II закон термодинамики Формулировка условий самопроизвольности протекания процессов

Скачать презентацию II закон термодинамики Формулировка условий самопроизвольности протекания процессов Скачать презентацию II закон термодинамики Формулировка условий самопроизвольности протекания процессов

II закон термодинамики.ppt

  • Количество слайдов: 31

>II закон термодинамики Формулировка условий самопроизвольности протекания процессов II закон термодинамики Формулировка условий самопроизвольности протекания процессов

>Самопроизвольные процессы совершаются без затрат работы извне. Самопроизвольная система Переходит в более устойчивое состояние. Самопроизвольные процессы совершаются без затрат работы извне. Самопроизвольная система Переходит в более устойчивое состояние.

> В изолированных системах Самопроизвольно идут процессы с увеличением энтропии   S>0 В изолированных системах Самопроизвольно идут процессы с увеличением энтропии S>0 Энтропия (S)- т/д функция, мера неупорядоченности системы

>   Клаузиус (1865) Энтропия-часть энергии системы,  которая рассеивается в виде теплоты Клаузиус (1865) Энтропия-часть энергии системы, которая рассеивается в виде теплоты и не может превратиться в полезную работу. S=Q/T Q-тепло, полученное системой Дж/моль*к T-температура системы S энергия на полезную работу

>Больцман:  •  «любая система стремится  самопроизвольно перейти в наиболее  вероятное Больцман: • «любая система стремится самопроизвольно перейти в наиболее вероятное состояние хаоса, беспорядка с max энтропией. S=K*Log. W W-т/д вероятность KБ= R/Na=1, 38*10 -23

>  Изолированная система S 1 (состояние  S 2 (состояние порядка)  Изолированная система S 1 (состояние S 2 (состояние порядка) беспорядка) S 1 < S 2 Работоспособность системы

>Энтропия- функция состояния. Изменение энтропии в ходе процесса – по 1 му следствию из Энтропия- функция состояния. Изменение энтропии в ходе процесса – по 1 му следствию из за кона Гесса: S 0 p= S 0 прод. - S 0 реаг. (Дж/моль*к) S 0 - стандартная энтропия Рассчитывают при 298 К, 101, 3 к. Па (1 атм)

> Sг > S ж > S т S (Na. Cl тв. ) = Sг > S ж > S т S (Na. Cl тв. ) = 42 S (Na. Cl p. ) = 115 Sграф. > Sалмаз S 03= 239 > S 02 = 205 t s p S сложность системы S

>    In vivo S при эмбриогенезе, регенерации тканей, росте раковых клеток, In vivo S при эмбриогенезе, регенерации тканей, росте раковых клеток, при старении. Smax - смерть Smin в 25 -32 года

>Энтропийный фактор- учитывает стремление к максимуму энтропии. Энтальпийный фактор- учитывает стремление к достижению минимума Энтропийный фактор- учитывает стремление к максимуму энтропии. Энтальпийный фактор- учитывает стремление к достижению минимума энергии.

> • В изолированных системах при p=const  самопроизвольно идут процессы с  уменьшением • В изолированных системах при p=const самопроизвольно идут процессы с уменьшением энтальпии. ( H<0, Экзотермические) [o] O [o] O CH 3 -CH 2 OH CH 3 -C CH 3 - C 1 H 2 OH H 1 = -256 H 2 = -237 к. Дж/моль Энергия => процесс самопроизволен.

