Лекция 4. ТЕРМОДИНАМИКА БИОЛОГИЧЕСКИХ СИСТЕМ 1. Основные понятия термодинамики. 2. 1 -й закон термодинамики. Термодинамические потенциалы. Cвободная и связанная энергии. 3. Энтропия. Ее термодинамическое и статистическое толкования. Приведенная теплота. 4. 2 -й закон термодинамики. 5. 3 -й закон термодинамики. 6. 0 -й закон термодинамики. 7. Термодинамика биологических систем. Понятие о стационарном состоянии. Критерий стационарности. Теорема Пригожина.
Основные понятия термодинамики • Термодинамика – наука о наиболее общих законах, определяющих превращение энергии • Системой в термодинамике, называют любую часть окружающего нас пространства, каким-либо образом выделенную из окружающей среды (наличие оболочки, пусть даже и виртуальной). • изолированные – системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом
Основные понятия термодинамики • закрытые – системы, в которых происходит обмен только энергией; • открытые - системы, в которых происходит обмен энергией и веществом; • внутренняя энергия это сумма кинетических и потенциальных энергий всех атомов и молекул термодинамической системы; • термодинамическими называют параметры, определяющие состояние системы;
Основные понятия термодинамики • ЭКСТЕНСИВНЫМИ называют термодинамические параметры, которые зависят от общего количества вещества в системе и ее размеров (например, масса m, объем V, внутренняя энергия U); • ИНТЕНСИВНЫМИ называют • термодинамические параметры, которые не зависят от общего количества вещества в системе и ее размеров (давление p, температура T, молярная концентрация n);
Основные понятия термодинамики • процессом в термодинамике называют изменение любого из термодинамических параметров, что сопровождается изменением состояния системы; • обратимыми называют процессы, которые не требуют затрат энергии извне для возврата системы в исходное состояние; • необратимыми называют процессы, которые требуют затрат энергии извне для возврата системы в исходное состояние;
Основные понятия термодинамики • термодинамические параметры, которые зависят только от состояния системы, а не того, каким образом система перешла в это состояние называют функциями состояния системы. К ним относятся: • внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), свободная энергия Гельмгольца (F), термодинамический потенциал Гиббса (G), химический ( ) и электрохимический потенциал ( );
Основные понятия термодинамики • Под ЭНТРОПИЕЙ S понимается отношение тепла Q, производимого в обратимом изотермическом процессе, к абсолютной температуре T, при которой протекает процесс : d. S = Q/T Например, при температуре 0 °C, вода может находиться в жидком состоянии и при незначительном внешнем воздействии начинает быстро превращаться в лед, выделяя при этом некоторое количество теплоты. При этом температура вещества так и остается 0 °C. Изменяется состояние вещества, сопровождающееся выделением тепла, вследствие изменения структуры. Размерность энтропии в системе СИ – Дж/К
Статистическое толкование энтропии • Энтропия, является не только мерой рассеивания энергии, но и вероятности состояния системы, т. е. имеет статистический характер. • СТАТИСТИЧЕСКИЙ ХАРАКТЕР ЭНТРОПИИ был установлен Л. Больцманом. По Больцману, энтропия связана с термодинамической вероятностью (W = N!/(N 1! • N 2! • N 3!…) логарифмической зависимостью: • S = k • ln W , где k - постоянная Больцмана ( 1, 38 • 10 -23 Дж/ К), ln - натуральный логарифм ( по основанию e = 2, 71. . . ).
Приведенная теплота • Приведенной теплотой (Qпр) называют отношение количества теплоты (Q), отданное системой к абсолютной температуре (T), при которой происходил этот процесс: • Q пр= Q/T В системе СИ, приведенная теплота имеет размерность Дж/К
Законы термодинамики • 1 -й закон термодинамики - закон сохранения и превращения энергии - согласно первому закону термодинамики, различные виды энергии могут переходить друг в друга, но при этих превращениях энергия не исчезает и не появляется из ничего : Q = d. U + W где Q - тепло поглощенное системой, d. U изменение внутренней энергии системы, W – работа, совершенная системой над ее окружением,
Свободная и связанная энергии • Внутреннюю энергию системы в любой момент времени можно условно представить в виде: U = Q + W, где Q – часть внутренней энергии, которая никогда не может быть использована для выполнения работа, а только отдается в виде тепла, поэтому ее называют связанной; W – часть внутренней энергии, которая может быть использована для выполнения работы, а также различных химических реакций, поэтому ее называют свободной
Термодинамические потенциалы • Термодинамическим потенциалом называют функцию состояния системы, численно равную полезной работе, выполненной системой при постоянных значениях какой-либо пары термодинамических параметров: Td. S = d. U + Pd. V + Wп где Pd. V – работа, выполненная системой против внешних сил давления, Wп – полезная работа, выполненная системой. Откуда: - Wп = d. U + Pd. V - Td. S
Термодинамические потенциалы • При V и S = const - Wп = d. U, т. е. внутренняя энергия – функция состояния; При P и S = const - Wп = d. U + Pd. V = d(U + PV) = d. H, H – энтальпия; При V и T = const - Wп = d. U – Td. S = d. F – свободная энергия Гельмгольца; При P и T = const - Wп = d. U + Pd. V - Td. S = d. G – термодинамический потенциал Гиббса.
Химический потенциал • Химическим потенциалом данного вещества μк называется величина, численно равная энергии Гиббса, приходящаяся на один моль этого вещества при постоянных значениях температуры Т, давления Р и количеств всех других веществ m 1 (l≠k): • = (მG / მm) • Для разбавленного раствора концентрации вещества С: = 0 + R • T • ln. C • где μ 0 - стандартный химический потенциал, численно равный химическому потенциалу данного вещества при его концентрации 1 моль/л в растворе.
