Применение второго начала ТД к живым организмам. Математическое выражение 2 начала ТД для открытых систем. 7 страница
Исключительно велико значение химии в биологии и медицине. В организме реализуется около миллиона процессов. Каждый из них представляет собой совокупность различных химических превращений. В любой клетке человеческого организма могут протекать тысячи химических реакций. В конечном счете, разнообразные биологические функции живых организмов определяются теми или иными химическими реакциями. Например, энергетические потребности обеспечиваются главным образом реакцией биоокисления глюкозы, лежащей в основе клеточного дыхания: С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О В свою очередь внешнее дыхание высших животных, обеспечивающее доставку кислорода к клеткам, определяется реакцией белка – гемоглобина Hb с кислородом воздуха:
Непрочный комплекс- оксигемоглобин является переносчиком кислорода. Недостаток гемоглобина будет вести к кислородному голоданию и тяжелому заболеванию-анемии. Чтобы вылечить больного анемией, необходимо стимулировать синтез гемоглобина в организме. Понимание химических процессов, лежащих в основе болезни, помогает направленному поиску способов лечения. Поэтому лучшие врачи всегда уделяли внимание химическим вопросам медицины. Основоположник медицинского направления в химии – швейцарский врач Т. Парацельс (1493-1591). он писал, что цель химии состоит не в изготовлении золота и серебра, а в изготовлении лекарств. По Парацельсу, все материальное состоит из трех начал элементов, находящихся в разных соотношениях: соли (тела), ртути (души) и серы (духа). При недостатке одного из этих элементов в организме возникают болезни, которые нужно лечить, вводя элемент в организм. Парацельс впервые успешно стал применять для лечения больных неорганические вещества. Это побудило многих врачей к изучению химии. Так химия получила мощный толчок к дальнейшему развитию, найдя широкое практическое применение. Этот период в развитии химии и медицины (XVI-XVIII вв.) известен под названием ятрохимии (от греч. Iatros – врач). В начале 18 века немецкий химик и врач Г.Э.Шталь (1659-1734) предложил теорию флогистона, которая более полувека пользовалась всеобщим признанием. По этой теории предполагалось, что во всех телах имеется особое вещество - «флогистон», удаляющееся из них при горении или окислении. Сначала эта теория позволила обобщить многие экспериментальные факты и ускорила развитие химии, но затем стала препятствием для дальнейшего развития, так как исходное предположение оказалось неверным. Шведский фармацевт К.В.Шееле (1742-1786), еще, будучи помощником аптекаря, открыл кислоты растительного и животного происхождения, в том числе винную, лимонную, яблочную, молочную, мочевую. Наиболее важные его открытия – получение кислорода и азота. В 19 веке исследования, проведенные немецким врачом Ю.Р.Майером (1814-1878) и английским ученым Д.Джоулем (1818-1889), показали, что теплота и работа могут взаимно превращаться и являются двумя различными способами передачи энергии. Ю.Р.Майеру принадлежит приоритет в открытии первого начала термодинамики. Работая судовым врачом на корабле, направляющемся из Европы на остров Яву, Майер обратил внимание, что венозная кровь моряков в тропиках и местных жителей – яванцев имеет более светлую окраску, чем окраска крови пациентов в Германии. Он объяснил эти различия тем, что в венах обитателей тропиков остается больше кислорода и, соответственно, больше оксигемоглобина, чем у людей, живущих в холодных климатических условиях. На основании таких наблюдений Майер пришел к выводу, что теплота сгорания пищи расходуется на поддержание постоянной температуры тела и на выполнение мускульной работы. В результате работ выдающегося французского биолога Луи Пастера (1822-1895) были усовершенствованы промышленные процессы брожения (биотехнология). Созданный им метод стерилизации обеспечивает обеззараживание лекарственных средств и медицинских инструментов. Из 109 научных работ крупнейшего русского врача-физиолога И.М.Сеченова (1829-1905) 40 посвящены применению методов физической химии в медицине. Опираясь на данные физико-химических методов исследования, он детально объяснил, как переносится углерод диоксид из тканей в кровь и далее в легкие. Сеченов может по праву считаться основателем физико-химической медицины. П.Эрлих - применил в медицине синтезированные им соединения в качестве лекарственных средств. Л.Полинг - строение полипептидов, в том числе фибриллярных белков, из которых состоят соединительные и покровные ткани. Дж.Уотсон и Ф.Крик – описали вторичную структуру ДНК, описав ее в виде двойной спирали. Ф.Сенгер – исследование строения индивидуальных белков, строение генов-носителей наследственной информации в организмах. Большинство лекарственных препаратов синтезировано химиками. Полезный эффект врачебной деятельности на 70 % определяется наличием лекарств и развитием науки о лекарствах – фармации. Например, детская смертность от тифа с открытием антибиотиков снизилась с 50 до 2 %, а смертность от туберкулеза за последние 30 лет уменьшилась примерно на 80 %. Достижения химии используют не только в терапевтической деятельности, но и в хирургии. Это новые химические препараты, обладающие антимикробной, противоожоговой, противовоспалительной активностью, перевязочные средства, клеи для лечения ран, различные искусственные органы и детали из пластмасс: артерии, зубы, костные пластины, носовой хрящ, оболочки нервов, суставы крупные и мелкие. Применяя эти материалы хирург должен учитывать характер их взаимодействия с организмом. В клинической медицине широко применяют с целью диагностики и профилактики методы качественного и количественного анализов различных веществ в биожидкостях: моче, крови, желудочном соке. С помощью химических методов проводится анализ окружающей среды: воздуха, почвы, питьевых и сточных вод. Такие анализы имеют первостепенное значение для санитарной и гигиенической оценки условий жизни и труда. Таким образом, применение химии в медицине подчеркивает мудрость мысли великого русского ученого М.В.Ломоносова, который говорил, что медик без довольного познания химии совершенен, быть не может.
