)

Szybkość reakcji będzie wyrażona jako dx

dx / dt = k (ax) (bx),

dx / (a ​​- x) (b - x) = k.dt

Przy integracji w granicach od do x odpowiednio w czasie od do t,

k = 2, 303 / 1 (a - b) log10 (ax) b / (bx) a

Stałe szybkości reakcji drugiego rzędu mają wymiary 1 / stężenie x czas lub moL ^-1 sek ^-1 .

4. Reakcje trzeciego rzędu:

Uważa się, że reakcja jest trzeciego rzędu, jeśli szybkość jest określona przez zmianę trzech określeń stężenia. Innymi słowy, minimalna liczba cząsteczek potrzebnych do przeprowadzenia reakcji to trzy. W trzeciej kolejności mogą wystąpić trzy różne przypadki.

1. Wszystkie trzy gatunki mają równe stężenia

A + A + A-> P

Rozważ ogólną reakcję obejmującą trzy mole A o stężeniu każdego z nich jako "a" moli na litr. Niech stężenie w czasie t stanie się (ax), a następnie szybkość reakcji zostanie podana przez

dx / dt = k (a - x) ³ dt

Zintegrowaną formą równania jest

K = 1 / tx (2a - x) / 2a ² (a - x)

2. Gdy stężenia dwóch reagentów są nierównomierne i są różne

2A + B -> Produkty

Szybkość reakcji jest podawana przez. dx / dt = k (a - 2x) ² (b - x).

Aby poznać wartości k, integrując powyższe równanie, otrzymujemy

k = 1 / t 1 / (a-2b) ² [2x (2 ba) / a (a- 2x) + log (b (a-2x) / a (bx)]

Stałe szybkości reakcji trzeciego rzędu mają wymiary mol ^-2 L ² s-1.

Termodynamika:

Termodynamika jest gałęzią nauki, która zajmuje się zmianami energii towarzyszącymi transformacji fizycznej i chemicznej. Nie dotyczy całkowitej energii ciała, ale zmian energii towarzyszących danym procesom lub transformacjom. Ponieważ termodynamika dotyczy energii, ma ona zastosowanie do wszystkich zjawisk w przyrodzie.

Terminologia termodynamiki:

1. System, granica i otoczenie:

Układ termodynamiczny można zdefiniować jako dowolną określoną część materii we wszechświecie, która jest przedmiotem badań. System może składać się z jednej lub więcej substancji.

Reszta wszechświata, która może być w stanie wymieniać energię i materię z systemem, nazywa się otoczeniem. Tak więc system jest oddzielony od otoczenia przez granicę, która może być realna lub wyobrażona.

System izolowany:

System nie może wymieniać energii ani materii z otoczeniem, nazywany jest układem izolowanym.

Zamknięty system:

System, który może wymieniać energię, ale nie ma znaczenia z otoczeniem, nazywany jest systemem zamkniętym.

Otwarty system:

System, który może wymieniać zarówno materię, jak i energię z otoczeniem, jest systemem otwartym.

Środowisko żywych organizmów jest dla nich absolutnie niezbędne, nie tylko jako źródło darmowej energii, ale także jako źródło surowców. W języku termodynamiki żywe organizmy są systemami otwartymi, ponieważ wymieniają energię i materię z otoczeniem, a przy tym przekształcają je. Charakterystyczne dla systemów otwartych jest to, że nie są one w równowadze z otoczeniem.

Chociaż żywe organizmy mogą wydawać się być w równowadze, ponieważ mogą nie zmieniać się widocznie, gdy obserwujemy je przez pewien okres czasu, faktycznie zwykle istnieją one w stanie ustalonym, w tym stanie otwartego układu, w którym szybkość przenoszenia materii i energia z otoczenia do układu jest dokładnie równoważona przez szybkość transferu materii i energii z układu.

Właściwości makroskopowe:

Właściwości związane z układem makroskopowym (tj. Składającym się z dużej liczby cząstek) nazywane są właściwościami makroskopowymi. Te właściwości to ciśnienie, objętość, temperatura, skład, gęstość, lepkość, napięcie powierzchniowe, współczynnik załamania, kolor, itp.

