Ім'я файлу: Біоенергетика і термодинаміка в біологічних системах..docx
Розширення: docx
Розмір: 61кб.
Дата: 10.04.2021

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ДЕРЖАВНИЙ ВИЩИЙ НАВЧАЛЬНИЙ ЗАКЛАД

,,УКРАЇНСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ХІМІКО-ТЕХНОЛОГІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ’’

Факультет фармації та біотехнологій

Кафедра біотехнології

РЕФЕРАТ

Біоенергетика і термодинаміка в біологічних системах

Виконала: студентка групи 2-БТ-35

Бондаренко Оксана Олегівна

Перевірив: Просяник Олександр Васильович

Дніпро, 2021

Зміст

Вступ……………………………………………………………………….3

Перетворення енергії……………………………………………………...5

Вільна енергія…………………………………………………………...…7

Константа рівноваги і зміна вільної енергії………………………..….....8

Зміна вільної енергії в реальних системах…………………………….…10

Адитивність величини……………………………………………………..13

Висновок……………………………………………………………………16

Список використаної літератури………………………………………….18

Вступ

У будь-якому живому організмі здійснюються процеси обміну речовин, які включають величезну кількість реакцій, що безперервно протікають і взаємодіють між собою, в ході яких виділяється або поглинається енергія. Цей процес обміну речовин і енергії є найхарактернішою ознакою життя, тому що з його припиненням припиняється і життя. Більшість реакцій біосинтезу, скорочення м’язів, передача нервового імпульсу, функціонування іоного транспорту крізь клітинні мембрани і робота спеціалізованих внутрішньоклітинних структур сполучені зі споживанням енергії. Тобто, організм людини  це відкрита термодинамічна система, що обмінюється з навколишнім середовищем речовиною та енергією.

Хімічна термодинаміка застосовує закони таких перетворень для визначення можливості напряму і ступеня протікання хімічних реакцій. Розділом хімічної термодинаміки є біоенергетика, що вивчає перетворення енергії у біологічних системах, а саме: шляхи перетворення біосубстратів в організмі, які є джерелом енергії для його життєдіяльності (фотосинтез, гліколіз, тканинне дихання тощо); механізм трансформації енергії окиснення в енергію, нагромаджену в макросполуках (АТФ, креатинфосфат, АДФ та ін.); механізм використання макроергічних (багатих енергією) сполук для здійснення в організмі різних видів роботи.

Однак, енергетика процесів біологічного обміну речовин відрізняється від енергетичних реакцій, що здійснюються в неживій природі та ґрунтується на трьох основних принципах. Першою особливістю біоенергетики є те, що організм не може використовувати теплову енергію для роботи, і вона йде переважно для підтримання постійної температури тіла. Другою особливістю біоенергетики є те, що вивільнення енергії відбувається поступово, малими порціями, у ланцюзі послідовних процесів. Якби вся енергія виділялася б одномоментно, то міг статися «енергетичний вибух», і жива система не змогла б засвоїти та використати цю енергію за короткий період. Третя особливість біоенергетики полягає в тому, що потенційна хімічна енергія, що знаходиться в хімічних зв'язках молекул вуглеводів, ліпідів, білків тощо, при вивільненні під час їх розпаду, може накопичуватися в інших речовинах, які є біологічними акумуляторами енергії. Вони набули назву високоенергетичних або макроергічних сполук.

Практичні розрахунки теплових ефектів реакцій виконуються на основі законів термохімії. Принципову можливість самочинного перебігу хімічних реакцій, а також напрямок і межі їх протікання оцінюють на підставі змінення термодинамічних функцій.

Самочинними вважаються ті процеси, що відбуваються в системі без підведення енергії ззовні чи без здійснення сторонньої роботи над системою.

Енергія, необхідна для життєдіяльності організму, поступає з їжею у вигляді вуглеводів, білків та жирів. В організмі відбувається їх окиснення до більш простих речовин. Енергія, яка при цьому вивільнюється, перетворюється в інші види енергії, а саме: теплоту, необхідну для підтримки сталої температури тіла; роботу, що здійснює організм при різних рухах. Також в організмі відбувається утворення нових складних речовин, на що витрачається енергія, що звільнилася. Обмін речовин у живій клітині тісно пов’язаний з обміном енергії. Більшість реакцій біосинтезу, функціонування систем йонного транспорту через клітинні мембрани та робота спеціалізованих внутрішньоклітинних структур є ендоенергетичними процесами. Порушення енергетичного обміну часто виступає в якості важливої ланки патогенезу цілого ряду захворювань. Тому його корекція фармакологічними препаратами складає основу профілактики і лікування цих захворювань.