2. химическая термодинамика. Основные понятия термодинамики. Открытые, закрытые и изолированные системы. Экстенсивные и интенсивные параметры состояния системы. Термодинамика – наука о взаимопревращениях теплоты и энергии. ТД системой называется любой объект природы, состоящий из достаточно большого числа молекул (структурных единиц) и отделенный от других объектов природы реальной или воображаемой граничной поверхностью (границей раздела) Объекты природы, не входящие в систему, называются средой. Под состоянием понимают совокупность свойств системы, позволяющих определить систему с точки зрения ТД. Состояние системы называется равновесным, если все свойства остаются постоянными в течение как угодно большого промежутка времени и в системе отсутствуют потоки вещества и энергии. Если свойства системы постоянны во времени, но имеются потоки вещества и энергии, состояние называется стационарным. В ТД для определения изменения энергии системы в тех или иных условиях применяют различные энергетические характеристики, называемые термодинамическими функциями состояния Системы по характеру обмена веществом и энергией с окружающей средой: Изолированной системой называется такая система, которая не обменивается со средой ни веществом, ни энергией (∆m=0, ∆E=0) Закрытой системой называется такая система, которая не обменивается со средой веществом, но может обмениваться энергией (∆m=0, ∆E≠0) Открытой системой называется такая система, которая может обмениваться со средой, как веществом, так и энергией(∆m≠0, ∆E≠0) например живая клетка. Экстенсивные параметры: m, E, ∆H, V Интенсивные параметры (не зависящие от количества вещества): t, P, ρ.
3. внутренняя энергия. Работа и теплота – две формы передачи энергии. Параметры состояния системы. Внутренняя энергия системы представляет собой сумму энергий теплового движения молекул и энергии взаимодействия между ними. В биологических системах теплота обычно отдается системой во внешнюю среду, а работа совершается системой за счет убыли внутренней энергии. Экстенсивные параметры: m, E, ∆H, V Интенсивные параметры (не зависящие от количества вещества): t, P, ρ.
4. первое начало ТД. Известные формулировки 1 начала ТД. Изохорные и изобарные процессы. первое начало ТД: Тепло, подведенное или отданное системе, расходуется на изменение внутренней энергии и работы, совершаемой над системой Q = ∆U + W Формулировки: 1.в любой изолированной системе запас энергии остается постоянным 2.разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах 3.вечный двигатель первого рода не возможен, т.е. не возможно построить машину, которая давала бы механическую работу, не затрачивая на это соответствующее количество энергии.
Изохорный процесс - процесс, протекающий при постоянном объеме. V = const
W = P ∆V если ∆V = 0 W = 0 Qv = ∆U Qv- изохорный процесс
Изобарный процесс - процесс, протекающий при постоянном давлении Р = const
5. энтальпия как функция состояния системы. Эндотермические и экзотермические процессы. Первое начало ТД для изобарных процессов.
Энтальпия- функция состояния системы, характеризующая теплосодержание системы. первое начало ТД: Тепло, подведенное или отданное системе, расходуется на изменение внутренней энергии и работы, совершаемой над системой Q = ∆U + W Изобарный процесс - процесс, протекающий при постоянном давлении Р = const
[∆H] = [кДж/моль] Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (∆H < 0) и во внешнюю среду выделяется теплота, называются экзотермическими.
Если ∆H > 0 реакция эндотермическая
6. закон Гесса. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики химических и биохимических процессов. Стандартная энтальпия образования, стандартная энтальпия сгорания. Следствия из закона Гесса. Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания. Закон Гесса: приращение энтальпии при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты. При термохимических расчетах чаще применяется не сам закон, а его следствие. Для реакции, представленной в общем виде nA A + nB B = nc C + nD D следствие запишется с помощью равенства: ∆Hр-я = (nc∆Hc + nD∆HD) – (nA∆HA + nB∆HB) Формулируется: энтальпия реакции равна алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов. Потребность в калориях человека рассчитывается по следующим признакам: интенсивность труда, возраст, пол, потребность в белках, жирах, углеводах. Стандартная теплота образования при 298 К и 1 атм 1 следствие из закона Гесса: ∆Hобр = ∑ n ∆H298 пр.р. - ∑ n ∆H298 исх.в. 2 следствие из закона Гесса: ∆Hсг = ∑ n ∆H298 исх.в. - ∑ n ∆H298 пр.р.