System homogeniczny i heterogeniczny:

Mówi się, że układ jest jednorodny, gdy jest całkowicie jednolity w całym tekście, na przykład jako czyste ciało stałe lub cała ciecz lub roztwór lub mieszanina gazów. Innymi słowy, jednorodny system składa się tylko z jednej fazy.

Faza jest zdefiniowana jako jednorodna i fizycznie odrębna część systemu, która jest ograniczona przez powierzchnię i jest mechanicznie oddzielana od innych części systemu.

Mówi się, że system jest niejednorodny, gdy nie jest jednorodny w całym tekście. Innymi słowy, system heterogeniczny składa się z dwóch lub więcej faz. Zatem system składający się z dwóch lub więcej niemieszających się płynów lub ciała stałego w kontakcie z cieczą, w której nie rozpuszcza się, jest układem heterogenicznym.

Stan systemu:

Gdy makroskopowe właściwości systemu mają określone wartości, mówi się, że system znajduje się w określonym stanie. Ilekroć nastąpi zmiana w jednej z właściwości makroskopowych, mówi się, że system zmienia się w inny stan. Tak więc stan układu jest ustalany przez jego makroskopowe właściwości.

Równowaga termodynamiczna:

Uważa się, że układ, w którym właściwości makroskopowe nie ulegają żadnym zmianom w czasie, znajduje się w równowadze nodynamicznej, przypuśćmy, że system jest heterogeniczny, tzn. Składa się z więcej niż jednej fazy. Następnie, jeśli jest w równowadze, właściwości makroskopowe w różnych fazach pozostają niezmienione w czasie.

W rzeczywistości pojęcie równowagi termodynamicznej oznacza istnienie w systemie trzech rodzajów równowag. Są to (i) równowaga termiczna (ii) równowaga mechaniczna i (iii) równowaga chemiczna.

Mówi się, że układ jest w równowadze termicznej, jeśli nie ma przepływu ciepła z jednej części systemu do drugiej. Jest to możliwe, jeśli temperatura pozostaje taka sama we wszystkich częściach systemu.

Mówi się, że układ jest w równowadze mechanicznej, jeżeli żadna część układu nie wykonuje żadnej pracy mechanicznej na innej części układu. Jest to możliwe, jeśli ciśnienie pozostaje takie samo we wszystkich częściach systemu.

Mówi się, że układ jest w równowadze chemicznej, jeśli skład różnych faz w układzie pozostaje taki sam w całym systemie.

Procesy i ich typy:

Operacja zmiany systemu z jednego stanu na inny nazywa się procesem. Ilekroć system zmienia się z jednego stanu na inny, towarzyszy mu zmiana energii. W przypadku systemów otwartych może również nastąpić zmiana materii.

Znane są następujące typy procesów:

Proces izotermiczny:

Mówi się, że proces jest izotermiczny, jeżeli temperatura układu pozostaje stała podczas każdego etapu procesu.

Proces adiabatyczny:

Mówi się, że proces jest adiabatyczny, jeśli żadne ciepło nie dostaje się do układu podczas jakiegokolwiek etapu procesu.

Proces izobaryczny:

Mówi się, że proces jest izobaryczny, jeśli ciśnienie układu pozostaje stałe podczas każdego etapu procesu.

Procesy odwracalne i nieodwracalne:

Proces przeprowadzany nieskończenie wolno, tak że siła napędowa jest nieskończenie większa od siły przeciwnej, nazywany jest procesem odwracalnym.

Każdy proces, który nie odbywa się w powyższy sposób, tj. Proces, który nie odbywa się nieskończenie powoli, jest uważany za proces nieodwracalny.

Procesu odwracalnego nie można zrealizować w praktyce, ponieważ wymagałoby to nieskończonego czasu na jego zakończenie. Dlatego prawie wszystkie procesy występujące w przyrodzie lub laboratorium są nieodwracalne. Proces odwracalny pozostaje zatem urojonym i teoretycznym.

Pierwsze prawo termodynamiki:

Pierwsza zasada termodynamiki stwierdza, że ​​energii nie można ani wytworzyć, ani zniszczyć, chociaż można ją przekształcić z jednej formy w drugą. Jest to również znane jako prawo zachowania energii. Innymi słowy, z równania £ = mc. ² (gdzie E = energia, m = masa i c = prędkość światła) prawo można określić jako "całkowita masa i energia izolowanego układu pozostaje niezmieniona."