Перетворення енергії

Багаточисленні кількісні дослідження по перетворенню енергії, виконані фізиками та хіміками, дозволили в 19 столітті сформулювати два основних закони термодинаміки. Перший закон термодинаміки є вираженням універсального закону збереження енергії, згідно з яким енергія не може виникати нізвідкіль і зникати нікуди, однак може перетворюватися з однієї форми на іншу. Другий закон термодинаміки формулюється так: в ізольованих системах самочинно перебігають тільки ті процеси, що супроводжуються зростанням ентропії. Другий закон термодинаміки не є абсолютним законом природи, подібно до першого закону, а має статистичний характер, тобто поширюється лише на системи, які складаються з великої кількості частинок.

Хімічні реакції, які у більшості випадків відбуваються в неізольованих системах, не підлягають другому закону термодинаміки. Частина процесів протікає зі зменшенням ентропії і супроводжується зміненням внутрішньої енергії (тепловий ефект) завдяки тому, що система обмінюється енергією з навколишнім середовищем. Коли хімічні реакції відбуваються із зменшенням ентропії, то зростає ентропія навколишнього середовища. Наприклад, хімічні реакції в організмі будь-якої живої істоти супроводжуються зменшенням ентропії, тому що збільшується впорядкованість системи. Але організм одержує енергію з навколишнього середовища (повітря, харчі), внаслідок чого зростає ентропія саме навколишнього середовища.

Під реакційною системою розуміють сукупність речовин які піддаються даному хімічному або фізичному процесу, наприклад, організм, клітина або дві реагуючі між собою речовини. Сукупність реакційних систем в навколишньому середовищі складає всесвіт. У лабораторії деякі хімічні або фізичні процеси можуть проходити в ізольованих або закритих системах, які не здатні до обміну речовини і енергії з навколишнім середовищем. Однак живі клітини та організм являються відкритими системами, які обмінюються і енергією, і речовиною Живі системи ніколи не перебувають в рівновазі. Постійні взаємодії між системою і навколишнім середовищем пояснюють, яким чином організми можуть підтримувати внутрішню упорядкованість і при цьому діяти в межах другого закону термодинаміки.

Дамо визначення трьом кількісним термодинамічним функціям, за допомогою яких можна виражати енергетичні зміни, які відбуваються в хімічній реакції.

Вільна енергія Гіббса - це та частина енергії, яка здатна виробляти роботу в реакції, яка протікає при постійній температурі і постійному тиску. В тих випадках, коли реакція протікає зі вивільненням вільної енергії (тобто зміни в системі відбувається зі зменшенням вільної енергії) зміна вільної енергії – від’ємна величина і така реакція називається екзергонічною. В ендергонічних реакціях система збільшує вільну енергію ( . Вимірюють цю величину у кДж/моль. При ∆G = 0 система набуває рівноваги. Життєво важливі процеси в організмі - реакції синтезу, м'язове скорочення, проведення нервового імпульсу, транспорт через мембрани отримують енергію шляхом хімічного сполучення з окисними реакціями, в результаті яких відбувається вивільнення енергії. Для сполучення ендергонічних реакцій з екзергонічними реакціями потрібні акумулятори енергії в організмі, в яких запасається приблизно 50 % енергій. Для поєднання ендергонічних та екзергонічних реакцій необхідно, щоб вони мали спільну проміжну сполуку, яка б виступала як переносник хімічної енергії. Такими зв’язуючими агентами є сполуки, що містять макроергічні зв’язки, тобто «багаті енергією»

Ентальпія – це функція стану, що за умов постійного тиску характеризує внутрішню енергію системи та її здатність до виконання роботи. Ентальпія залежить від кількості речовини, тому її зміна ΔН відносять до одного моля і вимірюють у кДж/моль. Хімічна реакція, при якій відбувається виділення тепла називають екзотермічною Якщо ентальпія утворення продуктів реакції менша, ніж для речовин, що вступають в реакцію, то <0. Системи, які отримують тепло від навколишнього середовища називаються ендотермічними і для них 0.

