Biophysikalische Chemie: Kurze Hinweise zu den Prinzipien der Biophysikalischen Chemie
Kurze Hinweise zu den Prinzipien der biophysikalischen Chemie!
Die pH-Skala:
Sorensen (1909) führte ein geeignetes Mittel zum Ausdrücken der Konzentration von H + -Ionen ein. Es wird als Wasserstoffexponent oder pH-Skala oder pH-Wert einfach pH-Wert bezeichnet.
Auf dieser Skala wird die H + -Ionenkonzentration als Leistung angegeben. Somit ist der pH-Wert der negative Logarithmus von Wasserstoffionen zur Basis zehn, ausgedrückt in Gramm Mol / Liter.
pH = -log 10 [H + ]
Wenn beispielsweise die Konzentration von H + in einer Lösung 10 -5 Grammmol / Liter beträgt, dann beträgt der Logarithmus -5 und der negative Logarithmus 5. Der pH-Wert gemäß der Definition beträgt daher 5.
Der einzige Grund, warum eine pH-Skala anstelle einer direkten Expression der H + -Konzentration verwendet wird, liegt darin, dass sie verständlicher ist. Der Hauptnachteil dieses Systems besteht jedoch darin, dass sich das [H + ] zwar um das Zehnfache verändert, jedoch nur eine Einheit der pH-Skala verändert wird. Dies macht die Änderung scheinbar weniger beeindruckend.
In ähnlicher Weise ist pOH = - log 10 [OH - ]
pH + pOH = 14
Da reines Wasser {H + ] = {OH] = 10 -7 ist, ist das reine Wasser daher neutral.
Da Wasserstoffionen den Lösungen saure Eigenschaften und Hydroxylionen alkalische Eigenschaften verleihen, drückt der pH-Wert die Azidität und Alkalität der Lösungen aus. Der pH-Wert von reinem Wasser beträgt bei Raumtemperatur 7 und bei diesem pH-Wert ist die Konzentration von H + und OH - gleich, daher ist reines Wasser neutral. Wenn der pH-Wert unter 7 liegt, ist die Lösung sauer und wenn sie über 7 liegt, ist sie alkalisch.
Puffer:
Bei vielen biochemischen Reaktionen ist es wichtig, den pH-Wert der Lösung auch bei geringen Mengen an Säuren und Alkalien konstant zu halten. Lösungen, die pH-Änderungen durch Verdünnung oder durch Zugabe geringer Mengen von Säuren und Laugen widerstehen können, werden als Puffer bezeichnet.
Die am häufigsten verwendeten Puffer sind Gemische aus schwachen Säuren und ihren Salzen. Der Mechanismus der Pufferfunktion kann am Beispiel eines aus Essigsäure und Natriumacetat bestehenden Puffers verstanden werden. Diese beiden trennen sich auf folgende Weise.
CH 3 COOH CH 3 COOO - + H +
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na +
Wenn zu dieser Mischung eine Säure, z. B. HCl, zugegeben wird, reagieren die Wasserstoffionen aus der Säure mit Natriumacetat unter Bildung von Essigsäure.
CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl
Wenn eine Base, z. B. NaOH, zugegeben wird, reagiert sie mit Essigsäure unter Bildung von Natriumacetat.
CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O
Somit ändert die Zugabe von Säuren oder Basen das Salz-Säure-Verhältnis eines Puffers. Zusätze von Säuren oder Basen bewirken eine sehr magere pH-Änderung.
Angenommen, in einem Puffer aus Essigsäure und Natriumacetat ist die molare Konzentration von Salz und Säure dann gleich
pH = pK a (Henderson-Hasselbalch-Gleichung), pK a für Essigsäure ist 4, 73: daher pH = 4, 73. Wenn nun diesem Puffer eine gleiche Menge Essigsäure zugesetzt wird, ändert sich das Salz-Säure-Verhältnis auf
oder pH = pK a + log l / 2
pH = pK a + log 0, 5
oder pH = 4, 73 + (-0, 3)
Daher pH = 4, 43
Somit wird eine Änderung von nur 0, 3 pH-Einheiten bewirkt, wenn die Säuremenge verdoppelt wird. Somit kann ein Puffer effizient für eine pH-Einheit auf beiden Seiten des pK a arbeiten, z. B. ein Puffer aus Essigsäure wird einen pH-Wert von 3, 73 bis 5, 73 aufweisen. Deshalb müssen unterschiedliche Säuren für unterschiedliche Pufferbereiche eingesetzt werden.
Pufferkapazität:
Obwohl der pH-Wert eines Puffers vom Salz-Säure-Verhältnis abhängt (Henderson-Hasselbalch-Gleichung), hängt seine Fähigkeit, einer Änderung des pH-Werts zu widerstehen, von der absoluten Menge an Salz und Säure ab. Laut Van Slyke beträgt die Pufferkapazität eines Puffers 1, wenn er 1 Gramm Äquivalent (1000 ml IN) Säure oder Lauge benötigt, um eine Änderung von 1 pH-Einheit zu bewirken.
Puffermechanismen des Körpers:
Die Pufferung im Körper wird auf zwei Ebenen durchgeführt: (1) Pufferung innerhalb der Zellen (2) Pufferung außerhalb der Zellen.
(1) Pufferung innerhalb der Zellen:
In der Zelle gibt es mehrere Puffersysteme, die aus organischen Säuren, Fettsäuren, Aminosäuren und deren Salzen bestehen. Phosphorsäure und ihre Salze sind wichtige Puffer der Zelle.
