Презентация - Второй закон термодинамики. Биоэнергетика

Лекция 2 Второй закон термодинамики. Биоэнергетика .

План 2.1 Второй закон термодинамики. Энтропия 2.2 Свободная энергия Гиббса . 2.3 Биоэнергетика

2.1 Химические реакции и физико-химические процессы можно разделить на две группы: самопроизвольные (спонтанные) несамопроизвольные (неспонтанные)

Самопроизвольные процессы протекают без сообщения системе дополнительной энергии из окружающей среды.

Самопроизвольно протекают процессы Растворения Диффузии Осмоса Расширения газа в пустоту

Пределом протекания самопроизвольных процессов является состояние термодинамического равновесия .

Термодинамическое равновесие – это такое состояние системы, в котором ее термодинамические параметры (T, p, V и др.) не изменяются во времени и имеют одинаковое значение во всех точках объема системы.

Система, находящаяся в равновесии, не способна выполнять работу .

Термодинамическое равновесие достигается только в закрытых и изолированных системах. Оно не достижимо для открытых систем из-за постоянно изменяющихся внешних условий.

Для открытых систем аналогом равновесного является стационарное состояние, обусловленное сбалансированностью потоков энергии и вещества в систему и из системы.

Стационарное состояние характеризуется длительным постоянством термодинамических параметров системы и одновременной способностью совершать полезную работу.

Для протекания несамопроизвольных процессов необходимо сообщить системе дополнительную энергию. Например, фотосинтез, протекающий под воздействием УФ излучения.

Одним из фундаментальных свойств природы является ее ассиметрия . Ассиметрия природных процессов проявляется в их однонаправленности.

самопроизвольный ( гликолиз ) несамопроизвольный ( фотосинтез ) 1 2 Если прямой процесс протекает самопроизвольно, то обратный является несамопроизвольным.

Рассмотрение вопросов о характере протекания процессов выполняется в рамках второго закона термодинамики.

Второй закон термодинамики был сформулирован на основе анализа действия тепловых машин.

Тепловая машина – это устройство , в котором тепловая энергия превращается в механическую работу.

Нагреватель Холодильник T 1 T 2 Схема идеальной тепловой машины A Q 1 – Q 2 Q 1 Q 2 Газ

Теоремы Карно : 1) Коэффициент полезного действия тепловой машины, не зависит от рода рабочего тела, а только от температур нагревателя и холодильника.

2) Коэффициент полезного действия тепловой машины всегда меньше единицы .

А Q 1 – Q 2 Т 1 – Т 2 к.п.д. , Q 1 Q 1 Т 1 Уравнение Карно Поскольку Т 2 0, (абсолютный нуль не достижим), то к.п.д. 1

К.п.д. даже самых современных тепловых машин невысок: для тепловозов – 20 %, двигателей внутреннего сгорания – 30 %.

К.п.д. превращения химической энергии пищи – 25 %, к.п.д. превращения энергии АТФ в работу мышц 50 % , К.п.д. здорового сердца – 43 %.

Формулировки второго закона: 1) Невозможно полностью превратить теплоту в работу ( У. Кельвин 1851 ).

2) Невозможен процесс, единственный результат которого состоял бы в переходе энергии от холодного тела к горячему ( Клаузиус, 1865).

Для математического описания Второго закона термодинамики используется термодинамическая функция состояния, называемая Энтропией (S, Дж/К)

Термин «Энтропия» был предложен Клаузиусом в 1865. Рудольф Юлиус Эмануэль КЛАУЗИУС 1822–88

Энтропия (S) – это отношение теплоты, поступающей в систему, к температуре системы : S Q/T

Энтропия является единственной функцией состояния, имеющей два толкования: Термодинамическое , Статистическое

Термодинамическое толкование энтропии Энтропия является характеристикой тепловых потерь системы в данном интервале температур .

Энтропия характеризует ту часть теплоты, которая рассеивается в пространстве, не превращаясь в полезную работу .

Чем больше энтропия, тем ниже « качество энергии » (меньше к.п.д. процесса)

Взаимосвязь энтропии, теплоты и температуры описывается неравенством Клаузиуса: ΔS Q Т

Клаузиус предложил обобщенную формулировку первого и второго законов: « Энергия мира постоянна, его энтропия постоянно увеличивается»

Статистическое толкование энтропии Статистическое толкование энтропии было предложено Л. Больцманом в 1904 г.

