
- •Введение. Термодинамические процессы
- •Термодинамика биологических процессов
- •Параметры (2 основн-х типа):
- •8.Первый закон тд в биологии; доказательства его применимости к живым системам. Своеобразие проявления первого закона тд в биосистемах.
- •9.Характеристика энтальпии системы как функция состояния. Тепловой эффект процесса.
- •Практич. Применение:
- •Следствия из закона Гесса:
- •Осн. Положения:
- •Применимость 2 закона т/д для характеристики свойств биосистем
- •Применимость второго закона тд к биосистемам:
- •15.Теория Онзагера. Гетерогенность энтропии в биосистемах. Уравнение второго закона термодинамики для открытых систем.
- •Механизмы саморегуляции систем
- •18. Организм и клетка как химическая машина. Химический потенциал живой системы.
- •19.Критерии спонтанности, самопроизвольности протекания процессов в тд системах.
- •20.Применение тд в биологии: методы расчёта стандартной и реальной свободной энергии биохимических процессов. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.
- •Расчёт тд параметров для тд систем:
- •21. Потенциал переноса атомных группировок в различных трансферазных реакциях.
- •21.Понятие макроэргической связи. Характеристика атф как универсального аккумулятора энергии в биосистемах.
- •23.Причины высоких значений потенциала переноса при гидролизе ди- и полифосфатов. Разнообразие макроэргических соединений в биосистемах.
- •24.Типы энергетического обмена в биосистемах
- •26. Термодинамическая характеристика анаэробного распада глюкозы. Расчет кпд.
- •Баланс атф при анаэробном гликолизе
- •Анаэробная фаза дыхания (гликолиз)
- •27. Термодинамическая характеристика окисления пвк в цикле Кребса. Ресчет кпд.
- •Значение окислительного декарбоксилирования пирувата
- •Регуляция общего пути катаболизма
- •28. Термодинамика полного окисления глюкозы. Расчет биологического окисления глюкозы.
- •Реакции подготовительного этапа:
- •Общее уравнение декарбоксилирования и окисления пвк:
- •29. Этапы унификации энергетических субстратов в процессах катаболизма.
- •Суть гипотезы Митчела можно выразить следующей схемой
- •33. Разнообразие механизмов образование атф и их вклад в энергетику клетки.
- •В упрощенном виде ресинтез атф аэробным путем может быть представлен схемой:
- •Гликолитический путь ресинтеза атф
- •Итоговое уравнение анаэробного расщепления гликогена имеет следующий вид:
- •34. Различные типы электрон-транспортных путей в живых организмах. Их роль в биоэнергетике клетки.
- •Электронтранспортные цепи митохондрий эукариот
- •Электронтранспортные цепи бактерий
- •35. Биофизика фотосинтеза
- •Квантовый расход фотосинтеза для одноклеточных водорослей в лабораторных условиях составляет 8-12 квантов на молекулу co2.
Осн. Положения:
1. Невозможно перевести тепло от более холодной системы в более горячую при отсутствии одноимённых изменений в обоих системах и окружающей среде, т.е нельзя закипятить стакан с водой в холодильнике.
2. Самопроизвольно могут протекать лишь те процессы, которые связаны с переносом Е от более высокого уровня к более низкому, т.е. по градиенту.
3. Невозможно совершить работу против градиента.
Градиент - разность величин того или иного параметра в 2-х точках, отнесенных к расстоянию между ними. Математически выражается как вектор. В живом организме - множество градиентов (осмотический градиент, концентрационный, электрический). В мёртвой клетке таких градиентов нет.
2 закон ТД позволяет предсказать направление проц. при заданных условиях. В отличие от 1 закона ТД он не носит всеобщего характера, и применим лишь к системам, состоящим из больш. числа частиц.
Открытию 2 закона ТД предшествовало изобретение тепловых машин – устройств, которые могут превращать теплоту в работу. Естественность хаотического движения молекул приводит к тому, что теплоту нельзя полностью превратить в работу. А работу можно полностью превратить в теплоту – это принципиальное отличие теплоты от работы.
Сущ. несколько формулировок 2 закона ТД:
1. Формулировка по Клаузиусу. Теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более горячему.
2. Формулировка по Оствальду. Вечный двигатель второго рода невозможен (т.е. не существует машины, которая бы полностью превращала теплоту в работу).
3. Формулировка по Томсону. Невозможно получать работу при наличии только одного источника тепла в циклически действующей машине.
Итак, второй закон термодинамики гласит: в изолир. сис-ме самопроизвольно протек. только такие проц., которые ведут к увелич. неупорядоченности си-мы, т.е. к росту энтропии. Основной смысл этого закона состоит в том, что в любой изолир. си-ме с теч. времени происходит постоянное возрастание степени беспорядка, а, значит, и рост энтропии.
Или: существует функция состояния S – энтропия, которая следующим образом связана с теплотой, поступающей в систему, и температурой системы:
1. – для самопроизвольных процессов;
2. – для обратимых (равновесных) процессов;
3. – для несамопроизвольных процессов,
т. е. второй закон термодинамики для различных процессов можно записать с помощью трёх вышеуказанных уравнений.
Применимость 2 закона т/д для характеристики свойств биосистем
1. 2 закон т/д был сформулирован для характеристики изолированных систем. Реальные биологические системы являются открытыми.
