Лекция Физико-химические принципы организации и функционирования живых систем
 Скачать 354 Kb.
| Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей |
| Лекция 1. Физико-химические принципы организации и функционирования живых систем Живые организмы- открытые термодинамические системы. Законы термодинамики в биологии. Стационарное состояние. Энтропия живых систем. Термодинамические потенциалы биохимических реакций. Энтальпия, закон Гесса. Изменение стандартной свободной энергии и константа равновесия. Все живые существа состоят из клеток - маленьких, окруженных мембраной полостей, заполненных концентрированным водным раствором химических веществ. Простейшие формы жизни - это одиночные клетки, размножающиеся делением. Более высокоразвитые организмы, такие как мы сами, можно сравнить с клеточными городами, в которых специализированные функции осуществляют группы клеток, в свою очередь связанные между собой сложными системами коммуникаций. В известном смысле клетки находятся на полпути между молекулами и человеком. Мы изучаем клетки, чтобы понять, каково их молекулярное строение, с одной стороны, и чтобы выяснить, как они взаимодействуют для образования столь сложного организма, например, как человек, - с другой. Считается, что все организмы и все составляющие их клетки произошли эволюционным путем от общей предковой клетки. Два основных процесса эволюции - это 1) случайные изменения генетической информации, передаваемой от организма к его потомкам, и 2) отбор генетической информации, способствующей выживанию и размножению своих носителей. Эволюционная теория является центральным принципом биологии, позволяющим нам осмыслить ошеломляющее разнообразие живого мира. Живая клетка состоит из ограниченного набора элементов, причем на долю шести из них (С, Н, N, О, Р, S) приходится более 99% ее общей массы. Такой состав, заметно отличающийся от состава земной коры, свидетельствует о химизме особого типа (рис. 2).  Рис. 2. Относительное содержание химических элементов в Земной коре (неживой мир), и в мягких тканях организмов. Относительное количество выражено в процентах к общему числу атомов. Так, например, на долю водорода приходится около 50% от числа всех атомов, присутствующих в живых организмах. В чем же своеобразие химии живого и как оно возникло в процессе эволюции? Соединение, которое живая клетка содержит в наибольшем количестве, - это вода. Она составляет 70-80 % массы большинства клеток, и все биохимические реакции протекают в водной среде. Жизнь на нашей планете возникла в океане, и условия этой первобытной среды наложили неизгладимый отпечаток на химию живых существ. «Конструкция» всех живых организмов связана с уникальными свойствами воды, такими, как полярный характер ее молекул, способность к образованию полярных связей и большое поверхностное натяжение . Если не считать воды, можно сказать, что почти все молекулы клетки, за небольшим исключением, относятся к соединениям углерода, которые рассматриваются в курсе органической химии. Среди всех элементов Земли углерод занимает особое место по способности к образованию больших молекул; до некоторой степени аналогичной способностью обладает кремний, однако он сильно уступает углероду в этом отношении. Благодаря малому размеру и наличию на внешней оболочке четырех электронов атом углерода может образовать четыре прочные ковалентные связи с другими атомами. Наиболее важное значение имеет способность атомов углерода соединяться друг с другом, образуя цепи и кольца и создавая в результате большие и сложные молекулы, на размеры которых не накладывается никаких видимых ограничений. Другие атомы, широко представленные в клетке (Н, N и О), имеют, как и углерод, небольшие размеры и способны образовать очень прочные ковалентные связи (схема 2-2). В принципе, правила образования ковалентной связи между углеродом и другими элементами допускают существование астрономически большого числа соединений. Количество различных углеродных соединений в клетке действительно очень велико, но это лишь крошечная часть теоретически возможного. В некоторых случаях мы можем довольно убедительно обосновать, почему то или иное соединение выполняет именно данную биологическую функцию; однако чаще возникает ощущение, что выбор пал на один из многих приемлемых вариантов и свою роль здесь сыграл случай . Определенные типы реакций и химические мотивы, однажды установившись, сохранили (с некоторыми вариациями) свой характер в ходе