Energia wewnętrzna U:

Każda substancja wiąże się z określoną ilością energii, która zależy od jej chemicznej natury, a także od jej temperatury, ciśnienia i objętości. Ta energia znana jest jako energia wewnętrzna. Energia wewnętrzna substancji lub układu jest określoną wielkością i jest funkcją tylko stanu (tj. Natury chemicznej, składu, temperatury, ciśnienia i objętości) układu w danym momencie, niezależnie od sposobu, w jaki państwo zostało doprowadzone. Rzeczywistej wartości energii wewnętrznej nie można określić, ale zmiana energii wewnętrznej towarzyszącej procesowi chemicznemu lub fizycznemu jest wielkością mierzalną.

Entalpia (zawartość ciepła) układu:

Załóżmy, że zmiana stanu systemu następuje przy stałym ciśnieniu. W takim przypadku nastąpi zmiana głośności. Niech wzrost objętości od V _A do V _B przy stałym ciśnieniu P. Następnie praca wykonana (W) przez system zostanie podana przez

W = -P (V _B- V _A )

Podstawiając to w równaniu ΔU = q + w, mamy

ΔU = q + {-p (V _B- V _A )}

U _B -U _A = qP (V _B- V _A )

Lub (U _{B +} PV _B ) - (U _A + PV _A ) = q (1)

Ilość U + PV jest znana jako entalpia układu i jest oznaczona przez H. Reprezentuje całkowitą energię zmagazynowaną w układzie. A zatem,

H = U + PV

Ponieważ, U jest określoną własnością, a P i V są również określonymi właściwościami, które definiują stan systemu, stąd H jest również określoną własnością w zależności od stanu systemu.

Z równania (1) mamy

H _B- H _A = ΔH = q (2)

Ponieważ H _R i H _A mają określone właściwości, oczywiste jest, że ΔH, podobnie jak Δ4, jest określoną własnością zależną tylko od początkowego i końcowego stanu układu. Oczywiście, ΔH oznacza wzrost entalpii układu, gdy przechodzi on ze stanu A do stanu B. Tak więc ciepło zaabsorbowane (q) przy stałym ciśnieniu jest również określoną wielkością.

Ponadto wynika to z równania (1), że

(UB -U _A ) + P (V _B- V _A ) = q

Uwzględniając powyższą wartość q w równaniu (2), mamy

ΔH = (U _B -U _A ) + P (V _B- V _A )

ΔH = ΔU + PΔY

Gdzie ΔV jest wzrostem objętości poddawanej przez system.

Druga zasada termodynamiki:

Druga zasada termodynamiki stwierdza, że ​​zawsze, gdy ma miejsce spontaniczny proces, towarzyszy mu wzrost całkowitej energii wszechświata.

Mówiąc dokładniej, pojęcie wszechświat oznacza system i otoczenie

ΔS _univ = _system ΔS + _otoczenie ΔS

Drugie prawo, o którym mowa powyżej, mówi nam, że gdy pojawia się nieodwracalny spontaniczny proces, entropia systemu i otoczenia wzrasta. Innymi słowy, AS _univ > O (zero), gdy występuje proces odwracalny, entropia układu jest stała AS _surr . = O. Ponieważ cały wszechświat przechodzi spontaniczną zmianę, drugie prawo nie może być ogólnie i zwięźle określone, ponieważ entropia systemu stale rośnie.

Pojęcie entropii:

Entropia (S) jest ilościowym wyrażeniem losowości lub zaburzenia w systemie. Gdy produkty reakcji są mniej złożone i bardziej nieuporządkowane niż reagenty, mówi się, że reakcja przebiega z przyrostem entropii.

Entropia układu jest rzeczywistą wielkością fizyczną i jest określoną funkcją stanu ciała, takiego jak ciśnienie, objętość, temperatura lub energia wewnętrzna. Trudno jest zdefiniować rzeczywistą entropię systemu. Bardziej wygodne jest definiowanie zmiany entropii podczas zmiany stanu.