Es ist schwierig, die genauen Puffermechanismen in der Zelle zu bestimmen, da die Zelle eine heterogene Anordnung von Organellen mit eigenen Enzym- und Puffersystemen ist. Der Puffermechanismus der intrazellulären Flüssigkeiten wurde nur sehr wenig getan. Es scheint jedoch, dass Phosphate das wichtigste Puffersystem in den Zellen bilden.
(2) Pufferung außerhalb der Zellen:
Die einzelnen Körperzellen sind von einer extrazellulären Flüssigkeit umgeben, die als Lymphe bezeichnet wird und durch Lymphgefäße fließt. Lymphe ist ein Ultrafiltrat aus Blut und seine Zusammensetzung ist der ersteren sehr ähnlich.
Der pH-Wert der Lymphe liegt auch sehr nahe am Blut. Um einen konstanten pH-Wert der intrazellulären Flüssigkeit und damit des gesamten Körpers aufrechtzuerhalten, wird der pH-Wert von Blut (Plasma) sehr genau aufrechterhalten, beispielsweise beim Menschen wird der pH-Wert des Plasmas durch kraftvolle Mechanismen genau um 7, 4 gehalten.
Selbst kleine Änderungen des Plasma-pH-Wertes sind sehr schwerwiegend und können zum Tod führen. Die Anfälligkeit des Körpers gegenüber kleinen Änderungen des Plasma-pH-Wertes ist so groß, dass ein pH-Wert von 7 eine Acidität des Plasmas (Azidose) und ein pH-Wert von 7, 6 eine Alkalität des Plasmas (Alkalämie) verursacht, die beide tödlich wirken können. Es ist jedoch offensichtlich, dass das Blut selbst bei der Azidose nicht wirklich sauer wird.
a) Puffer des Blutes
Während des intermediären Stoffwechsels werden viele Säuren gebildet. Diese neigen dazu, den pH-Wert von Blut zu senken. Von allen Säuren, die produziert werden, ist CO 2 (Kohlensäure) am wichtigsten, da es das Endprodukt von Energieerzeugungsreaktionen ist. Es wird in großen Mengen produziert und muss kontinuierlich entfernt oder neutralisiert werden, um den pH-Wert des Blutes aufrecht zu erhalten.
Das in Erythrozyten enthaltene Hämoglobin (HHb) ist schwach sauer. Es reagiert mit Basen, meistens Kaliumbasen; im RBC vorhanden, um Salze zu bilden. Diese Salze werden Kaliumhämoglobinate (KHb) genannt. So entsteht ein Puffersystem aus KHb / HHb.
Die Erythrozytenmembran (RBC) ist semipermeabel. Es ist für CO., H + und Anionen wie HCO 3 -, CI usw. usw. durchlässig, aber für Kationen wie Na +, K + und Ca ++ undurchlässig. Das während des Stoffwechsels erzeugte CO 2 gelangt in die Erythrozyten. In Gegenwart eines Enzyms Carboanhydrase, die in RBC vorhanden ist, verbindet sich CO 2 mit Wasser unter Bildung von Kohlensäure.
H 2 CO 3 ist eine stärkere Säure als HHb. Es reagiert daher mit KHb zu KHCO 3 und HHb.
H 2 CO 3 + KHb KHCO 3 + HHb
Das so gebildete KHCO 3 dissoziiert auf folgende Weise:
KHCO 3 R + + HCO 3 -
Das HCO 3 - tritt in das Plasma ein und hinterlässt geladenes K + . Um die elektrische Neutralität aufrechtzuerhalten, gelangen CI-Ionen, die durch NaCl-Dissoziation gebildet werden, in die Erythrozyten und hinterlassen Na + (weil die Erythrozytenmembran für Na + undurchlässig ist). Damit befinden sich im Erythrozyten 1, 5% mehr Chloridionen als im Plasma.
Im Plasma verbindet sich das HCO 3 - mit dem von CI - hinterlassenen Na + .
Na + + HCO 3 -> NaHCO 3
Der NaHCO 3 -Pegel steigt im Blut und erhöht den pH-Wert im Blut. Dieser gesamte Mechanismus wird Chlorid-Shift genannt und wurde 1918 von Hamburger entdeckt. Es ist daher offensichtlich, dass als Reaktion auf die Produktion von CO 2 (oder auch H 2 CO 3 ) eine kontinuierliche Produktion von NaHCO- erfolgt, so dass a Puffer von NaHCO 3 / H 2 CO 3 wird aufrechterhalten. Die Bikarbonate im Blut werden als Alkali-Reserven des Körpers bezeichnet.
(b) Ausstoß von CO 2 in der Lunge:
Die im Blut gebildeten Hydrogencarbonate wirken mit den darin enthaltenen Säuren.
HA + NaHCO 3 NaA + H 2 CO 3
In der Lunge wirkt die Carboanhydrase umgekehrt
Das so gebildete CO 2 wird durch Ausatmen durch die Lunge ausgestoßen. Infolgedessen fällt der HC0 3 ”-Spiegel in den Erythrozyten und das HCO 3 - geht vom Plasma in die Zelle über. Um die elektrische Neutralität aufrechtzuerhalten, geht das in die Zelle gelangte CI wieder in das Plasma über. Das NaHCO 3 des Plasmas wird reduziert und NaCl nimmt zu.