эволюции. Появление новых классов соединений было, очевидно, необходимым или целесообразным лишь в редких случаях. Необходим рисунок с примерами малых молекул. Аминокислота, сахар, нуклетид, жирная кислота Хотя живые системы состоят из тех химических элементов, что и неживая природа, у них существуют свойства, которые отсутствуют у неживых объектов: 1) способность к метаболизму, т. е. к обмену вещества и энергии; 2) воспроизведению себе подобных (с передачей генетической информации). При этом живые существа являются составной частью природы и подчиняются всем основным законам природы, таким, в том числе и законам термодинамики. Метаболизм – это упорядоченные процессы преобразования вещества и энергии в результате химических реакций, протекающих в живых клетках. Метаболизм включает в себя процессы синтеза органических соединений, (в т.ч. и макромолекул из атомов и молекул), и процессы распада сложных молекул до простых компонентов. Соответственно, с этой точки зрения, жизнь это есть непрерывный химический процесс, включающий тысячи химических реакций. Для понимания биологических превращений нам необходимо понятие энергии. Любая химическая (биохимическая) реакция протекает с поглощением (эндоорганическая реакция) или выделением (экзорганическая реакция ) энергии. Энергия (от греч. enérgeia — действие, деятельность), общая количественная мера движения и взаимодействия всех видов материи. Энергия в природе не возникает из ничего и не исчезает; она только может переходить из одной формы в другую. Понятие энергии связывает воедино все явления природы. В соответствии с различными формами движения материи условно рассматривают различные формы энергии механическую, химическую, электрическую, энергию электромагнитного излучения, ядерную энергию. механическую,, ядерную и др. В случае непрерывной среды или поля вводятся понятия плотности энергии., т. е. энергия в единице объема, и плотности потока энергии, равной произведению плотности энергии на скорость ее перемещения. Согласно классической физике, энергия любой системы меняется непрерывно и может принимать любые значения. Согласно квантовой теории, энергия микрочастиц, движение которых происходит в ограниченной области пространства (например, электронов в атомах), принимает дискретный ряд значений. Атомы излучают электромагнитную энергию в виде дискретных порций —квантов, или фотонов. Превращение энергии в живых системах подчиняется законам термодинамики. Раздел науки, которая изучает эти проблемы, называется биологической термодинамикой. Законы термодинамики универсальны для живой и неживой природы, и формулируя их, мы не исследуем сущности явлений, происходящих в этих системах. Классическая термодинамика не изучает закономерности, связанные с конкретной структурой вещества. Термодинамика- наука феноменологическая ( “феномен” - явление). Так, с позиции термодинамики, процессы происходящие при движении поршня в цилиндре, нагревании воды в чайнике и прорастании семени, принципиально не различаются. Состояние термодинамической системы, в т.ч. и биологической системы определяется совокупностью независимых параметров. Параметры системы – это поддающиеся измерению макроскопические физические величины. К важнейшим параметрам термодинамической системы относятся обьем, температура, давление. Экстенсивные параметры, зависят от количества вещества в системе, например, объем, масса, внутренняя энергия. Интенсивные, не зависят от количества вещества в системе (давление, температура). При взаимодействии термодинамической системы с окружающей средой ее параметры изменяются. Внутренняя энергия (U) есть суммарная потенциальная и кинетическая энергия взаимодействия всех компонентов системы. В термодинамике представляет интерес не столько значение внутренней энергии, сколько ее изменение ( ∆U) при изменении состояния системы. В идеальных газах ее изменение внутренней энергии связано с изменением температуры, которая определяется изменением средней кинетической энергии хаотического движения частиц системы. В реальных газах, жидкостях, твердых телах внутренняя энергия включает энергию внутримолекулярного и межмолекулярного взаимодействий. Теплотой или количеством теплоты (Q) называют ту часть внутренней энергии, которая передается системой в окружающую среду (или передается системе из окружающей среды) в процессе теплообмена. Количество теплоты имеет положительное значение, если теплота передается от внешних тел в систему. Внутренняя энергия системы при этом повышается. Отношение количества теплоты полученного или отданного системой к температуре, при которой происходит теплообмен (Q/Т), называют приведенным количеством теплоты. Работа или количество работы (W) - это часть внутренней энергии, которая передается системой в окружающую среду (или системе из окружающей среды) не используя при этом разность температур, т.