Ентропія – це термодинамічна функція, яка є мірою невпорядкованості і характеризує відносну імовірність стану системи. Ентропія є величиною відносною. Будь-яка форма енергії може перейти в тепло, але виходячи з другого закону термодинаміки частина енергії витрачається на корисну роботу, а частина залишається неначе зв’язаною. Зв’язана енергія витрачається на перехід системи до максимального хаосу внаслідок зміни розташування молекул, що виражається зміною ентропії (ΔS, Дж/моль К). Основною властивістю ентропії є її збільшення (S2 > S1 , ΔS > 0) у будь-якій замкнутій системі, що змінює свій стан у напрямку рівноваги, якій притаманні максимальна невпорядкованість частинок і найбільші значення ентропії (ΔS рівноваги = 0).

Зміна вільної енергії в ході реакції (при постійних температурі та тиску) виражається формулою:

G = ∆Н - TS, (1)

де ∆G – вільна енергія (енергія Гібса); ∆Н – ентальпія (тепловміст системи); T – абсолютна температура; ∆S – ентропія системи (яка характеризує ступінь її невпорядкованості та зростає при самовільних процесах).

За другим законом термодинаміки при хімічних реакціях або фізичних процесах ентропія всесвіту збільшується. З цього закону, однак, не випливає, що зростання ентропії має відбуватися обов'язково в найреакційнішій системі. Внутрішньоклітинна впорядкованість, яка створюється в процесі росту і ділення клітин, компенсується виникаючою при цьому невпорядкованістю в навколишньому середовищі. Коротко кажучи, живі організми зберігають внутрішню впорядкованість, отримуючи з навколишнього середовища вільну енергію у вигляді поживних речовин або сонячного світла і повертаючи в неї така ж кількість енергії у вигляді тепла і ентропії.

Вільна енергія

Клітинам необхідні джерела вільної енергії. Клітина – ізотермічна система, вона функціонує при постійній температурі, а також за сталим тиском. Тепло, тобто нагрівання, не може слугувати джерелом енергії, оскільки тепло здатне виробляти роботу лише в тому випадку, коли воно переходить від більш нагрітого тіла до більш холодного або з області з більш високою температурою в область більш низької температури. Клітини можуть і повинні використовувати вільну енергію Гіббса, яка взаємопов’язана з міцністю хімічних зв’язків між атомами, визначає стан рівноваги і напрям проходження хімічних реакцій. Це та теоретично можлива хімічна енергія системи, яка може бути перетворена в роботу, тобто виділена у Всесвіт у вигляді тепла і ентропії при протіканні хімічної реакції за постійних температури та тиску. Гетеротрофні клітини беруть необхідну вільну енергію з молекул поживних речовин, а фотосинтезуючі клітини поглинають енергію сонячного світла. І ті, і інші переводять вільну енергію в АТФ і інші «енергетичні» сполуки, які здатні запасати енергію для виконання роботи (біологічних процесів) в умовах постійної температури.

Константа рівноваги і зміна вільної енергії

Зміна стандартної вільної енергії безпосередньо пов’язана з константою рівноваги. Склад реакційної системи (суміш речовин, що вступають в реакцію і продукти реакції) змінюється до тих пір, поки не встановлюється рівновага. Після досягненні рівноваги концентрацій реагуючих речовин і продуктів не змінюється, швидкості прямої та зворотної реакцій стають рівними і подальші зміни в системі припиняються. Концентрації реагуючих речовин і продуктів реакції в стані рівноваги визначають константу рівноваги К. Запишемо її для узагальненої реакції

aA + bB cC + dD, (2)

де a, b, c, d – число молекул A, B, C, D і константу рівноваги

К = , (3)

де [A], [B], [C], [D] – молярні концентрації речовин у стані рівноваги.

Нерівноважна реакційна система завжди мимоволі прагне до встановлення рівноваги при заданих умовах (концентрації, температури, тиску), при цьому відбувається зміна вільної енергії ∆G. За стандартних умов, тобто при температурі Т = 298 К, вихідна концентрація всіх компонентів реакції 1 моль/л (або М), або для газоподібних речовин парціальний тиск становить 101,3 кПа, рушійна сила системи до стану рівноваги визначається зміною стандартної вільної енергії. Стандартними умовами для реакцій з участю іонів водню [H+] = 1 М або рН=0.

Більшість біохімічних реакцій відбувається в розбавлених буферних розчинах при рН = 7. При цьому і рН і концентрацію води можна вважати постійними. Для зручності розрахунків в якості стандартних умов для біохімічних процесів прийнято наступне: рН = 7, концентрація води 55,5 М, концентрація Mg2+ = 1мМ ( для реакцій, що протікають за участі іонів Mg2+, в тому числі більшість реакцій, де взаємодіє АТФ).

