Калорийность пищи

Принцип энергетического сопряжения

Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (Δ G < 0), называются экзергоническими, сопровождающиеся увеличением энергии Гиббса (Δ G > 0) – эндергоническими. Энергия, необходимая для протекания эндергонической реакции, поступает за счет экзергонической. Такие реакции называются сопряженными. Важно значение суммарного значения Δ G. Вещество, присутствующее в двух реакциях, называется интермедатом.

Пример:

глюкоза + H₃PO₄ → глюкозо-6-фосфат + H₂O; Δ G =13,1 кДж/моль

АТФ + H₂O → АДФ + H₃PO₄; Δ G = -29,2 кДж/моль

суммарно:

глюкоза + АТФ→ глюкозо-6-фосфат + АДФ; Δ G = -16,1 кДж/моль

H₃PO₄ → интермедиат

Синтез АТФ сопряжен с реакциями других фосфорилированных соединений с макроэргическими связями – креатинфосфата, 3-фосфоглицерилфосфата, фосфоенол­пирувата. Из-за большого значения ΔG реакций синтеза некоторых аминокислот, они не образуются в организме, а поступают из вне – незаменимые.

Макроэргическая связь – химическая связь, при гидролизе которой выделяется значительная энергия в результате гидратации, нейтрализации и изомеризации продуктов гидролиза

Синтез АТФ сопряжен с окислением глюкозы

АДФ + Ф = АТФ + Н₂О, Δ G ^0′ = +29,2 кДж/моль

C₆Н₁₂О_{6 (тв)} +6 О_{2 (г)} = 6 СО_{2 (г)} +6 Н₂О _(ж), Δ G ^0′= – 2870 кДж/моль

Энергия полного окислении 1 моль глюкозы в организме расходуется на синтез 38 моль АТФ. Эффективность биологического окисления (к.п.д.):

(к.п.д.) = 38 х29,2/2870 = 0.38 = 38%.

Такое высокое значение к.п.д. – результат ступенчатого протекания биохимических процессов, которое выработалось в процессе эволюции.

В лучших турбинах КПД использования энергии составляет 20—25%. В двигателях внутреннего сгорания — 35%. Эффективность окисления органических веществ в живых организмах не вызывает сомнения.

Калорийность пищи

Источник энергии в живом организме – химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах. Энергия расходуется на:

- совершение работы внутри организма – дыхание, кровообращение, перемещение продуктов обмена (метаболитов) и т.д.;

- нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой воды и пищи;

- покрытие потерь теплоты в окружающую среду;

- совершение внешней работы, связанной со всеми перемещениями человека.

Энергия, необходимая организму человека, освобождается при окислении углеводов, жиров и белков. Причем энергетические затраты человека покрываются за счет углеводов на 55-60%, жиров на 20-25%, белков на 15-20%. Запас веществ возобновляется при приеме пищи. Пищевые рационы, необходимые человеку при различных условиях труда и жизни, определяются из условий баланса между энергией, расходуемой за сутки и энергией, выделяющейся при окислении веществ. Химический состав и калорийность пищевых продуктов приводятся в справочниках. Фактические затраты зависят от возраста, пола, состояния здоровья, климатических условий, характера труда.

Научной основой для расчетов суточной потребности человека в энергии являются первое и второе начала термодинамики. Сложные высокомолекулярные вещества, поступающие с пищей, имеют много слабых связей. В процессе усвоения пищи из сложных молекул углеводов, жиров и белков образуются менее сложные вещества с более прочными связями CO₂, H₂O, NH_3, CO(NH₂)₂. Энтропия увеличивается, энергия Гиббса и энтальпия убывают.

Для расчета калорийности продукта используют калорические коэффициенты:

белки и углеводы: k_б= k_y = 4,1 ккал/г (3,9-4,2 ккал/г); жиры k_ж = 9,2 ккал/г (9,1-9,3 ккал/г).

q = [m (б) + m (у) ] ∙ k_б,у + m (ж) ∙ к_ж

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Константа химического равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Прогнозирование смещения химического равновесия. Понятие о буферном действии, гомеостазе и стационарном состоянии живого организма.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

По направлению реакции делят на обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные продукты. Большинство химических реакций являются необратимыми. Например, реакции, протекающие в растворах, в результате которых:

1. образуется осадок: BaCl₂ + H₂SО₄ = BaSО₄¯ + 2HCI

2. выделяется газ: 2HCl + FeS = H₂S­ + FeCl₂

3. образуется слабый электролит: HCl + KOH = KCl + H₂O

Обратимые по направлению химические реакции – те, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

1) C₆H₁₂O₆ + 6O_2(г) = 6CO₂ + 6H₂O, Δ G= –2880 кДж/моль

2) Hb_(p) + O_2(г) ↔ Hb · O_2(p), Δ G= –10 кДж/моль

3) H₂ + I₂ ↔ 2HI, Δ G=1,6 кДж/моль

4) СО(NH₂)₂ + H₂O ← 2NH₃ + CO₂, Δ G=15 кДж/моль

В стандартных условиях 1-ая реакция идет только в прямом направлении, 2-ая и 3-я реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлении, а 4-ая реакция не идет. По второму закону термодинамики при равновесии –10 кДж/моль < Δ G < 10 кДж/моль.

Если в сосуд внести небольшое количество бесцветного иодоводорода, то через некоторое время обнаружатся фиолетовые пары иода и водород. Если взять небольшое количество раствора оксигемоглобина, то в сосуде через некоторое время обнаружится гемоглобин и кислород.

Важно! Реакции, необратимые в одних условиях, могут стать обратимыми в других условиях. 1-ая реакция становится обратимой в растениях при освещении.