Электрохимический потенциал • Электрохимический потенциал - величина, численно равная энергии Гиббса G на один моль данного вещества, помещенного в электрическом поле. Для разбавленных растворов = 0 + R • T • ln. C + Z • F • где F = 96500 Кл/моль - число Фарадея, Z заряд иона электролита (в элементарных единицах заряда), потенциал электрического поля, Т[К] - температура.
2 -й закон термодинамики. Согласно второму закону термодинамики: d. S Q /T Для изолированных систем: d. S 0 Для обратимых процессов: d. S = 0 Второй закон термодинамики утверждает, что все необратимые процессы (а такими являются практически все тепловые процессы, во всяком случае, все естественно протекающие процессы) идут так, что энтропия участвующих в них тел возрастает, стремясь к максимальному значению. Максимальное значение энтропии достигается тогда, когда система приходит в равновесное состояние.
Третий закон термодинамики В 1911 году М. Планк сформулировал третий закон термодинамики, как условие обращения в нуль энтропии всех тел при стремлении температуры к абсолютному нулю: при T 0, d. S 0. Отсюда, вытекает возможность определять абсолютное значения энтропии и других термодинамических потенциалов. Формулировка Планка соответствует определению энтропии в статистической физике через термодинамическую вероятность состояния системы. При абсолютном нуле температуры система находится в основном квантово-механическом состоянии. Если оно невырожденно, то (состояние реализуется единственным микрораспределением) и энтропия при этом равна нулю.
Общее изменение энтропии открытых систем Общее изменение энтропии в открытой системе, обменивающейся с внешней средой энергией и веществом, можно представить в виде : d. S = Qe/T + Qi/T = de. S + di. S (1), где de. S - изменение энтропии за счет обмена с внешней средой, di. S - продукция энтропии в самой системе вследствие необратимых процессов.
Термодинамика биологических систем В соответствии с уравнением (1), возможны следующие три ситуации: 1) - de. S = di. S, тогда общее изменение энтропии в организме равно нулю. 2) - de. S di. S, то d. S 0; 3) - de. S di. S, то d. S 0.
Нулевой закон термодинамики • Нулевой закон термодинамики формулируется так: Если две системы находятся в тепловом равновесии с третьей системой, то они находятся в тепловом равновесии и друг с другом.
Изменение энтропии БО Энтропия в организме может оставаться постоянной величиной, может увеличиваться и может даже уменьшаться, если поток отрицательной энтропии из среды в организм больше потока энтропии, образующейся в организме. Многими учеными в настоящее время используется понятие отрицательной энтропии. При этом считается, что в организме постоянно продуцируется положительная энтропия, а из окружающей среды в организм постоянно поступает отрицательная энтропия. Надо отметить, что отрицательная энтропия - понятие условное, под которым подразумевается не запас упорядоченности, а свободная энергия, поступающая с пищей.
Скорость изменения энтропии БО d. S/dt = de. S/dt + di. S/dt , где t - время. Это уравнение является математическим выражением второго закона термодинамики для живых организмов. Он гласит: скорость изменения энтропии в организме равна алгебраической сумме скорости производства энтропии внутри организма и скорости поступления отрицательной энтропии из среды в организм.
Понятие о стационарном состоянии. Критерий стационарности. Теорема Пригожина. Состояние системы, при котором ее параметры со временем не изменяются, но происходит обмен веществом и энергией с окружающей средой называется стационарным. Критерием стационарности системы является равенство нулю общего изменения энтропии и свободной энергии внутри системы. Теорема Пригожина: в стационарном состоянии скорость возрастания энтропии, обусловленная протеканием необратимых процессов, имеет положительное и минимальное из всех возможных значение.
Постоянство внутренней среды организма. Для живого организма характерно постоянство параметров состояния во времени, которое называется гомеостазом. Гомеостаз – это стационарное состояние организма. В стационарном состоянии организм теплокровных находится по таким показателям, как химический состав внутренней среды, осмотическое давление и р. Н крови, температура тела и пр. Стационарное состояние присуще не только внутренней среде организма, но и всем его клеткам, которые характеризуются постоянством концентрационных, осмотических, электрических градиентов и других физико-химических показателей.
Примеры задач • Определить калориметрический коэффициент кислорода при окислении глюкозы, если из экспериментов с калориметрическою бомбой известно, что при окислении 1 г глюкозы выделяется 15, 7 к. Дж теплоты. • Дано: СИ • m = 1 г =10 -3 кг • q = 15, 7 к. Дж = 15, 7 103 Дж • mк = 5, 3 10 -4 кг кислорода. • qкал =?
Примеры задач • • Решение: Согласно реакции окисления глюкозы: С 6 Н 12 О 6 + 6 О 2 6 СО 2 + 6 Н 2 О Откуда следует, что для окисления 1 г глюкозы необходимо qкал = q / mк = 15, 7 103 Дж / 5, 3 10 -4 кг= 2, 96 107 Дж/кг Проверка размерности [Дж/кг] = [Дж/кг]. Ответ: qкал = 2, 96 107 [Дж/кг]
Скачать презентацию Лекция 4 ТЕРМОДИНАМИКА БИОЛОГИЧЕСКИХ СИСТЕМ 1 Основные понятия
Лекция 4. ТЕРМОДИНАМИКА БИОЛОГИЧЕСКИХ СИСТЕМ.ppt