> Свободная энергия Гиббса (G)- обобщенная т/д функция состояния системы, учитывающая энергетику и неупорядоченность Свободная энергия Гиббса (G)- обобщенная т/д функция состояния системы, учитывающая энергетику и неупорядоченность системы при изобарно – изотермических условиях. Энергия Гиббса- та часть энергии системы, которая идёт на совершение полезной работы. G = H - TS

>Совершение работы => убыль свободной энергии Гиббса. A= - G  G сгорание глюкозы Совершение работы => убыль свободной энергии Гиббса. A= - G G сгорание глюкозы in vivo = -2880 к. Дж/моль Þ -кровообращение -дыхание -секреция соков -передача нервных импульсов

>Энергия Гиббса Главный критерий самопроизвольных  процессов, т. к. характеризует  работоспособность системы. Энергия Гиббса Главный критерий самопроизвольных процессов, т. к. характеризует работоспособность системы. 2 закон термодинамики «При р, Т = const в системе самопроизвольно идут процессы с уменьшением энергии Гиббса, т. с. G<0 G= H–T S G - полезная работа H – энергетическое состояние, изменение энтальпии S – мера неупорядоченности

>    Три способа расчета G   1.  по 2 Три способа расчета G 1. по 2 закону т/д G= H–T S Возможны самопроиз- H S вольные процессы -экзо + G<0 при любой Т -экзо - G<0 при низкой Т +эндо + G<0 при высокой Т +эндо - G>0 при не возможно при любой Т

>   2. По закону Гесса • При р, Т= const изменение энергии 2. По закону Гесса • При р, Т= const изменение энергии в реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути протекания реакции. in vitro 1 ст. 6 CO 2+6 H 2 O G=-2880 кдж/моль C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 6 CO 2+6 H 2 O G=-2880 кдж/моль in vivo 38 ст.

>  3. По 1 му следствию закона    Гесса Изменение энергии 3. По 1 му следствию закона Гесса Изменение энергии Гиббса в химической реакции равно разности между суммой стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции и суммой стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ (с учётом коэффициентов) Gр = G 0 обр. прод. - G 0 обр. исх. в-ва к. Дж/моль G 0 обр. -стандартные энергии Гиббса образованная 1 моль вещества при 298 к и 101, 3 к. Па. G 0 обр. прост. в-ва=0

>Биоэнергетика- наука о превращении,  сохранении, использовании энергии в организме. Источник Е: энергия химических Биоэнергетика- наука о превращении, сохранении, использовании энергии в организме. Источник Е: энергия химических связей в компонентах пищи (белках, жирах, углеводах). Окисление пищи => энергия => работа внутри и вне организма.

> Особенности живых систем: 1. G 01~const => Gmin => 70 -80 лет жизни. Особенности живых систем: 1. G 01~const => Gmin => 70 -80 лет жизни. 2. S~const (~ 60% энергии сгорание пищи запасается в виде АТФ). 3. Возможны процессы с G>0, S<0 (биосинтез) за счёт сопряжения с процессами G<0

> • Биохимические реакции в уменьшением  энергии Гиббса ( G<0)- экзэргонические  самопроизвольные. • Биохимические реакции в уменьшением энергии Гиббса ( G<0)- экзэргонические самопроизвольные. Биологические реакции с увеличением энергии Гиббса ( G>0)- эндэрганические, не возможны без внешнего подвода энергии. Фотосинтез в растениях под воздействием солнечной энергии. свет 6 CO 2+6 H 2 O C 6 H 12 O 6+6 O 2 Gр=2870 к. Дж/моль

>Прототрофные клетки (растительные)- Источник энергии солнечный свет. Гетеротрофные клетки (животные)-  получают энергию за Прототрофные клетки (растительные)- Источник энергии солнечный свет. Гетеротрофные клетки (животные)- получают энергию за счёт окисления пищи. 40% этой энергии => в хим. энергию связей в АТФ. O О О Аденозин P O ~ Р ОН ОН ОН Макроэргические связи- при их гидролизе выделяется значительное количество энергии.