е. не за счет теплообмена. Значение работы считается положительным, если работа выполняется внешними силами над системой. В этом случае внутренняя энергия системы повышается. При выполнении работы системой над внешней средой ее значение будет отрицательным. Необходимо уточнить, что теплота и работа не являются формами энергии, а характеризуют лишь способ передачи энергии. Изменение внутренней энергии термодинамической системы может происходить или за счет теплообмена, или за счет совершения работы. Поэтому энергия, работа, теплота- это взаимосвязанные величины. В системе СИ единицей измерения этих величин является джоуль (1Дж = 1Н·м). Внесистемная единица измерения энергии, работы и теплоты – калория (1 кал = 4,187 Дж). 1 кал – количество энергии, необходимое для повышения температуры 1 г воды на 1 ºС. Таблица 1 Основные единицы измерения в системе СИ и их производные
Свободная энергия (F) есть та часть внутренней энергии, за счет которой система может совершать работу в обратимом изотермическом процессе F = U-TS. В равновесном состоянии свободная энергия системы минимальна, энтропия - максимальна. Энтропия (S) - есть мера необратимого рассеяния энергии при термодинамическом процессе. В изотермическом процессе изменение энтропии (ΔS) равно отношению изменения количества теплоты к абсолютной температуре ΔS = ΔQ/Т. Изменение энтропии служит мерой изменения упорядоченности системы. Энтропия системы тем выше, чем выше степень беспорядка системы. Cостояние системы, в котором параметры системы не изменяются во времени называют равновесным состоянием или термодинамическим равновесием. В равновесное состояние система самопроизвольно переходит через определенный промежуток времени, если эта система изолирована от окружающей среды. В этом состоянии прекращаются все необратимые процессы, связанные с рассеванием энергии (диффузия, теплопроводность, химические реакции и т.д.). Процесс установления равновесного состояния носит название релаксации. Уравнение, которое связывает между собой объем, давление и температуру в этом состоянии f(p,V,T) = 0 называют термическим уравнением состояния термодинамической системы. Изолированная система самопроизвольно не может выйти из состояния термодинамического равновесия. Параметры, которые характеризуют равновесное состояние называют функцией состояния. Значение этой функции в данном равновесном состоянии не зависит от способов и путей прихода этой системы в данное состояние. Так, функциями состояния являются внутренняя энергия, энтропия. А такие параметры, как теплота, работа, не могут быть функциями состояния, так как их значение определяется характером термодинамического процесса. С точки зрения термодинамики, живые объекты представляют собой открытые системы или относительно изолированные системы (с точки зрения кибернетики). В обоих случаях это означает, что живые системы участвуют в обмене с окружающей средой. Этот обмен со средой осуществляется за счет поступления в живую систему и оттока из нее потоков вещества, энергии, информации. Информация заключается в химических соединениях или физических факторах, которые приходят в систему или уходят в окружающую среду из системы. Такого рода обмен со средой подчиняется в основном принципу Ле Шателье и приводит к стационарному состоянию системы. Оно может быть охарактеризовано, как динамическое состояние, при котором в каждый данный промежуток времени система получает от окружающей среды те же количества вещества и энергии, что и возвращает в нее, и, таким образом, их количество внутри системы остается неизменной. Это является одной из характерных черт живых объектов, которая отличает их от неживых изолированных систем, находящихся в независящем от времени равновесии. В таких неживых системах все количества вещества и энергии остаются неизменными и все процессы прекращаются. Различия между равновесным и стационарным состоянием можно продемонстрировать на следующем примере. Пусть вода из сосуда А переливается в сосуд Б (рис. 1, а). В этом случае идет неравновесный процесс и объем воды в сосуде А уменьшается, в сосуде Б - увеличивается. Через некоторое время вода полностью перельется в нижний сосуд, и установиться на постоянном уровне. Процесс закончится, и система придет в равновесное состояние. Параметры системы (масса, объем воды, температура и т.