Tak więc, zmiana entropii układu może być zdefiniowana jako sumowanie wszystkich pojęć, z których każdy obejmuje wymianę ciepła (q) podzieloną przez absolutną temperaturę (T) podczas każdej nieskończenie małej zmiany procesu przeprowadzanego odwracalnie. Tak więc, zmiana entropii dla skończonej zmiany stanu układu w stałej temperaturze jest określona przez

ΔS = q _obr / t

Wartość ΔS jest określoną wielkością i zależy tylko od początkowego i końcowego stanu systemu. Jest niezależny od ścieżki lub sposobu, w jaki dokonano zmiany. Wartość pozostanie niezmieniona, nawet jeśli zmiana stanu początkowego do końcowego została odwrócona lub nieodwracalna.

Jednostki entropii:

Ponieważ zmiana entropii wyrażana jest przez termoelement podzielony przez temperaturę absolutną, entropia wyrażana jest w postaci kalorii na stopień, tj. Cal- ¹ . Jest to znane jako jednostka entropii, ue W jednostkach SI entropia wyrażana jest w dżulach na stopień Kelvina (JK ^-1 ).

(I) Entropia Zmiana w izotermicznej ekspansji gazu idealnego:

W izotermicznej ekspansji gazu idealnego przeprowadzanego odwracalnie, nie nastąpi zmiana energii wewnętrznej tj. AU = 0, a zatem z pierwszego równania prawnego (mianowicie ΔU = q + w)

q _rev = - w

W takim przypadku, praca wykonana w ekspansji n moli gazu z objętości V1 do V2, w stałej temperaturze T, jest określona przez

-w = nRT In (V ₂ / V ₁ )

ΔS = R In (V ₂ / V ₁ )

(II) Zmiany entropii w odwracalnym (proces spontaniczny):

Całkowity wzrost entropii układu i jego otoczenia w czasie spontanicznego procesu ekspansji z udziałem jednego mola gazu byłby

AS = R (V ₂ / V ₁ )

Ponieważ V2> V1 jest oczywiste, spontaniczne (nieodwracalne) rozszerzenie izotermiczne gazu towarzyszy wzrostowi entropii układu i jego otoczenia rozpatrywanego łącznie. W ten sposób możemy wywnioskować, że:

Procesowi nieodwracalnemu termodynamicznie zawsze towarzyszy wzrost entropii układu i jego otoczenia łącznie. Zmiany entropijne w nieodwracalnym (spontanicznym) procesie są zerowe, tj. ΔS = O. Innymi słowy, w procesie termodynamicznie odwracalnym entropia układu i jego otoczenia pozostaje niezmieniona.

Ponieważ cały proces w naturze następuje spontanicznie, tj. Nieodwracalnie, wynika z tego, że entropia wszechświata stale rośnie. Jest to kolejne stwierdzenie drugiej ustawy.

Fizyczne znaczenie entropii:

1. Spontanicznym procesom towarzyszy wzrost entropii oraz wzrost zaburzeń układu. Dlatego entropia jest uważana za miarę zaburzeń systemu.

2. Zmiana spontaniczna zachodzi niezmiennie od mniej prawdopodobnego do bardziej prawdopodobnego, stąd entropia i prawdopodobieństwo termodynamiczne są ze sobą ściśle powiązane.

Trzecie prawo termodynamiki:

Zgodnie z tym prawem, w punkcie zero absolutna entropia idealnie krystalicznej substancji jest przyjmowana jako zero. Oznacza to, że przy zerowym Kelwinie jest najmniej nieładu lub idealnego porządku.

Wolna energia Gibb lub funkcja Gibb (G):

Wolna energia Gibb (G) wyraża ilość energii zdolnej do pracy podczas reakcji w stałej temperaturze i ciśnieniu. Kiedy reakcja przebiega wraz z uwolnieniem energii swobodnej (tj. Gdy system zmienia się w taki sposób, aby uzyskać mniej darmowej energii), zmiana wolnej energii (AG) ma znak ujemny, a reakcja jest uważana za egzogeniczną. W reakcjach endogenicznych system otrzymuje darmową energię, a AG jest dodatnia.

W warunkach panujących w układach biologicznych (przy stałej temperaturze i ciśnieniu) zmiany energii swobodnej, entalpii i entropii są wzajemnie powiązane ilościowo za pomocą równania.

ΔG = ΔHTΔS

gdzie AG = (G _reagent G G)

= zmiana energii swobodnej Gibbs w reagującym układzie.