(c) Ausscheidung von Säuren durch die Nieren:
Das Blut ist immer alkalisch (pH 7, 4) und der Urin immer sauer (pH 5 bis 6). Es scheint, dass durch die Extraktion der Säuren aus dem Blut der Urin seine Säure hält, während das Blut seine Alkalität beibehält. Wasserstoffionen werden im proximalen Tubulus des Nierentubulus aufgenommen.
Dies stört den Elektrolythaushalt und im Gegenzug geht Na + aus den Tubuli heraus und dringt durch die Zellen des proximalen Tubulus in das Blut ein. Im Blut verbindet sich Na + mit HCO 3 - zu NaHCO 3 . Das so gebildete NaHC0 3 trägt zu den Alkali-Reserven des Körpers bei.
Die in den Tubulus eintretenden Wasserstoffionen verbinden sich mit Bicarbonat-Ionen unter Bildung von Kohlensäure. Dies hat eines der folgenden Schicksale:
(1) es verbindet sich mit Phosphaten,
HPO 4 - + H 2 CO 3 HaPO 2 - + HCO 3 -
Die Phosphate werden mit dem Urin ausgeschieden und die Bicarbonate gelangen zurück ins Blut. Nur eine sehr geringe Menge Bicarbonat wird als solches ausgeschieden; während der Azidose wird sogar diese reduziert.
(2) Ein Teil der Wasserstoffionen verbindet sich mit Ammoniak, das kontinuierlich von den Tubuli ausgeschieden wird und das folgende Puffersystem bildet.
pH = pK a + log NH 3 / NH 4
Von vielen Arbeitern wurde beobachtet, dass die NH3-Sekretion mit zunehmendem Blutsäuregehalt zunimmt.
Chemische Kinetik:
Der Zweig der physikalischen Chemie, in dem wir die Reaktionsgeschwindigkeit und den Reaktionsmechanismus untersuchen, wird als chemische Kinetik bezeichnet.
Reaktionsrate:
Die Reaktionsgeschwindigkeit kann definiert werden als "die Änderungsrate der Konzentration der Reaktanden mit der Zeit". Mit anderen Worten, sie wird durch die Menge an Substanz in Volumeneinheit, die sich in der Zeiteinheit ändert, und die Menge in Mol gemessen . Somit,
Reaktionsgeschwindigkeit = Umgewandelte Menge / Zeit der Umformung
= dx / dt
Wobei dx die Menge der Substanz ist und dt ein sehr kleines Zeitintervall ist. Ein negatives Vorzeichen zeigt an, dass die Reaktionsgeschwindigkeit mit der Zeit abnimmt. Es ist wichtig zu beachten, dass das Konzept der mechanischen Geschwindigkeit oder Geschwindigkeit nicht zur Messung der Reaktionsgeschwindigkeit verwendet werden kann. Da die Reaktionsgeschwindigkeit von den molaren Konzentrationen der Reaktanten abhängt und mit der Zeit abnimmt, variiert daher die Reaktionsgeschwindigkeit mit der Zeit.
Einflussfaktoren auf die Reaktionsgeschwindigkeit:
1. Wirkung der Konzentration:
Die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt mit abnehmender Konzentration ab.
2. Einfluss der Temperatur:
Es wird beobachtet, dass die Reaktionsgeschwindigkeit mit steigender Temperatur zunimmt. Im Allgemeinen verdoppelt sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei einem Anstieg von 10 ° C (üblicherweise 25–35 ° C).
3. Auswirkung der Art des Reaktanten:
Es wird beobachtet, dass die Reaktionen, an denen einfache Ionen beteiligt sind; schneller ablaufen als die Reaktionen, an denen Ionen beträchtlicher Bindungen beteiligt sind. Beispielsweise findet die Oxidation des Fe 2+ -Ions durch das Permanganation (Mn0 4 - -Ion) in saurem Medium schneller statt als die Oxidation des C 2 O 4 2- -Ions unter denselben Bedingungen.
4. Wirkung des Katalysators:
Im Allgemeinen erhöht der Katalysator die Reaktionsgeschwindigkeit.
5. Wirkung der Oberfläche der Reaktanten:
Es wird beobachtet, dass die kleineren Teilchen schneller reagieren als die größeren Teilchen der gleichen Masse. Zum Beispiel verbrennt Kohlenstaub schneller als derjenige großer Kohlebrocken.
6. Wirkung von Strahlung
Die Geschwindigkeit bestimmter Reaktionen steigt durch die Absorption von Photonen bestimmter Strahlung. Solche Reaktionen sind als photochemische Reaktionen bekannt.
Geschwindigkeitskonstante:
Nach der Kollisionstheorie ist die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zur Anzahl der pro Sekunde stattfindenden molekularen Kollisionen. Beim Erhöhen der Konzentration der Reaktanten steigt somit die Anzahl der Stöße, und somit steigt die Reaktionsgeschwindigkeit.
Also für eine allgemeine Reaktion
A → Produkte
r = dx / dT = -dC A / dt kC A
Dabei ist r = Reaktionsgeschwindigkeit, CA = Konzentration des Reaktanten A und k = Geschwindigkeitskonstante.
Wenn CA = 1, dann ist r = k.
Wir können sagen, dass bei einer gegebenen Temperatur die Geschwindigkeit gleich der Reaktionsgeschwindigkeitskonstante ist, wenn die Konzentration des Reaktanten gleich eins ist. Die Geschwindigkeitskonstante wird daher als spezifische Reaktionsgeschwindigkeit bezeichnet.