д.) будут постоянными. Без внешнего воздействия такая система не сможет выйти из этого состояния. Несколько изменим опыт. Пусть в сосуд А вода наливается из крана, а из сосуда Б вытекает (рис. 1,б). Если скорости притока и вытекания воды будут одинаковыми, то уровни воды в сосудах будут постоянными. Такая система не будет равновесным, так как непрерывно происходит приток и отток вещества. Эта система будет стационарной, т.к. в течение определенного промежутка времени параметры системы (например, объем, масса воды) будут сохранять постоянное значение. Другим примером стационарной системы может служить металлический стержень, нагреваемый с одного конца постоянным источником тепла. Если потери тепла по длине стержня одинаковы, то вдоль стержня установиться постоянный градиент температуры. Изменение внутренней энергии в замкнутой системе можно определить измерив поглощенную (или выделившуюся) теплоту и выполненную работу. Экспериментально установлено, что в замкнутой системе, изменение внутренней энергии (U) при переходе из одного состояния в другое определяется количеством переданной теплоты и величиной совершенной работы U = U2 – U1 = Q + W В изолированной термодинамической системе полный запас энергии есть величина постоянная и возможны только превращения одного вида энергии в другой вид в эквивалентных соотношениях U = const, U = 0. Эти два утверждения составляют сущность первого закона термодинамики, которое иначе называют законом сохранения энергии. В дифференциальной форме первый закон термодинамики можно записать в следующем виде: dU = Q + W Теплота и работа не являются функциями состояния и не могут быть полными дифференциалами. Первый закон термодинамики устанавливает эквивалентность теплоты и работы. Если система совершает цикл и возвращается в исходное состояние dU = 0, тогда Q =W. Работа может быть совершена системой только за счет переданного ей количества теплоты. Невозможно создать механизм, который совершал бы работу, превышающее полученное им количество теплоты. Таким образом, первый закон термодинамики утверждает невозможность создания “вечного двигателя 1 рода”. Второй закон термодинамики.Второй закон термодинамики позволяет оценивать способность термодинамической системы изменяться в определенном направлении и определять эффективность преобразования энергии в работу. Согласно этому закону, в изолированной системе при обратимых процессах энтропия сохраняет постоянное значение (S = const, dS = 0), возрастает при необратимых процессах (dS 0) и достигает максимального значения при установлении термодинамического равновесия (S = max, dS = 0). Таким образом, энтропия является количественным показателем способности термодинамической системы к самопроизвольным изменениям. Второй закон термодинамики свидетельствует о том, что теплота и работа являются неравноценными формами передачи энергии. Совершая работу, можно непосредственно увеличить энергию системы в любой ее форме. Теплота непосредственно, без промежуточного преобразования в другие виды энергии, может быть использована только для нагревания, т.е. для повышения внутренней энергии системы. Обратный процесс самопроизвольного перехода внутренней энергии системы, например, в механическую или электрическую энергии, невозможен. Поэтому все самопроизвольные процессы в природе могут протекать только в направлении перехода всех видов энергии в теплоту, во внутреннюю энергию системы, т.е. все реальные процессы необратимы. Иначе говоря, невозможно построить “вечный двигатель II рода”. Процесс выравнивания температур имеет одностороннюю направленность от положительных значений температур к отрицательным значениям и соответственно, энтропия должна возрастать до установления теплового равновесия. Третий закон термодинамики утверждает, что невозможно охладить вещество до температуры абсолютного нуля (0 К или -273,15 С) посредством конечного числа шагов. Все жизненные процессы происходят при температуре около 300 К. Если уменьшить нормальную температуру на 1 порядок (30 К), то мы попадем в холодный мир, где все биохимические процессы и большинство химических процессов полностью прекращаются. Молекулы и состоящие из них соединения находятся в замороженном состоянии, тепловое