ΔH = zmiana entalpii układu.

T = temperatura absolutna.

ΔS = zmiana entropii układu reakcyjnego.

Zgodnie z konwencją AS ma znak dodatni, gdy wzrasta entropia, a ΔH ma znak ujemny, gdy ciepło jest uwalniane przez system do otoczenia. Każdy z tych warunków, które są typowe dla korzystnych procesów, będzie powodował, że ΔG będzie ujemny. W rzeczywistości, ΔG spontanicznie reagującego układu jest zawsze ujemne.

Komórki wymagają źródeł darmowej energii:

Organizmy żywe nie mogą konsumować ani zużywać energii; mogą przekształcić jedną formę energii w inną. Pochłaniają one ze swojego otoczenia pewną formę energii, która jest dla nich użyteczna w szczególnych warunkach temperatury i ciśnienia, w którym żyją, a następnie wracają do środowiska równoważną ilość energii w jakiejś innej, mniej użytecznej formie.

Przydatna forma energii, którą pobierają komórki, nazywana jest energią swobodną opisaną przez funkcję energii swobodnej Gibbs G, która pozwala przewidywać kierunek reakcji chemicznych, ich dokładną pozycję równowagi i ilość pracy jaką teoretycznie mogą wykonywać w stałej temperaturze i nacisk. Żywa komórka jest zatem nie-równowagowym systemem otwartym; maszyna do wydobywania darmowej energii ze środowiska, która powoduje wzrost losowości.

Żywa komórka jest również zasadniczo izotermiczna w dowolnym momencie, gdy wszystkie części komórki mają zasadniczo tę samą temperaturę. Ponadto nie ma znaczących różnic w ciśnieniu między jedną częścią komórki a drugą.

Z tych powodów komórki nie są w stanie wykorzystać ciepła jako źródła energii, ponieważ ciepło może pracować pod stałym ciśnieniem tylko wtedy, gdy przechodzi ze strefy o wyższej temperaturze do strefy o niższej temperaturze. Żywe komórki działają zatem jako izotermiczne silniki chemiczne.

Energia, którą komórki absorbują ze swojego otoczenia, przekształca się w energię chemiczną, która jest następnie wykorzystywana do wykonywania prac chemicznych związanych z biosyntezą komponentów komórkowych, pracą osmotyczną wymaganą do transportu materiałów do komórki oraz mechaniczną pracą skurczu i Lokomocja itp. Komórki heterotroficzne pobierają darmową energię z cząsteczek substancji odżywczych, a komórki fotosyntezy pozyskują ją z pochłoniętego promieniowania słonecznego.

Standardowa zmiana wolnej energii jest bezpośrednio powiązana ze stałą równowagi:

Skład reagującego układu, który jest mieszaniną reagentów chemicznych i produktów, będzie się dalej zmieniać aż do ustalenia równowagi. Przy równowagowym stężeniu reagentów i produktów szybkości reakcji w przód i w tył są dokładnie równe i nie występują dalsze zmiany w układzie. Stężenie reagentów i produktów w stanie równowagi wyznacza stałą równowagi. W ogólnej reakcji

aA + bB cC + dD

Gdzie a, b, c oraz d są liczbą cząsteczek uczestniczących w A, B, C i D, stała równowagi jest określona przez

Keq = [C] _c [D] _d / [A] _a [B] _b

Gdzie [A], [B], [C] i [D] oznaczają stężenie molowe składników reakcji w punkcie równowagi; a Keq jest nazywana stałą równowagi.

Kiedy układ reagujący nie jest w równowadze, tendencja do poruszania się w kierunku równowagi reprezentuje siłę napędową, której wielkość można wyrazić jako zmianę energii swobodnej dla reakcji, ΔG.

W standardowych warunkach (25 ° C, 1 atm ciśnienia), gdy substraty i produkty są początkowo obecne w stężeniu 1M lub, dla gazów o ciśnieniach cząstkowych 101, 3 K Pa, siła kierująca układem w kierunku równowagi jest zdefiniowana jako standardowa energia swobodna, ΔG ^o .

ΔG ^o = ΔH ^o - TΔS ^o

Związek między Keq i ΔG ^o jest określony przez

ΔG ° = -RTInK 'eq.