Bei zwei Reaktanten kann die Reaktion als geschrieben werden;
A + B → Produkte
r = dx / dT = kC A C B
Wo alle Begriffe übliche Bedeutung haben
Wenn CA = CB = 1, dann ist r = k
Somit ist die Geschwindigkeitskonstante gleich der Reaktionsgeschwindigkeit, wenn die Konzentration jedes der Reaktanten gleich eins ist.
Reihenfolge einer Reaktion:
Chemische Reaktionen können auf der Basis der Anzahl von Molekülen klassifiziert werden, die letztendlich reagieren müssen, um die Reaktionsprodukte zu bilden. Wir haben also monomolekular, bimolekular; und termolekulare Reaktionen, bei denen ein, zwei oder drei Moleküle jeweils eine Reaktion eingehen.
Chemische Reaktionen werden auf kinetischer Basis nach Reaktionsreihenfolge klassifiziert, z. B. Reaktionen nullter Ordnung, erster Ordnung, zweiter Ordnung und dritter Ordnung, je nachdem, wie die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Konzentration der Reaktanten unter einem gegebenen Satz von Bedingungen beeinflusst wird.
1. Reaktionen nullter Ordnung:
Wenn die Reaktionsgeschwindigkeit unabhängig von der Konzentration des Reaktanten ist, wird die Reaktion als Reaktion nullter Ordnung bezeichnet. Zum Beispiel
A -> Produkt
r = - dC o A / dt = k
Wenn a = Anfangskonzentration, dann ist x = Menge, die in der Zeit 't' zersetzt wird
k a - (a - x) / t = x / t
2. Reaktionen erster Ordnung:
Wenn die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Variation des Konzentrationsausdrucks nur eines Reaktanten bestimmt wird, wird die Reaktion als Reaktion erster Ordnung bezeichnet. Zum Beispiel,
A → Produkt
r = dC A / dt = kC A
-dC A / C A = kdt
Die integrierte Form der Geschwindigkeitsgleichung erster Ordnung lautet:
k = 2.303 / t log C 0 / C
Dabei sind C 0 und C Konzentration zu Beginn (dh t = 0) bzw. zu einem beliebigen Zeitpunkt. Wenn die Anfangskonzentration des Reaktanten "a" mol L -1 ist und nach dem Zeitpunkt t "x" mol L -1 reagiert haben, um das Produkt zu ergeben, dann ist die Konzentration des Reaktanten, die zum Zeitpunkt t zurückbleibt, (ax Mol L -1 . Dann kann die Geschwindigkeitsgleichung erster Ordnung als gegeben werden
k = 2.303 / t log a / ax
In der Reaktion erster Ordnung ist die Halbzeit t½ der Reaktion gegeben durch:
t 1/2 0, 693 / k
Hier ist die Halbwertszeit unabhängig von der Anfangskonzentration des Substrats, t 1/2 ist definiert als die Zeit, während der die Hälfte der Konzentration eines bestimmten Reaktanten reagiert.
Geschwindigkeitskonstanten erster Ordnung haben die Dimensionen der reziproken Zeit, normalerweise sec -1
3. Reaktionen zweiter Ordnung:
Es wird gesagt, dass eine Reaktion von zweiter Ordnung ist, wenn ihre Geschwindigkeit durch die Variation zweier Konzentrationsterme bestimmt wird oder die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zur zweiten Potenz der Konzentration einer einzelnen Substanz ist.
Im Allgemeinen können Reaktionen zweiter Ordnung zwei Arten haben.
1. Wenn die Konzentration der Reaktanten gleich ist, d
A + A -> Produkte
Sei 'a' die Anfangskonzentration jedes der Reaktanten, um die Reaktion zu starten, und x die Menge jedes Reaktanten sein, der nach der Zeit t zersetzt wird.
2A -> Produkte
ao (anfängliche Konzentration)
(ax) x (Konzentration nach dem Zeitpunkt t).
Die Reaktionsgeschwindigkeit kann durch dx dargestellt werden
dx / (ax) 2 = k.dt
Auf die Integration innerhalb der Grenzen von o bis x zum Zeitpunkt o bis t erhalten wir
k = 1 / txx / a (Axt)
2. Wenn die Konzentration der Reaktanten unterschiedlich ist, d
A + B -> Produkte
abo (anfängliche Konzentration)
(ax) (bx) x (Konzentration nach dem Zeitpunkt t)
Die Reaktionsgeschwindigkeit wird als dx ausgedrückt
dx / dt = k (ax) (bx),
dx / (a - x) (b - x) = k.dt
Bei Integration innerhalb der Grenzen von o bis x zum Zeitpunkt o bis t
k = 2.303 / 1 (a - b) log10 (ax) b / (bx) a
Die Geschwindigkeitskonstanten von Reaktionen zweiter Ordnung haben die Dimensionen 1 / Konzentration x Zeit oder moL -1 s -1 .
4. Reaktionen dritter Ordnung:
Es wird gesagt, dass eine Reaktion von dritter Ordnung ist, wenn die Geschwindigkeit durch die Variation von drei Konzentrationsausdrücken bestimmt wird. Mit anderen Worten, es sind mindestens drei Moleküle erforderlich, damit die Reaktion stattfinden kann. Bei der Reaktion dritter Ordnung kann es drei verschiedene Fälle geben.