Фізичні параметри, які відносяться до біохімічного стандартного стану, називаються стандартними приведеними параметрами і пишуться зі штрихом, для того щоб відрізняти їх від неприведених параметрів, наприклад ∆G. Отже, для реакції характерна константа рівноваги К звідси і ∆G– це характеристичний параметр реакції. Ці дві величини пов’язані відношенням:

G= - RTlnK` (4)

Це один із можливих способів розрахунку константи рівноваги через вимірювання стандартної вільної енергії хімічної реакції. Якщо К = 1,0, то ∆G = 0,0 (так як ln 1,0 = 0). Якщо К > 1,0, то ∆G < 0 і якщо К < 1,0, то ∆G > 0. Оскільки залежність між величинами логарифмічна, то відносно незначні зміни вільної енергії призводять до сильних змін константи рівноваги.

Визначимо також зміну вільної енергії й іншим шляхом. ∆G – це різниця між вільної енергії продуктів реакції і вільної енергії вихідних речовин. Якщо значення ∆G негативне, то реакція перебігає самовільно і супроводжується зменшенням вільної енергії (екзергонічні реакції). Якщо значення ∆G позитивне, то реакція буде перебігати тільки при надходженні вільної енергії ззовні (ендергонічні реакції). При ∆G = 0 система перебуває в стані рівноваги.

Відзначимо, що гідроліз простих ефірів, амідів пептидів і глікозидів, як і внутрішньомолекулярні перегрупування і елімінування, супроводжуються невеликою зміною стандартної вільної енергії, в той час як при гідролізі ангідридів кислот відбувається значне зменшення стандартної вільної енергії. Повне окислення органічних речовин, таких як глюкоза або пальмітинова кислота, до СO2 і Н2О, що протікає в клітинах багатоступінчасто, призводить до дуже великого зменшенню стандартної вільної енергії. Параметри реакцій, що відбуваються в клітині, можна отримати, шляхом приведення величин в стандартних умовах до реальних умов (в клітині).

Зміна вільної енергії в реальних системах

Зміна вільної енергії в реальних системах залежить від концентрації вихідних речовин і продуктів реакції. Ми маємо чітко усвідомити, що зміна вільної енергії і зміна стандартної вільної енергії чисельно відрізняються. Кожна хімічна реакція характеризується певною зміною стандартної вільної енергії, яка може бути позитивною, негативною або дорівнювати нулю в залежності від константи рівноваги цієї реакції. За зміною стандартної вільної енергії можна судити про те, в якому напрямку протікає дана реакція і наскільки вона далека від рівноваги при вихідних концентраціях всіх компонентів 1,0 М, рН = 7,0, температурі 298 К і тиску 101,3 кПа. Таким чином ∆G– характеристичний параметр (константа) даної реакції.

Однак в реальних умовах зміна вільної енергії залежить від концентрації вихідних речовин і продуктів реакції, а також від зміни температури в ході реакції. Реальні умови можуть не збігатися зі стандартними. Більш того, ∆G будь-якої реакції, яка спонтанно прагне до стану рівноваги, завжди від’ємна величина, і по мірі протікання реакції вона збільшується, прагнучи до нуля. В момент встановлення рівноваги ∆G = 0 – у даній реакції більше не може виконуватися робота.

Для будь-якої реакції aA + bB cC + dD, ∆G і ∆G` пов’язані рівнянням:

∆G = ∆G` + RT ln , (5)

в якому параметри виділені червоним є переважаючі в даній системі. Концентрації в цьому рівнянні прийнято називати діючими масами, а відношення є законом діючих мас Q.

В якості прикладу припустимо, що реакція А + В С + D протікає за стандартної температури 298 К і тиску 101,3 кПа, але при цьому концентрації [A], [B], [C], [D] не рівні між собою і жодна з них не дорівнює стандартній концентрації 1,0 М. Для знаходження зміни вільної енергії ∆G реакції, що протікає зліва направо, при цих не стандартних умовах, підставимо чисельні значення концентрацій компонентів в рівняння (4). Параметри R, T, ∆G` відносяться до стандартних умов. ∆G < 0 і по мірі проходження реакції цей параметр наближається до нуля через те, що речовини А і В розходуються (тобто їх концентрація зменшується), а речовини С і D виробляються (відповідно їх концентрації збільшуються). Зазначимо, що в стані рівноваги ∆G = 0 рівняння (5) спрощується і набуває вигляду:

∆G` = - RT lnK` (4)

Тобто ми знову отримали рівняння (4), яке пов’язує зміну стандартної вільної енергії та константу рівноваги. Критерій самовільного проходження реакції пов’язаний з ∆G, а не з ∆G`. Ці величини виражають максимальну кількість вільної енергії, яке теоретично дана реакція може запропонувати, тобто кількість енергії, яка могла б бути реалізована, за умови наявності високоефективних механізмів її використання. Оскільки такого механізму немає (під час будь-якого процесу якась частина вільної енергії завжди втрачається у вигляді ентропії), кількість роботи, яка виконана за рахунок даної реакції при постійній температурі і постійному тиску, завжди менша теоретично очікуваної.