движение молекул отсутствует, возможны только колебания молекул. При уменьшении температуры еще на 1 порядок (3 К), мы попадем в мир “теплового спокойствия”, где полностью прекращаются и колебания атомов и молекул. В таком состоянии у веществ проявляются новые свойства, которые при более высоких температурах затушевывались интенсивным тепловым движением атомов и молекул. В частности, обнаруживается явление сверхпроводимости - отсутствие сопротивления в проводниках электрического тока. Температура окружающего космического пространства составляет 3 К. Мировой ( возможно, и Вселенский) рекорд холода составляет 210-8 К, что на 10 порядков ниже нормальной температуры. Такая температура была достигнута французскими исследователями в 1984 году в лабораторных условиях. При такой температуре практически не соблюдаются никакие известные физические законы. В соответствии с положениями термодинамики, биологическая система в процессе функционирования проходит через ряд неравновесных состояний, что сопровождается соответствующими изменениями термодинамических параметров этой системы. Поддержание неравновесных стационарных состояний в открытых системах возможно лишь за счет создания в них соответствующих потоков вещества и энергии. Таким образом, живым системам присущи неравновесные состояния, параметры которых есть функция времени Полное изменение энтропии в живых системах (dS) складывается из изменения энтропии в результате протекания в системе необратимых процессов (diS) и изменения энтропии за счет процессов обмена системы с внешней средой (deS). dS = diS + deS Изменение энтропии diS, обусловленное необратимыми процессами, согласно второму закону термодинамики, может иметь только положительное значение (diS 0). Величина deS может принимать любые значения. Рассмотрим все возможные случаи. Изменение энтропии системы dS будет определятся соотношением абсолютных значений diS и deS. Если deS = diS , тогда энтропия открытой системы не изменяется dS = diS + deS = 0 , т.е. diS = - deS. Это условие стационарного состояния открытой термодинамической системы. В этом случае, увеличение энтропии системы за счет протекающих в ней необратимых процессов компенсируется притоком отрицательной энтропии при взаимодействии системы с внешней средой. Таким образом, поток энтропии может быть положительным и отрицательным. Положительная энтропия есть мера превращения упорядоченной формы движения в неупорядоченную форму. Приток отрицательной энтропии свидетельствует о протекании синтетических процессов, повышающих уровень организации термодинамической системы. В процессе функционирования открытых (биологических) систем значение энтропии изменяется в определенных пределах. Так, в процессе роста и развития организма, болезни, старении, изменяются количественные показатели термодинамических параметров, в т.ч. и энтропии. Универсальным показателем, характеризующим состояние открытой системы при ее функционировании, является скорость изменения суммарной энтропии. Скорость изменения энтропии в живых системах определяется суммой скорости возрастания энтропии за счет протекания необратимых процессов и скорости изменения энтропии за счет взаимодействия системы с внешней средой. dS/dt = diS/dt + deS/dt Это выражение есть формулировка второго закона термодинамики для живых систем. В стационарном состоянии энтропия не изменяется, т. е. dS/dt = 0. Отсюда следует, что условие стационарного состояния удовлетворяет следующему выражению: diS/dt = - deS/dt. В стационарном состоянии скорость повышения энтропии в системе равна скорости притока энтропии из внешней среды. Таким образом, в отличие от классической термодинамики, термодинамика неравновесных процессов рассматривает изменение энтропии во времени. В реальных условиях развития организмов, уменьшение энтропии или сохранение его постоянного значения происходит за счет того, что во внешней среде идут сопряженные процессы с образованием положительной энтропии. Энергетический обмен живых организмов на Земле схематично можно представить как образование в процессе фотосинтеза молекул углеводов из углекислого газа и воды, с последующим окислением углеводов в процессе дыхания. Именно такая схема энергетического обмена обеспечивает существование всех форм жизни в биосфере: как отдельных организмов - звеньев в круговороте энергии, так и жизни на Земле в целом. С этой точки зрения, уменьшение энтропии живых систем в процессе жизнедеятельности обусловлено, в конечном