7. применение первого начала ТД к биосистемам На основе 1го начала ТД с помощью несложных расчетов можно получить важные сведения о процессах обмена веществ и энергии в организме.
8. второе начало ТД. Формулировка. Критерии направленности процесса. Вклад С.Карно и Р.Клаузиуса в развитие 2го начала ТД. 2ое начало ТД показывает направление реакции и направленность превращения энергии. Первооткрыватель 2го начала термодинамики – Карно – исследовал превращение теплоты в работу и сделал вывод, что в тепловых машинах количество теплоты, полученное от источника тепла, не может полностью переходить в работу, а часть ее отдается холодильнику. Схема передачи теплоты: Теплоисточник Т1 Q1 Рабочее тело Q2 Холодильник Т2
W = Q1 – Q2 η = (Q1 – Q2) \ Q1 = W / Q1 η = (Т1 – Т2) / Т1 КПД тепловой машины не зависит от природы рабочего тела, а определяется интервалом температур 2 закон ТД (Клаузиус): *теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более нагретому. (Томсон) *вечный двигатель 2го рода, в котором вся теплота, сообщаемая системе, переходит в работу, не возможен.
∆H и ∆S не могут служить полным критерием направленности процесса, так как есть много реакций, протекающих самопроизвольно с ∆H > 0 и уменьшением S, более того ∆S как критерий направленности процесса ограничивается только в изолированных системах. ∆G как критерий направленности процесса является таким же свойством системы как внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
9. энтропия как функция состояния системы. Критерии самопроизвольно протекающего процесса в изолированной системе. Связь энтропии с вероятностью состояния системы (уравнение Л.Больцмана) Протекание самопроизвольного процесса в изолированной системе сопровождается рассеиванием тепловой энергии, для количественной характеристики этого явления Клаузиус ввел термодинамическую функцию, называемую энтропией S S = f (Q) Энтропия- функция состояния системы, приращение которой ∆S равно минимальной теплоте, подведенной к системе в обратном изотермическом процессе, деленном на абсолютную температуру, при которой осуществляется данный процесс. ∆S = Q \ T [∆S] = Дж/моль К [S] = Дж / К ∆S не зависти от пути процесса и относится к экстенсивному свойству систем Только часть теплоты идет на совершение работы, другая часть является обесцененной, она не может быть превращена в работу, поэтому она рассеивается. Энтропия – мера обесцененной энергии T ∆S = Q Из 2 начала ТД следует, что условием самопроизвольного протекания необратимых процессов в изолированной системе является возрастание энтропии. В случае равновесия энтропия системы постоянна
Уравнение Больцмана (физический смысл энтропии): S = k ℓn ώ k- постоянная Больцмана, = 1,38∙ 10 -23 Дж / К ώ- термодинамическая вероятность, показывающая число микросостояний, отвечающих данному макросостоянию макросостояние - свойство вещества, которое можно измерить (Т, р и т.д.) число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние, называется вероятностью ώ. Чем больше неупорядоченность системы, тем больше энтропия. Энтропия возрастает при переходе вещества их кристаллического в жидкое состояние, а из жидкого в газ Энтропия- мера беспорядоченности системы, вместе с тем энтропия является не только мерой обесцененной энергии, но и силой, движущей процесс, без энтропии все реакции достигли бы равновесия.
применение второго начала ТД к живым организмам. Математическое выражение 2 начала ТД для открытых систем. У живых организмов, которые изучаются в единстве с окружающей средой, полное приращение энтропии не может быть отрицательным, оно должно иметь знак «+» либо = 0. нарушение экологии среды (кислотные дожди) изменяют данную зависимость, что ведет к нарушению протекания биохимических процессов. 2ой закон ТД для открытых систем: ∆S / ∆t = ∆Si / ∆t + ∆Se / ∆t ∆S / ∆t – прирост энтропии в единицу времени ∆Si / ∆t – интенсивность увеличения энтропии в живых организмах, связанных с химическими реакциями; всегда положительная величина ∆Se / ∆t – изменение энтропии внутри организма, которое происходит не только за счет химических реакций, но и вследствие обмена энтропией между системой и окружающей средой, может быть как положительным, так и отрицательным.
|
Hb + O2 HbO2
QP = ∆U + P ∆V = (U2 + P V2) - (U2 + P V1) = H2 – H1 = ∆H H = U +P V
Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (∆H > 0) и система поглощает теплоту QP извне, называются эндотермическими.
Если ∆H < 0 реакция экзотермическая