Інший важливий момент полягає в тому, що деякі сприятливі в термодинамічному відношенні реакції проходять з недостатньою швидкістю. Наприклад, горіння дров до СО2 і Н2О термодинамічно дуже вигідно. Проте, дрова зберігаються роками – горіння відбувається не самовільно, оскільки енергія активації реакції горіння вище, ніж доступна при кімнатній температурі енергія. Якщо надати необхідну енергію активації (наприклад, від запаленого сірника), почнеться процес горіння, який перетворить дерево в більш стабільні продукти СО2 і Н2О і вивільнену енергію у вигляді тепла та світла. Теплота, яка виділена при цій екзотермічній реакції, забезпечує енергію активації для горіння наступних порцій дров і таким чином процес горіння може продовжуватися безперервно.

У живих клітинах хімічні реакції протікали б надзвичайно повільно, якби там не було ефективних каталізаторів – ферментів, які зовсім не забезпечують реакційну систему додатковим теплом, а в свою чергу знижують енергію активації. Фермент «пропонує» альтернативний шлях реакції з більш низькою енергією активації, ніж у разі некаталізіруємій реакції, для того, щоб енергія більшості молекул субстрату при кімнатній температурі виявилася достатньою для подолання енергетичного бар’єру – енергії активації. Завдяки ферментативному каталізу швидкість реакції збільшується в багато разів.

Зміна вільної енергії реакції не залежить від шляху, по якому ця реакція проходить, а залежить лише від природи та концентрації вихідних речовин і кінцевих продукті реакції. При ферментативному каталізі не змінюється величина константи рівноваги реакції, але під дією ферментів може збільшуватися і дійсно зростає швидкість прямої та оберненої реакції; процес проходить в термодинамічно дозволеному напряму (знаком зміни вільної енергії).

Адитивність величини

Розглянемо послідовні реакції А В і В С. Кожна реакція має свою константу рівноваги та характеризується певною зміною стандартної вільної енергії. Оскільки ці дві реакції протікають послідовно, то компонент В можна виключити з рахунку. Тоді будемо розглядати сумарну реакцію А С, яка характеризується константою рівноваги і, отже, зміною стандартної вільної енергії ∆G`заг. Для послідовних хімічних реакцій значення ∆G`адитивні. Для сумарної реакції А С загальна зміна стандартної вільної енергії дорівнює сумі змін стандартних енергій обидві реакцій. Цей принцип біоенергетики пояснює як реакція (ендергонічна реакція), яка термодинамічно не вигідна, може бути проведена в прямому напрямку при сполученні з високоекзергонічною реакцією через загальний проміжний продукт.

Наприклад, у багатьох організмах синтез глюкозо-6-фосфата є першою стадією засвоєння глюкози:

Глюкоза + Рі глюкозо-6-фосфат + Н2О; ∆G` = 13,8 кДж/моль

Для цієї реакції ∆G` > 0 і за стандартних умов реакція самовільно не проходить у вказаному напрямі. Інший процес у клітині – гідроліз АТФ до АДФ і Рі – навпаки високоекзергонічний:

АТФ + Н2О АДФ + Рі; ∆G`= -30,5 кДж/моль

Ці дві реакції пов'язані загальними проміжними продуктами Pi і Н2О і їх можна представити як послідовні реакції:

(1) Глюкоза + Рi глюкозо-6-фосфат + Н2O

(2) АТФ +Н2  AДФ + Pi

АТФ + глюкоза  AДФ + глюкозо-6-фосфат

Загальна зміна стандартної вільної енергії можна отримати як суму ΔG' окремих реакцій ∆G' = 13,8 кДж/моль + (-30,5 кДж/моль) = -16,7 кДж/моль.