2. Значение энтропии строго определено для равновесного состояния. Биосистемы в своем развитии проходят через целый ряд неравновесных состояний.
12.Энтропия как функция состояния системы. Связь энтропии с ТД вероятностью состояния системы.
Естественность хаотического движения м-л приводит к тому, что теплоту нельзя полностью превратить в работу. А работу можно полностью превратить в теплоту – это принципиальное отличие теплоты от работы. A=Q*(T1-T2)/T1. – Это принцип Карно (т.е. ограничивает переход тепла в работу).
Энтропия показывает в каком направлении происходит перемещение Е в изолированных системах.
Энтропия – мера необратимого рассеивания Е, мера неупорядоченности.
Q1/Q2 = T1/T2. S1=Q1/T1. S2=Q2/T2.
S1 – S2 >0 – необратимый процесс
S1 – S2 =0 – обратимый пр-с, сост. равновесия.
В закрытых системах (что это см. вопрос 5) S=0 или S>0. Замкнутая - система, которая не обменивается с окр. средой веществом, но обменивается Е и работой (горячий чай в стакане с крышкой – на холод).
Понятие S носит статистический характер.
Энтропия S в ТД имеет троякий смысл:
1) Тепловая емкость системы.
2) ТД функция сост. системы, явл-ся мерой ее неупорядоченности.
3) Мера вероятности системы, имеет статистический характер (Больцман).
S = k*lgW, это уравнение Больцмана, k-константа Больцмана, W – ТД вероятность.
ТД вероятность (W) – это к-во микросостояний, возможных в пределах данного макросостояния; показывает сколькими способами м.б. достигнуто то или иное состояние системы. Все микросост., определяющие ТД вероятность имеют одинаковую матем. вероятность. Матем. вероятность – это среднее значение частоты появления события при массовых испытаниях.
Любая сист., стремясь к сост. ТД равновесия с Smax, занимает наиболее вероятное состояние и min свободную Е. Свободная Е (F) – часть Е, кот. полностью переходит в работу.
В изолированных системах необратимые ТД пр-сы протекают в направлении ↑ энтропии. S полностью обратимых ТД прц-сов сохраняет постоянное значение.
Второй закон ТД: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к увеличению неупорядоченности системы, т.е. к росту энтропии.
Или: существует функция состояния S – энтропия, которая следующим образом связана с теплотой, поступающей в систему, и температурой системы:
1. dS > (dQ/T) – для самопроизвольных, необратимых процессов;
2. dS = (dQ/T) – для обратимых (равновесных) процессов;
3. dS < (dQ/T) – для несамопроизвольных процессов.
В изолированной системе (dQ=0) изменение энтропии служит критерием направления процесса, т. е. является критерием обратимости и необратимости процессов: если в процессе dS > 0, то он самопроизволен, необратим, а если dS = 0, то он равновесный, обратимый. Энтропия изолированной системы или увеличивается, или остаётся постоянной, и в состоянии равновесия энтропия максимальна.
В неизолированной системе для оценки необратимости процесса необходимо иметь величину dS системы и величину dS окружающей среды.
13.Уравнение второго закона ТД. Понятие свободной и связанной энергии.
Работа в замкнутой системе не равна 0.
Свободная Е (F) – часть Е, кот. полностью переходит в работу. Энергия: 1) высшая (механич, хим, электрич.); 2) тепловая или деградированная.
TdS = dU + dA
-dA = d (U - TdS)
F=UTS – это свободная энергия Гельмгольца.
dF = dU – TdS – это запись 2 закона ТД ч/з свободную Е Гельмгольца.
Связанная энергия – та часть внутренней энергии, которая не может быть превращена в работу Вытекающая из 2-го начала ТД необходимость различ. колич. и кач.хар-ку Е нашла отражение в принятом в ТД делении Е на своб. и связ. (соот-но пригодную и непригодную к совершению в опред. условиях внеш. работы). Такое деление стало возможным после введения Р. Клаузиусом основополагающ. для ТД понятия энтропии S. В соответствии с её смыслом Г. Гельмгольц назвал произведение абсолютной температуры Т и энтропии S «связанной энергией», а остальную часть F = U – TS – «свободной энергией». Вслед за этим Дж. Гиббс ввел понятие «свободной энтальпии» G как разности между энтальпией системы H = U+ pV и связанной энергией TS. Несложно показать, что в условиях постоянства температуры T и объема V системы убыль свободной энергии Гельмгольца определяет макс. мех. работу (раб. расширения), которую может совершить си-ма при обратимом хар-ре процесса.
Поэтому свободная Е Гельмгольца и Гиббса называют соответственно изохорно – изотерм. и изобарно – изотерм. потенциалом. Однако понятие «свободной Е» (Гельмгольца и Гиббса) вовсе не характериз. «запас» превратимой Е в си-ме, поскольку как соверш.не только за счет Е самой системы, но и за счет Е окруж. среды в проц. теплообмена с ней. Больше того, связ. Е (TS), строго говоря, нельзя считать частью внутр. Е(U) или энтальпии H, поскольку для большинства случаев TS по своей величине оказывается больше них самих.
14.Доказательства применимости второго закона ТД к биосистемам.