>АТФ + H 2 O АДФ + Ф ∆G 01 p =-30, 5 к. АТФ + H 2 O АДФ + Ф ∆G 01 p =-30, 5 к. Дж/моль АТФ + 2 H 2 O АМФ + Ф ∆G 01 p =-61, 0 к. Дж/моль АТФ- промежуточный продукт, обеспечивающий организм энергии, необходимой для протекания жизненно важных эндэргонических процессов: -синтез метаболитов (химическая работа) -сокращение мышц (механическая работа) -перенос веществ через мембраны против градиента концентрации (активный транспорт) Передача информации (передача нервных импульсов)

>In vivo эндэргонические процессы ∆G>0  сопряжены с экзэргоническими (∆G<0) Пример 1. а)синтез сахарозы, In vivo эндэргонические процессы ∆G>0 сопряжены с экзэргоническими (∆G<0) Пример 1. а)синтез сахарозы, эндэргоническая реакция. АТФ + H 2 O АДФ + Ф ∆G 01 р = -30, 5 к. Дж/моль < 0 Гл + Фр + АТФ Сах + АДФ + Ф ∆G 01 р = -20, 9 к. Дж/моль < 0 Пример 2. а) синтез дипептида Ала + Гли ала-гли + H 2 O ∆G 01 р > 0, эндэрг. б) АТФ + H 2 O АДФ + Ф ∆G 01 р < 0, экзэрг. Сопряжение реакции идут ∆G<0, сопр. р-я возможна в тандеме.

>      Синтез Окисление глюкозы     белков Синтез Окисление глюкозы белков ∆G 01 > 0 ∆S 01 < 0 АТФ 01 ∆G Часть ∆G 01 ь ст Ча АДФ Гидролиз ∆G 01 < 0 ∆S 01 > 0

>Эффективные фосфорилированные  макроэргические соединения   Название   ∆G 01 гидролиза Креатинфосфат Эффективные фосфорилированные макроэргические соединения Название ∆G 01 гидролиза Креатинфосфат - 43, 1 3 -фосфоглицерилфосфат - 49, 4 фосфоенол пируват - 61, 9 С помощью этих веществ синтез АТФ из АДФ

> Химическое равновесие 1. Равенство скоростей прямой и обратной реакции    Vпр. Химическое равновесие 1. Равенство скоростей прямой и обратной реакции Vпр. = Vобр. 2. Энергитическая выгодность (G=min) 3. Отсутствие изменений величин параметров и функций состояния системы (∆С=0 ∆H=0 ∆S=0 ∆G=0) Большинство биохимических реакций обратимы: НВ + O 2 НВо 2; CO 2 + H 2 O H 2 CO 3; гидролиз

>  ĸ 1 а. А + в. В   с. С + ĸ 1 а. А + в. В с. С + d. D ĸ 2 реагенты продукты Vпр = К 1 [А]а [В]в Vобр = К 2 [С]c [D]d равновесие: Vпр = Vобр К 1 [А]а [В]в = K 2 [С]с [D]d Кравн. = К 1 = [С]с [D]d К 2 [А]а [В]в

>∆ G= - RT ln Kравн. = 1 ∆ G=0 равновесие Kравн. > 1 ∆ G= - RT ln Kравн. = 1 ∆ G=0 равновесие Kравн. > 1 (K 1 > K 2) самопроизвольна прямая реакция Kравн. < 1 (K 1 < K 2) самопроизвольна обратная реакция Нв + O 2 Hв. O 2 Кравн. = 1300 при 37 C ; 1 атм. Кравн. синтеза дипептидов = 0, 001 => самопроизвольно не идёт.

>Принцип Ле Шателье:  «Если на систему, находящуюся в равновесии, произвести внешнее воздействие (изменить Принцип Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, произвести внешнее воздействие (изменить р, Т, С), то равновесие сместится в сторону реакции, компенсирующей воздействие» . Hв + O 2 Hво 2 В легких Ро 2 В тканях Ро 2

>Живая система при воздействии на неё перестраивается так, чтобы уменьшить воздействие (для поддержания стационарного Живая система при воздействии на неё перестраивается так, чтобы уменьшить воздействие (для поддержания стационарного состояния). Отравление рвота Вирус t Усталость сон

>Общие законы химической термодинамики дают врачу ключ к пониманию  энергетической стороны биохимических реакций Общие законы химической термодинамики дают врачу ключ к пониманию энергетической стороны биохимических реакций в организме и возможность регулировать эти процессы путём профилактических и лечебных мероприятий.