свободную энергию Гельмгольца F

• C + 1 / 2 О 2 = СО СО + 1 / 2 О 2 = СО 2

• DН 2 DН 3

•

•

• С (Т) + О 2(Г) = СО 2 DН 1

• т.к. DН1=DН2 + DН3.

• С + О2 = СО2 (DН1= –94 ккал)

• Из закона Гесса вытекают 2 следствия:

• 1 следствие: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции (S DН˚ прод.) и суммой теплот образования исходных веществ (S DН˚ исх.в-в), взятых с соответствующими стехиометрическими коэффициентами.

• Математическое выражение этого следствия:

• DН˚ = S DН˚ прод. – S DН˚ исх.в-в

• 2 следствие: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания продуктов реакции, взятых с учётом стехиометрических коэффициентов.

• Первый закон термодинамики является следствием закона сохранения энергии: разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах.

• В зависимости от типа системы закон имеет различные формулировки.

• Для изолированных систем: внутренняя энергия т.с. постоянна (∆U=0).

• Для закрытых систем: сообщаемая системе теплота расходуется на увеличение внутренней энергии и совершение работы против внешних сил: т. е. Q=∆U+A=∆U+P∆V.

• В изохорном процессе (V= const) A=0, тогда QV =∆U (тепло расходуется только на изменение внутренней энергии).

• В изобарном процессе (р=const).

• Qp= ∆U+P∆V = (U2-U1) + (РU2-РU1) = U2 - U1 + PV2-PV1 = (U2+PV2) - (U1+ PV1) = = H2 - H1 = ∆H; QР=∆H, т.е

• тепло расходуется только на изменение энтальпии, причем если тепло поглощается (-Q) энтальпия увеличивается:

• т.е Q=-∆H.

• В открытых биологических системах теплота отдаётся во внешнюю среду, а работа совершается за счёт убыли внутренней энергии:

• Q=∆U-A

• Второй закон термодинамики определяет направленность и пределы протекания процессов Самопроизвольным является процесс, который совершается без затраты работы извне.

• В изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие необратимые процессы, при которых энтропия системы растет (∆S>0).

• Для других систем в изобарно-изотермических условиях самопроизвольно могут протекать только такие процессы, в результате которых ∆G<0.

• Реакции, для которых ∆G<0 называются экзергонические, ∆G>0 – эндергонические.

• В организме человека протекают и эндергонические реакции, но обязательным условием этого является их сопряжение с экзергоническими реакциями. Это возможно если обе реакции имеют какое-либо общее промежуточное соединение.

• Химическое равновесие.

• С точки зрения обратимости химические реакции бывают:

• необратимые - идут в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

• обратимые – одновременно могут протекать две взаимно противоположные реакции.

• Обратимые реакции заканчиваются наступлением химического равновесия, когда Vпр = Vобр и G→min (значит ∆G→0); концентрации называются равновесными и сохраняются неизменными.

• Особенности состояния химического равновесия:

• оно динамическое; прямая и обратная реакции не прекращаются, а протекают с равными скоростями.

• равновесие подвижно, т.е. при изменении внешних условий происходит смещение равновесия (ускорение одной из реакций) и наступление нового равновесия при других равновесных концентрациях в соответствии с принципом Ле-Шателье:

• если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия подействовать изменением внешних факторов (P,C,T), то в системе усилится тот процесс, который препятствует этому воздействию.

• Для гомогенной реакции: аА + вВ ↔ сС + dD константа равновесия имеет вид:

• Kp=[C]c∙[D]d / [A]a∙[B]b;

• Кр зависит от природы веществ и температуры (для экзотермического процесса при понижении температуры Кр увеличивается; для эндотермического – уменьшается) и не зависит от концентраций. По величине Кр можно судить о направлении и глубине процесса в данных условиях.

• lgКр=-ΔG0 / 2,3RT

• Если Кр>1 равновесие смещено вправо (ΔG0р-ции<0).

• Если Кр<1 равновесие смещено влево (ΔG0>0)

• Если Кр=1 система находится в состоянии равновесия (ΔG0=0).

• Применение законов термодинамики к живым системам

• Теплота, выделяющаяся из организма, равна теплоте, найденной путём подсчёта по окислению веществ,

• т.е. I закон применим к жизненным процессам.

• Долгое время считалось, что II закон термодинамики неприменим к живым системам. Необходимо учитывать:

• Биологические системы обмениваются со средой энергией и массой.

• Процессы в живых организмах в конечном счёте необратимы.

• Живые системы не находятся в равновесном состоянии.

• Все биологические системы гетерогенны, многофазны.

• В живом организме (открытая система) вместо термодинамического равновесия наступает стационарное состояние, которое характеризуется не равенством прямого и обратного процессов, а постоянством скорости химических изменений и отводом метаболитов.

u Стационарное состояние и равновесие отличаются тем, что энтропия закрытой системы при равновесии достигает максимума, а в открытой системе при стационарном состоянии энтропия находится на постоянном, но отличающемся от максимума уровне.

u При равновесии изменения свободной энергии не происходит, а в стационарном состоянии свободная энергия изменяется непрерывно, но с постоянной скоростью.