Сумарна реакція екзергонічна, і енергія, запасена в АТФ, використовується для синтезу глюкозо-6-фосфату, хоча утворення цього з'єднання з глюкози і неорганічного фосфату Pi - ендергонічний процес. Реальний шлях утворення глюкозо-6-фосфату в клітині шляхом перенесення фосфатної групи від АТФ відрізняється від наведених вище реакцій (1) і (2), але кінцевий результат виходить той же самий, що і при підсумовуванні цих двох реакцій. У термодинамічних розрахунках стану системи на початку і кінці процесу представлені цими речовинами. А шлях між початковим і кінцевим станами не важливий.

Ми вже говорили про те, що ΔG ' - спосіб вираження константи рівноваги реакції. Для реакції (1):



Зауважимо, що Н2О не входить в цей вираз, оскільки концентрація води (55,5 М) не змінюється в ході реакції. Константа рівноваги реакції гідролізу АТФ дорівнює:

,

а константа рівноваги двох сполучених реакцій:



Тут слід звернути увагу на важливий момент, що стосується константи рівноваги. Хоча ΔG ' двох реакцій, у тому числі складається третя, адитивні, К'eq сумарної реакції дорівнює добутку К'eq цих окремих реакцій. Кажуть, що константи рівноваги реакцій мультиплікативні. Завдяки сполученню гідролізу АТФ з синтезом глюкозо-6-фосфату К'eq збільшується в 2,0 • 105 рази.

Ця стратегія, де при синтезі вторинних метаболітів і клітинних компонентів присутній загальний проміжний продукт, зустрічається у всіх живих клітинах. Очевидно, що вона працює тільки за умови постійної наявності таких з'єднань, як АТФ.

Висновок

Всі хімічні процеси супроводжуються енергетичними ефектами, тобто виділенням чи поглинанням енергії, яка може виявлятися в різних формах. Дослідженням енергетичних ефектів хімічних реакцій, напрямків їх протікання і можливості їх самочинного перебігу займається хімічна термодинаміка, об’єктом вивчення якої є термодинамічна система і термодинамічний процес. Властивості та стан системи описуються за допомогою термодинамічних параметрів (тиск, температура, об’єм, концентрація, маса, густина тощо) і термодинамічних функцій (внутрішня енергія, ентальпія, ентропія, енергія Гіббса).

Живі клітини постійно виконують роботу. Для підтримки своїх високоорганізованих структур, синтезу клітинних компонентів і багатьох інших процесів клітинам необхідна енергія. Біоенергетика займається кількісним вивченням перетворень енергії в біологічних системах. Біологічні перетворення енергії підкоряються законам термодинаміки.

Відмінною особливістю термодинамічних функцій є незалежність їх змінення від шляху переходу системи із початкового у кінцевий стан – змінення термодинамічних функцій визначаються лише характеристиками самих станів. Хімічна термодинаміка базується на важливих законах. Перший закон термодинаміки, відповідно до якого теплота, що підводиться до системи, витрачається на прирощення її внутрішньої енергії та виконання роботи системою проти дії зовнішніх сил, є за своєю сутністю фактично вираженням універсального закону природи – закону збереження енергії.

На хід будь-якої хімічної реакції впливають два фактори: прагнення до стану з найбільшою стійкістю (міцністю) зв'язків (характеризується ентальпією Н) і прагнення до найвищої невпорядкованості системи (характеризується ентропією S). Сумарної рушійною силою реакції є зміна вільної енергії ΔG; цей термодинамічний параметр враховує загальний ефект цих двох чинників: ΔG = ΔН - TΔS.

Найважливіша термодинамічна функція – енергія Гіббса – характеризує ту частина енергетичного ефекту хімічної реакції, яку можна перетворити в роботу. Зміна термодинамічних функцій дозволяє судити про напрям самочинного перебігу реакції.

Зміна вільної енергії реакції не залежить від шляху протікання реакції. Зміна вільної енергії декількох послідовних реакцій (стадій) - адитивний параметр; загальна зміна вільної енергії сумарною хімічної реакції, яка є результатом послідовних реакцій із загальним проміжним продуктом, дорівнює сумі ΔG окремих реакцій.

Список використаної літератури

  1. Основы биохимии Ленинджера : в 3 т. Т.2 : Биоэнергетика и метаболизм / Д. Нельсон, М. Кокс ; пер. с англ. – М. : БИНОМ. Лаборатория знаний, 2014. – 636 с. : ил. – (Лучший зарубежный учебник).

  2. Інтернет-ресурс: Основи біоенергетики

https://chem.teset.sumdu.edu.ua/media/documents/Lecture2_Yan_2017.pdf
скачати

© Усі права захищені
написати до нас