Статистическая термодинамика рассматривает энергетическое состояние системы, исходя из состояния ее структурных единиц .

Уравнение Больцмана где k - константа Больцмана R N A k S k ℓ n W

W - термодинамическая вероятность системы, т.е. число микросостояний, посредством которых реализуется данное макросостояние.

Микросостояние – это скорость, энергия, импульс движения и другие характеристики каждой отдельно взятой структурной единицы. Чем меньше число микросостояний, тем выше упорядоченность системы .

W 1, S 0 W 2, S 0 W 3, S 0 порядок беспорядок

Энтропия – количественная мера беспорядка в системе. Чем больше энтропия системы, тем больше беспорядок в ней .

Порядок Беспорядок Само-произвольный процесс

Самопроизвольные процессы протекают с ростом энтропии. Максимум энтропии достигается в состоянии равновесия (формулировка Л. Больцмана)

Изменение энтропии открытых стационарных систем было описано И. Пригожиным

Теорема И. Пригожина (1946): в стационарной термодинамически открытой системе скорость производства энтропии, обусловленного протеканием в ней самопроизвольных процессов, принимает минимальное положительное значение: Δ S i 0 τ

Теорема И. Пригожина объясняет причину гомеостаза - постоянства внутренний среды организма. Она не применима к описанию процессов, протекающих в организме новорожденных, так как они протекают со значительной скоростью

Расчет энтропии химической реакции (Δ r S) по следствию из закона Гесса Для условной реакции: а А b В с С d D Δ r S c S (C) d S (D) – a S (A) – b S (B)

Если Δ r S 0 реакция протекает с увеличением беспорядка; Если Δ r S 0 реакция протекает с уменьшением беспорядка.

2.2 При протекании химических процессов наблюдаются две противоположные тенденции.

стремление отдельных частиц соединится в более крупные агрегаты, что приводит к уменьшению запаса внутренней энергии системы: H min;

стремление агрегатов к разделению на более мелкие частицы, что приводит к увеличению энтропии: S max

G H - TS Обе тенденции находят свое отражение в термодинамической функции состояния, называемой свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом G: G H - T S

Дж. У. Гиббс (11. II.1839 - 28. IV.1903) Американский физик и химик, один из основоположников классической термодинамики, профессор в Йельском университете. Он первым применил термодинамические законы для описания биологических систем.

Физический смысл Свободной энергии Гиббса понятен из совместного рассмотрения первого и второго законов термодинамики.

Q U P V A ' Q T S

Отсюда A ' T S - U - p V T S - ( U p V ), где U p V H

Следовательно, A ' - ( H - T S), где H - T S G

A ' - G G имеет смысл полезной работы, выполненной в системе или над системой .

G – это часть внутренней энергии системы, способная превращаться в полезную работу .

Знак ΔG ( или –) является критерием возможности протекания самопроизвольных процессов в закрытых системах.

Самопроизвольный процесс: A 0 G 0 Термодинамическое равновесие : A 0 G 0 Несамопроизвольный процесс: A 0 G 0

Таким образом, самопроизвольно осуществляются те процессы, протекание которых сопровождается уменьшением свободной энергии Гиббса.

Характер процесса иногда можно изменять, варьируя термодинамические параметры системы : температуру, давление или концентрацию реагирующих веществ.

Влияние температуры на характер процесса ΔG ΔН – Т S (–) ( ) Экзотермический Увеличение процесс беспорядка В этом случае ΔG 0, следовательно, самопроизвольный процесс протекает при любой температуре; А)

ΔG ΔН – ТΔ S (–) (–) Экзотермический Уменьшение процесс беспорядка 0 ΔG 0 G при низкой Т, следовательно самопроизвольный процесс протекает при низкой температуре; Б)

ΔG ΔН – ТΔ S ( ) ( ) Эндотермический Увеличение процесс беспорядка 0 ΔG 0 G при высокой Т, следовательно самопроизвольный процесс протекает при высокой температуре; В)

ΔG ΔН – ТΔ S ( ) (–) Эндотермический Уменьшение процесс беспорядка ΔG 0 при всех температурах, следовательно процесс является несамопроизвольным; он термодинамически запрещен. Г)

Рассчитав ΔG, можно определить: характер процесса (само - или несамопроизвольный); величину полезной работы, совершаемой при протекании самопроизвольного процесса.