1. Alle drei Arten haben gleiche Konzentrationen
A + A + A -> P
Man betrachte eine allgemeine Reaktion, bei der drei Mol A mit einer Konzentration von jeweils a Mol pro Liter verwendet werden. Wenn die Konzentration zum Zeitpunkt t zu (ax) wird, dann ist die Reaktionsgeschwindigkeit durch gegeben
dx / dt = k (a - x) 3 dt
Die integrierte Form der Gleichung lautet
K = 1 / tx (2a - x) / 2a 2 (a - x)
2. Wenn die Konzentrationen von zwei Reaktanten ungleich sind und unterschiedlich sind
2A + B -> Produkte
Die Reaktionsgeschwindigkeit ist durch angegeben. dx / dt = k (a - 2x) 2 (b - x).
Um die Werte von k zu kennen, die über der Gleichung integriert sind, erhalten wir
k = 1 / t 1 / (a-2b) 2 [2x (2ba) / a (a-2x) + loge (b (a-2x) / a (bx))
Die Geschwindigkeitskonstanten von Reaktionen dritter Ordnung haben die Dimensionen mol -2 L 2 sec-1.
Thermodynamik:
Die Thermodynamik ist ein Wissenschaftszweig, der sich mit den Energieänderungen beschäftigt, die mit der physikalischen und chemischen Umwandlung einhergehen. Es geht nicht um die Gesamtenergie eines Körpers, sondern um Energieänderungen, die einen bestimmten Prozess oder Transformationen begleiten. Da sich die Thermodynamik mit Energie beschäftigt, ist sie auf alle Phänomene in der Natur anwendbar.
Terminologie der Thermodynamik:
1. System, Grenze und Umgebung:
Ein thermodynamisches System kann als ein bestimmter Teil der Materie im untersuchten Universum definiert werden. Ein System kann aus einer oder mehreren Substanzen bestehen.
Der Rest des Universums, der möglicherweise Energie und Materie mit dem System austauschen kann, wird als Umgebung bezeichnet. Somit ist das System von der Umgebung durch eine Grenze getrennt, die real oder imaginär sein kann.
Isoliertes System:
Ein System, das weder Energie noch Materie mit seiner Umgebung austauschen kann, wird als isoliertes System bezeichnet.
Geschlossenes System:
Ein System, das Energie austauschen kann, aber nicht mit seiner Umgebung spielt, wird geschlossenes System genannt.
Offenes System:
Ein System, das mit seiner Umgebung sowohl Materie als auch Energie austauschen kann, wird als offenes System bezeichnet.
Die Umwelt lebender Organismen ist für sie absolut notwendig, nicht nur als freie Energiequelle, sondern auch als Rohstoffquelle. In der Sprache der Thermodynamik sind lebende Organismen offene Systeme, weil sie mit ihrer Umgebung sowohl Energie als auch Materie austauschen und sie dadurch transformieren. Für offene Systeme ist es charakteristisch, dass sie nicht mit ihrer Umgebung im Gleichgewicht sind.
Obwohl Lebewesen scheinbar im Gleichgewicht zu sein scheinen, weil sie sich möglicherweise nicht sichtbar verändern, wenn wir sie über einen bestimmten Zeitraum beobachten, befinden sie sich normalerweise in einem stationären Zustand, dem Zustand eines offenen Systems, in dem die Übertragungsrate von Materie und Energie aus der Umgebung in das System wird durch die Transferrate von Materie und Energie aus dem System exakt ausgeglichen.
Makroskopische Eigenschaften:
Die Eigenschaften eines makroskopischen Systems (dh bestehend aus einer großen Anzahl von Partikeln) werden makroskopische Eigenschaften genannt. Diese Eigenschaften sind Druck, Volumen, Temperatur, Zusammensetzung, Dichte, Viskosität, Oberflächenspannung, Brechungsindex, Farbe usw.
Homogenes und heterogenes System:
Ein System wird als homogen bezeichnet, wenn es durchgehend einheitlich ist, wie beispielsweise ein reiner Feststoff oder alle Flüssigkeit oder eine Lösung oder ein Gemisch von Gasen. Ein homogenes System besteht also nur aus einer Phase.
Eine Phase ist definiert als homogener und physikalisch unterscheidbarer Teil eines Systems, das von einer Oberfläche begrenzt wird und mechanisch von anderen Teilen des Systems getrennt werden kann.
Ein System gilt als heterogen, wenn es nicht überall einheitlich ist. Ein heterogenes System besteht also aus zwei oder mehr Phasen. Somit ist ein System, das aus zwei oder mehr nicht mischbaren Flüssigkeiten besteht, oder ein Feststoff, der sich in Kontakt mit einer Flüssigkeit befindet, in der sich diese nicht löst, ein heterogenes System.
Zustand eines Systems:
Wenn makroskopische Eigenschaften eines Systems bestimmte Werte haben, wird gesagt, dass sich das System in einem bestimmten Zustand befindet. Immer wenn sich eine der makroskopischen Eigenschaften ändert, ändert sich das System in einen anderen Zustand. Somit ist der Zustand eines Systems durch seine makroskopischen Eigenschaften festgelegt.
Thermodynamisches Gleichgewicht:
Ein System, bei dem sich die makroskopischen Eigenschaften im Laufe der Zeit nicht ändern, wird als im dynamischen Gleichgewicht befindlich bezeichnet, wenn ein System heterogen ist, dh es besteht aus mehr als einer Phase. Wenn es dann im Gleichgewicht ist, bleiben die makroskopischen Eigenschaften in den verschiedenen Phasen mit der Zeit unverändert.
Tatsächlich impliziert der Begriff thermodynamisches Gleichgewicht die Existenz von drei Arten von Gleichgewichten im System. Dies sind (i) das thermische Gleichgewicht (ii) das mechanische Gleichgewicht und (iii) das chemische Gleichgewicht.