счете, поглощением квантов света фотосинтезирующими организмами. Уменьшение энтропии в биосфере происходит за счет образования положительной энтропии при протекании ядерных реакций на Солнце. В целом, энтропия Солнечной системы непрерывно повышается. Этот принцип относится и к отдельным организмам, для которых поступление питательных веществ, несущих приток отрицательной энтропии, всегда сопряжено с продуцированием положительной энтропии в других участках внешней среды. Точно так же уменьшение энтропии в той части клетки, где идут синтетические процессы, происходит за счет повышения энтропии в других частях клетки или организма. Таким образом, суммарное изменение энтропии в системе “живой организм - внешняя среда” всегда положительно. Энтальпия термодинамической системы. Закон Гесса Для исследования биохимических реакций в клетках, протекающих при постоянном давлении вместо внутренней энергии можно ввести новую функцию состояния - энтальпию (H). Рассмотрим эту функцию. Работа Wp по изменению объема V при постоянном давлении запишется так: Wp = pdV. Тогда запись 1 закона термодинамики ( dU = Q + W) выглядит так: dU = Q + pdV или Q = dU + pdV= d(U+pV) = dH H = U + pV - энтальпия или теплосодержание системы. Эта функция лежит в основе закона Гесса, который говорит о том, что тепловой эффект химической реакции не зависит от пути реакции от исходных веществ к продуктам реакции, а определяется лишь разностью энтальпий конечных продуктов и исходных веществ. Q = dH = Hпр - Hис , где Hпр - сумма энтальпий продуктов реакции, Hис - сумма энтальпий исходных веществ. Изменение энтальпии системы соответствует величине поглощенной или выделенной теплоты. Закон Гесса можно рассмотреть на таком примере. При сгорании на воздухе 1 моля глюкозы выделяется 2810 кДж тепловой энергии. Реакция происходит в один этап: C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O ∆H0 = 2810 кДж Моль-1. Такое же количество тепловой энергии выделяется и при окислении глюкозы в клетках живых организмов, хотя этот процесс включает десятки последовательных биохимических реакций. Термодинамические потенциалы биохимических реакций Второй закон термодинамики позволяет установить направленность изменений в системе, но по величине dU и dS нельзя оценить величину производимой работы. В биологических системах (живых клетках) большая часть биохимических реакций протекают при постоянных значениях температуры, давления, объема. Для оценки величины совершенной работы введем два новых термодинамических потенциала, которые отражают велечину выполненной полезной работы. Согласно первому закону термодинамики: dU = Q + W. Изменение энтропии в изотермическом процессе определяется так: dS = Q/T или TdS = Q Объединив эти два выражения получим: dU = W + TdS или TdS = dU + W Величина выполненной работы (W) определяется суммой работы по изменению объема (Wр) и полезной работы (W0) : W = W0 + Wp Подставив это выражение в формулу TdS = dU + W, получим: TdS = dU + W0 + Wp Тогда полезную работу можно рассчитать по следующей формуле: W0 = dU + Wp - TdS или W0 = dU + pdV - TdS 1. Если термодинамический процесс протекает при постоянной температуре (T = const) и постоянном объеме (V =const), максимальная полезная работа выполняется за счет изменения свободной энергии Гельмгольца ( изохорно-изотермического потенциала). В этом случае работа по изменению объема системы pdV = 0. Тогда -W0 = dU - TdS = d(U - TS) = dF F = U - TS - изохорно-изотермический потенциал. 2. Если термодинамические процессы происходят постоянной температуре (T = const) и постоянном давлении (р = const), максимальная полезная работа выполняется за счет изменения свободной энергии Гиббса ( изобарно-изотермического потенциала). Величина свободной энергии Гиббса зависит от изменения теплосодержания системы ( H = U + pV). -W0 = dU + pdV - TdS = dH - TdS = d(H -TS) = dG G = H - TS - изобарно-изотермический потенциал. Выполнение полезной при необратимых процессах всегда сопровождается рассеиванием энергии, величина которой определяется TdS. Чем больше значение TdS, тем необратимее процесс. Изменение энтропии (dS) характеризует необратимость процесса. Рассеивание энергии отсутствует только в обратимых процессах, где TdS = 0. Химическая (биохимическая) система, как любая термодинамическая система, в состоянии производить работу при переходе из начального состояния в конечное состояние с уменьшением энергии (химического потенциала). Это абстрактное понятие можно продемонстрировать на примере совершения механической работы. Потенциальная механическая энергия предмета, например, падающего потока воды тем выше, чем дальше предмет удален от центра Земли. Перепад между высокой и низкой точками определяется как разность потенциалов (ΔР). Поток воды самопроизвольно устремляется вниз, по градиенту потенциала, и при этом совершает работу, например, вращает колесо мельницы ( рис.2). Совершаемая работа является функцией двух величин: фактора интенсивности или движущей силы (разности потенциалов), в данном случае высота водопада, и фактора емкости, т.