Способы расчета G 1. Свободную энергию химической реакции можно рассчитать по уравнению: Δ r G Δ r H – ТΔ r S, где ТΔ r S – энтропийный фактор химической реакции

2 . Свободную энергию химической реакции можно рассчитать на основе закона Гесса: Δ r G с Δ f G (C) d Δ f G (D) - - a Δ f G (A) - b Δ f G (B) где f G - свободная энергия образования сложного вещества из простых веществ, k Дж / моль

3 . Расчет G переноса вещества из одной фазы в другую: ΔG – ν RT l n где ν – количество переносимого вещества, моль; R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/моль К; С М 1 и C М 2 – концентрации вещества в различных фазах, моль/л (С М 1 C М 2 ) C М 2 C М 1

Данное уравнение можно использовать для расчета осмотической работы, выполняемой почкой .

2 .3 Биоэнергетика – это раздел термодинамики, изучающий превращения энергии, теплоты и работы в живых системах.

Человек – это открытая стационарная система, главным источником энергии для которой служит химическая энергия пищи (99 %).

Энергетические затраты человека обеспечиваются за счет: углеводов на 55-60%, жиров на 20-25%, белков на 15-20%.

Получаемая энергия расходуется на: Совершение работы внутренних органов , связанной с дыханием, кровообращением, перемещением метаболитов, секрецией соков и т.д., Совершение внешней работы , связанной со всеми перемещениями человека и его трудовой деятельностью, Нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой воды и пищи.

Коэффициент полезного действия превращения химической энергии пищи в организме человека составляет 25 %.

Таким образом, энтропийные потери организма составляют 75%. Если сфокусировать теплоту, излучаемую телом человека за сутки, то можно вскипятить 20 л воды.

Биохимическими называются химические реакции, протекающие в биосистемах ( in vivo ). БИОХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ Экзергонические (самопроизвольные) Δ r G 0 Эндергонические (несамопроизвольные) Δ r G 0

Окисление углеводов и жиров в организме протекает самопроизвольно и сопровождается выделением большого количества энергии: C 6 H 12 O 6 6 O 2 6 CO 2 6 H 2 O , G - 2870 к Дж C 15 H 31 COOH 23 O 2 16 CO 2 Пальмитиновая к-та 16 H 2 O, G - 9790 к Дж

Часть энергии, выделяющаяся при окислении компонентов пищи, накапливается в макроэргических соединениях , таких как АТФ, АДФ, ацетилкофермент A и др. АДФ H 3 PO 4 АТФ H 2 O , G 30 ,6 к Дж

При физиологических условиях синтез АТФ протекает совместно с окислением глюкозы до СО 2 и воды. Энергия, выделяющаяся при окислении одной молекулы глюкозы, достаточна для синтеза 36 молекул АТФ из АДФ и фосфата.

Такие реакции называются сопряженными . Принцип энергетического сопряжения состоит в следующим: эндергонические реакции протекают за счет энергии экзергонических реакций .

Как правило, сопряженные реакции катализируются общим ферментом .

Схема сопряженной реакции A B C D, G 1 L M P Q , G 2 0 G общ G 1 G 2 Обе реакции протекают как единый самопроизвольный процесс

Пример энергетического сопряжения : C 6 H 12 O 6 6 O 2 6 CO 2 6 H 2 O, G - 2870 к Дж 36 (A ДФ H 3 PO 4 ) 36 (AT Ф H 2 O), G 1100 к Дж -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- G общ. - 2870 1100 - 1770 к Дж

Приведенные данные позволяют рассчитать к.п.д. клетки: Выделилось 2870 к Дж, Аккумулировано 1100 к Дж , Энтропийные потери 1770 к Дж к.п.д 1100/2870 0.38 or 38%

Таким образом, клетка аккумулирует лишь 38% химической энергии глюкозы, а оставшиеся 62% рассеивается в пространстве как теплота .

В современной медицине широко применяются методы биоэнергетической диагностики и терапии. К биоэнергетическим методам лечения относятся: Иглотерапия

Гирудотерапия (лечение медицинскими пиявками)

Массаж

Упражнения по системе Йоги и др.

Благодарим за внимание!!!