Ein System soll sich im thermischen Gleichgewicht befinden, wenn kein Wärmefluß von einem Teil des Systems zum anderen stattfindet. Dies ist möglich, wenn die Temperatur in allen Teilen des Systems gleich bleibt.
Ein System soll sich im mechanischen Gleichgewicht befinden, wenn von einem Teil des Systems an einem anderen Teil des Systems keine mechanische Arbeit verrichtet wird. Dies ist möglich, wenn der Druck in allen Anlageteilen durchgehend gleich bleibt.
Ein System soll sich im chemischen Gleichgewicht befinden, wenn die Zusammensetzung der verschiedenen Systemphasen durchgehend gleich bleibt.
Prozesse und ihre Typen:
Die Operation, durch die ein System von einem Zustand in einen anderen wechselt, wird als Prozess bezeichnet. Wann immer ein System von einem Zustand in einen anderen wechselt, wird es von einer Energiewende begleitet. Bei offenen Systemen kann es ebenfalls zu einer Änderung der Materie kommen.
Folgende Arten von Prozessen sind bekannt:
Isothermer Prozess:
Ein Prozess gilt als isotherm, wenn die Temperatur des Systems während jeder Prozessstufe konstant bleibt.
Adiabatischer Prozess:
Ein Prozess wird als adiabatisch bezeichnet, wenn während eines Verfahrensschrittes keine Wärme in das System eintritt oder dieses verlässt.
Isobarer Prozess:
Ein Prozess wird als isobar bezeichnet, wenn der Druck des Systems während jedes Schrittes des Prozesses konstant bleibt.
Reversible und irreversible Prozesse:
Ein Vorgang, der unendlich langsam ausgeführt wird, so dass die treibende Kraft nur unendlich groß ist als die Gegenkraft, wird als reversibler Vorgang bezeichnet.
Jeder Prozess, der nicht auf die obige Weise abläuft, dh ein Prozess, der nicht unendlich langsam erfolgt, wird als irreversibler Prozess bezeichnet.
Ein reversibler Prozess kann in der Praxis nicht realisiert werden, da er unendlich viel Zeit für seine Vollendung benötigt. Daher sind fast alle Prozesse, die in der Natur oder im Labor ablaufen, irreversibel. Ein reversibler Prozess bleibt daher imaginär und theoretisch.
Der erste Hauptsatz der Thermodynamik:
Der erste Hauptsatz der Thermodynamik besagt, dass Energie weder erzeugt noch zerstört werden kann, obwohl sie von einer Form in eine andere umgewandelt werden kann. Dies wird auch als Energieerhaltungssatz bezeichnet. Mit anderen Worten, aus der Gleichung £ = mc. 2 (wobei E = Energie, m = Masse und c = Lichtgeschwindigkeit), kann das Gesetz als "die Gesamtmasse und Energie eines isolierten Systems bleibt unverändert" angegeben werden.
Interne Energie U:
Jeder Stoff ist mit einer bestimmten Energiemenge verbunden, die von seiner chemischen Natur sowie von Temperatur, Druck und Volumen abhängt. Diese Energie wird als innere Energie bezeichnet. Die innere Energie eines Stoffes oder Systems ist eine bestimmte Größe und hängt nur von dem Zustand (dh der chemischen Beschaffenheit, Zusammensetzung, Temperatur, Druck und Volumen) des Systems zum gegebenen Zeitpunkt ab, unabhängig von der Art und Weise, in der Der Staat ist zustande gekommen. Der tatsächliche Wert der inneren Energie kann nicht bestimmt werden, aber die Änderung der inneren Energie eines chemischen oder physikalischen Prozesses ist eine messbare Größe.
Enthalpie (Wärmeinhalt) eines Systems:
Angenommen, die Zustandsänderung eines Systems wird bei konstantem Druck bewirkt. In diesem Fall ändert sich die Lautstärke. Lassen Sie das Volumen bei konstantem Druck P von V A auf V B ansteigen. Dann wird die vom System geleistete Arbeit (W) durch angegeben
W = -P (V B - V A )
Wenn wir dies in die Gleichung ∆U = q + w einsetzen, haben wir
∆U = q + {-p (V B - V A )}
U B -U A = qP (V B- V A )
Oder (U B + PV B ) - (U A + PV A ) = q (1)
Die Menge U + PV ist als Enthalpie eines Systems bekannt und wird mit H bezeichnet. Sie repräsentiert die gesamte in einem System gespeicherte Energie. Somit,
H = U + PV
Da U eine bestimmte Eigenschaft ist und P und V auch bestimmte Eigenschaften sind, die den Zustand eines Systems definieren, ist H in Abhängigkeit von dem Zustand eines Systems ebenfalls eine bestimmte Eigenschaft.
Aus Gleichung (1) haben wir
H B -H A = ∆H = q (2)
Da H R und H A bestimmte Eigenschaften sind, ist es offensichtlich, dass ∆H wie ∆4 eine bestimmte Eigenschaft ist, die nur von den Anfangszuständen und Endzuständen eines Systems abhängt. Offensichtlich stellt ∆H eine Zunahme der Enthalpie eines Systems dar, wenn es von Zustand A zu Zustand B wechselt. Somit ist die aufgenommene Wärme (q) bei konstantem Druck auch eine bestimmte Größe.
Ferner folgt aus Gleichung (1), dass
(U B - U A ) + P (V B - V A ) = q
Durch Einbeziehung des obigen q-Wertes in Gleichung (2) haben wir
∆H = (U B -U A ) + P (V B- V A )
∆H = ∆U + P∆Y
Dabei ist ∆V die vom System durchgeführte Volumenzunahme.
Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik:
Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik besagt, dass bei jedem spontanen Prozess eine Erhöhung der Gesamtenergie des Universums einhergeht.
Konkret bedeutet der Begriff Universum das System und die Umgebung
∆S univ = ∆S System + surroundingS Umgebung
Das zweite Gesetz besagt, dass bei einem irreversiblen spontanen Prozess die Entropie des Systems und der Umgebung zunimmt. Mit anderen Worten, AS univ > O (null), wenn ein reversibler Prozess auftritt, ist die Entropie des Systems konstant AS surr . = O. Da sich das gesamte Universum spontan ändert, kann der zweite Satz nicht allgemein und prägnant ausgedrückt werden, da die Entropie des Systems ständig zunimmt.
Das Konzept der Entropie:
Entropie (S) ist ein quantitativer Ausdruck für die Zufälligkeit oder Störung in einem System. Wenn die Produkte einer Reaktion weniger komplex und ungeordneter sind als die Reaktanten, geht man davon aus, dass die Reaktion einen Entropiegewinn verzeichnet.
Die Entropie eines Systems ist eine reale physikalische Größe und eine bestimmte Funktion des Körperzustands wie Druck, Volumen, Temperatur oder innere Energie. Es ist schwierig, die tatsächliche Entropie eines Systems zu definieren. Es ist bequemer, die Entropieänderung während einer Zustandsänderung zu definieren.
Somit kann die Entropieänderung eines Systems als die Summe aller Terme definiert werden, die jeweils einen Wärmeaustausch (q) beinhalten, dividiert durch die absolute Temperatur (T) während jeder unendlich kleinen Änderung des Prozesses, die reversibel durchgeführt wird. Somit ist die Entropieänderung für eine endliche Änderung eines Zustands eines Systems bei konstanter Temperatur durch gegeben
∆S = q rev / T
Der Wert ∆S ist eine bestimmte Größe und hängt nur von den Anfangs- und Endzuständen des Systems ab. Sie ist unabhängig von dem Pfad oder der Art und Weise, auf die die Änderung herbeigeführt wurde. Der Wert bleibt gleich, auch wenn der Wechsel vom Ausgangszustand zum Endzustand reversibel oder irreversibel herbeigeführt wurde.
Entropieeinheiten:
Da die Entropieänderung durch einen Wärmetermin ausgedrückt durch die absolute Temperatur ausgedrückt wird, wird die Entropie in Kalorien pro Grad ausgedrückt, dh cal ° -1 . Dies wird als Entropieeinheit bezeichnet. In SI-Einheiten wird die Entropie als Joule pro Grad Kelvin (JK -1 ) ausgedrückt.
(I) Entropieänderung in der isothermen Expansion eines idealen Gases:
Bei der isothermen Expansion eines idealen Gases, das reversibel durchgeführt wird, findet keine Änderung der inneren Energie statt, dh AU = 0 und damit aus der Gleichung des ersten Gesetzes (viz, ∆U = q + w)
q rev = - w
In einem solchen Fall ist die Arbeit, die bei der Expansion von n Mol eines Gases von Volumen V 1 auf V 2 bei konstanter Temperatur T geleistet wird, durch gegeben
-w = nRT In (V 2 / V 1 )
∆S = R in (V 2 / V 1 )
(II) Entropieänderungen im reversiblen (spontanen Prozess):
Der Gesamtanstieg der Entropie des Systems und seiner Umgebung während des spontanen Expansionsprozesses mit einem Mol des Gases wäre
AS = R in (V 2 / V 1 )
Da V 2 > V 1 ist es offensichtlich, dass die spontane (irreversible) isotherme Expansion eines Gases von einer Zunahme der Entropie des Systems und seiner Umgebung zusammen begleitet wird. Daraus können wir folgern:
Ein thermodynamisch irreversibler Prozess geht immer mit einer Zunahme der Entropie des Systems und seiner Umgebung einher. Entropieänderungen im irreversiblen (spontanen) Prozess sind Null, dh ∆S = O. Oder anders ausgedrückt: In einem thermodynamisch reversiblen Prozess bleibt die Entropie des Systems und seiner Umgebung zusammen unverändert.
Da alle Vorgänge in der Natur spontan, dh irreversibel ablaufen, folgt daraus, dass die Entropie des Universums kontinuierlich zunimmt. Dies ist eine weitere Aussage des zweiten Gesetzes.
Physikalische Bedeutung der Entropie:
1. Spontane Prozesse gehen mit einer Zunahme der Entropie sowie einer Zunahme der Störung des Systems einher. Daher wird Entropie als Maß für die Störung eines Systems angesehen.
2. Eine spontane Änderung tritt ausnahmslos von einem weniger wahrscheinlichen zu einem wahrscheinlicheren Zustand auf, sodass Entropie und thermodynamische Wahrscheinlichkeit eng miteinander verbunden sind.
Dritter Hauptsatz der Thermodynamik:
Bei diesem absoluten Nullpunkt wird die Entropie einer perfekt kristallinen Substanz als Null angenommen. Bei null Kelvin gibt es die geringste Unordnung oder perfekte Ordnung.