е. массы вещества (массы молекул падающей воды). В случае совершения электрической работы фактором движущей силой является разность электрических потенциалов, а фактором емкости – величина переносимых зарядов. Превращение энергии в биохимических реакциях следует тем же закономерностям. Определенные молекулы, атомы, вещества характеризуются высоким химическим потенциалом. При самопроизвольных биохимических реакциях образуются продукты с низким химическим потенциалом. Рис.2. Примеры совершения механической, электрической и химической работы при различных процессах (Кольман, 23 стр, 1 рисунок) Разность химических потенциалов (движущая сила реакции) соответствует изменению свободной энергии ( dF или dG). Фактором емкости в химических реакциях является количество вещества (в молях). По величине и знаку этих термодинамических потенциалов (свободной энергии) можно судить о направленности процессов. Если в каком-то процессе термодинамические потенциалы понижаются (dF 0, dG 0), то такие процессы являются самопроизвольными, протекают с выделением энергии и называются экзергоническими. Процессы, протекающие с увеличением термодинамических потенциалов (dF0, dG0) не являются самопроизвольными и требуют поглощения энергии из внешней среды. Такие процессы называются эндорганическими. При достижении равновесного состояния системы, вт.ч. и химической системы, термодинамические потенциалы принимают минимальное значение и не изменяются (F min, dF = 0; G min, dG = 0) Изменение стандартной свободной энергии и константа равновесия В биологических системах большая часть процессов происходят при постоянном давлении, и поэтому в термодинамических оценках используется свободная энергия Гиббса (G). Изменение этого потенциала зависит от условий протекания химических реакций (температуры, давления, концентрации реагирующих веществ), что не позволяет сравнивать различные биохимические реакции. Поэтому изменение свободной энергии химических реакций представляют в стандартных условиях (р = 1 атм.; рН = 7,0; Т = 298 К; с = 1 М). Эту величину называют изменением стандартной свободной энергии (ΔG). Если допустить, что система в исходном состоянии находилась в стандартных условиях, то величина свободной энергии определяется G = G + RT lnp Для разбавленных растворов давление определяется концентрацией вещества с, тогда: G = G + RT lnс Рассмотрим простую химическую реакцию A B. G = GB -GA = (GB + RT ln[B]) - (GA + RT ln[A]) = (GB - GA) + RT ln [B]/[A] = G + RT ln [B]/[A ], где [B], [A] - концентрации реагирующих веществ. При достижении равновесного состояния G = 0, т.е. G = - RT ln [B]равн./[A ]равн. Отношение равновесных концентраций реагирующих веществ [B]равн./[A ]равн = Кр называется константой равновесия. G = - RT ln Кр - уравнение Вант-Гоффа. Константу равновесия можно определить экспериментально и по уравнению Вант-Гоффа находить величину G. Для многих биохимических реакций определены значения стандартных величин. Для расчетов G определяют значение Кр различными методами. Обычно для этой цели используют спектрофотометрический метод определения концентрации реагирующих веществ. Значение H определяют при помощи колориметрических методов. Ниже приводятся примеры некоторых биохимических реакций при стандартных условиях. а) окисление глюкозы: C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O H = - 2810 кДж Моль-1 (- 671 ккал Моль-1) G = -2870 кДж Моль-1 ( -684 ккал Моль-1) б) гидролиз молекулы АТФ: ATФ + H2O АДФ + Фн G = -35,5 кДж Моль-1 ( - 8,5 ккал Моль-1) Соединения, при гидролизе которых освобождается большое количество энергии, называются макроэргическими. Именно большая величина G определяет АТФ как универсальный источник энергии для многих сопряженных биологических процессов, которые идут с потреблением энергии.  перейти в каталог файлов | Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей | ||||||||||||||