Gibb's Freie Energie oder Gibb's Funktion (G):
Gibb's freie Energie (G) drückt die Energiemenge aus, die während einer Reaktion bei konstanter Temperatur und konstantem Druck arbeiten kann. Wenn eine Reaktion mit der Freisetzung von freier Energie abläuft (dh wenn sich das System so ändert, dass es weniger freie Energie besitzt), hat die Änderung der freien Energie (AG) ein negatives Vorzeichen und die Reaktion wird als exergonisch bezeichnet. Bei endergonischen Reaktionen gewinnt das System freie Energie und AG ist positiv.
Unter den Bedingungen in biologischen Systemen (bei konstanter Temperatur und konstantem Druck) stehen Änderungen der freien Energie, der Enthalpie und der Entropie durch die Gleichung in quantitativer Beziehung zueinander.
∆G = ∆HT∆S
wobei AG = (G- Produkte G- Reaktant )
= Änderung der freien Gibbs-Energie des reagierenden Systems.
∆H = Änderung der Enthalpie des Systems.
T = die absolute Temperatur.
∆S = die Entropieänderung eines reagierenden Systems.
Konventionell hat AS ein positives Vorzeichen, wenn die Entropie zunimmt, und ∆H hat ein negatives Vorzeichen, wenn das System Wärme an seine Umgebung abgibt. Jede dieser Bedingungen, die für günstige Prozesse typisch sind, neigt dazu, ∆G negativ zu machen. Tatsächlich ist ∆G eines spontan reagierenden Systems immer negativ.
Zellen benötigen freie Energiequellen:
Lebende Organismen können weder Energie verbrauchen noch verbrauchen. Sie können nur eine Energieform in eine andere umwandeln. Sie nehmen aus ihrer Umgebung eine Energieform auf, die für sie unter den besonderen Temperatur- und Druckbedingungen, in denen sie leben, nützlich ist, und geben dann in einer anderen, weniger nützlichen Form eine entsprechende Menge an Energie an die Umgebung ab.
Die nützliche Energieform, die Zellen aufnehmen, wird als freie Energie bezeichnet, die von der Gibbs-Funktion für freie Energie G beschrieben wird. Sie ermöglicht die Vorhersage der Richtung chemischer Reaktionen, ihrer exakten Gleichgewichtsposition und des Arbeitsaufwands, den sie theoretisch bei konstanter Temperatur ausführen können Druck. Die lebende Zelle ist somit ein offenes Nichtgleichgewichtsystem; eine Maschine, um freie Energie aus der Umgebung zu gewinnen, wodurch die Zufälligkeit zunimmt.
Die lebende Zelle ist zu jeder Zeit im Wesentlichen isotherm. Alle Teile der Zelle haben im Wesentlichen die gleiche Temperatur. Darüber hinaus gibt es keine signifikanten Druckunterschiede zwischen einem Teil der Zelle und einem anderen.
Aus diesen Gründen können Zellen Wärme nicht als Energiequelle nutzen, da Wärme nur dann mit konstantem Druck arbeiten kann, wenn sie von einer Zone höherer Temperatur in eine Zone niedrigerer Temperatur übergeht. Lebende Zellen fungieren somit als isotherme chemische Motoren.
Die Energie, die Zellen aus ihrer Umgebung aufnehmen, wird in chemische Energie umgewandelt, die dann zur Durchführung der chemischen Arbeit verwendet wird, die bei der Biosynthese von Zellkomponenten, der osmotischen Arbeit, die zum Transport von Materialien in die Zelle erforderlich ist, und der mechanischen Arbeit der Kontraktion und der mechanischen Arbeit erforderlich ist Fortbewegung usw. Heterotrophe Zellen gewinnen freie Energie aus Nährstoffmolekülen, und photosynthetische Zellen erhalten sie durch absorbierte Sonnenstrahlung.
Die Standard-Free-Energy-Änderung hängt direkt mit der Gleichgewichtskonstante zusammen:
Die Zusammensetzung eines Reaktionssystems, bei dem es sich um ein Gemisch aus chemischen Reaktanten und Produkten handelt, ändert sich tendenziell weiter, bis das Gleichgewicht hergestellt ist. Bei der Gleichgewichtskonzentration von Reaktanten und Produkten sind die Geschwindigkeiten der Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen genau gleich und es tritt keine weitere Änderung im System auf. Die Konzentration der Reaktanten und Produkte im Gleichgewicht definiert die Gleichgewichtskonstante. Im Allgemeinen Reaktion
aA + bB cC + dD
Wenn a, b, c und d die Anzahl der beteiligten Moleküle von A, B, C und D ist, ist die Gleichgewichtskonstante durch gegeben
Keq = [C] c [D] d / [A] a [B] b
Wobei [A], [B], [C] und [D] die Molkonzentration der Reaktionskomponenten am Gleichgewichtspunkt sind; und Keq wird als Gleichgewichtskonstante bezeichnet.
Wenn sich ein reagierendes System nicht im Gleichgewicht befindet, stellt die Tendenz, sich in Richtung Gleichgewicht zu bewegen, die treibende Kraft dar, deren Größe als die Änderung der freien Energie für die Reaktion ausgedrückt werden kann, ∆G.
Unter Standardbedingungen (25 ° C, 1 atm Druck), wenn Reaktanden und Produkte anfänglich in einer Konzentration von 1 M vorhanden sind, oder für Gase bei einem Partialdruck von 101, 3 K Pa wird die Kraft, die das System in Richtung Gleichgewicht bewegt, als Standardfreierergie definiert. ∆G o .
∆Go = ∆Ho - T∆So
Die Beziehung zwischen Keq und ∆Go ist gegeben durch
∆G ° = -RTINK 'eq.
