Biyofiziksel Kimya: Biyofizik Kimyanın İlkeleri Üzerine Kısa Notlar
Biyofiziksel Kimya İlkeleri Üzerine Kısa Notlar!
PH Ölçeği:
Sorensen (1909), H + iyonlarının konsantrasyonunu ifade etmenin uygun bir yolunu sunmuştur. Hidrojen üssü veya pH Ölçeği veya pH değeri basitçe pH olarak adlandırılır.
Bu ölçekte H + iyon konsantrasyonu güç olarak yazılmıştır. Bu nedenle, pH, hidrojen iyonlarının gram mol / litre olarak ifade edilen baz on'a negatif logaritmasıdır.
pH = -log 10 [H + ]
örn., bir çözeltideki H + konsantrasyonu, 10-5 gram mol / litre ise, logaritması -5 olacaktır ve negatif logaritması 5 olacaktır. Bu nedenle tanımlamaya göre pH, 5 olacaktır.
Doğrudan H + konsantrasyonunun ifadesi yerine pH ölçeğinin kullanılmasının tek nedeni, daha anlaşılır olmasıdır. Bununla birlikte, bu sistemin ana dezavantajı, [H + ] on kat değişebilirken, pH skalasında sadece bir birimin değişmesidir. Bu değişimi görünüşte daha az etkileyici yapar.
Benzer şekilde, pOH = - log 10 [OH - ]
pH + pOH = 14
Tor saf su {H + ] = {OH] = 10-7 olduğundan, bu nedenle saf su nötrdür.
Hidrojen iyonları, çözeltilere asidik özellikler ve hidroksil iyonları alkali özellikler verdiğinden, pH değeri, çözeltilerin asitliğinin ve alkalinitesinin bir ifadesidir. Oda sıcaklığında, saf suyun pH'ı 7'dir ve bu pH'ta H + ve OH - konsantrasyonu eşittir, dolayısıyla saf su nötrdür. PH 7'nin altında olduğunda, çözelti asidiktir ve 7'nin üstünde olduğunda alkalidir.
tamponlar:
Birçok biyokimyasal reaksiyonda, az miktarda asit ve alkali eklendiğinde bile çözeltinin pH'sini sabit tutmak esastır. Seyreltme veya az miktarda asit ve alkali eklenerek pH'daki değişikliklere dayanabilen çözeltilere tampon denir.
En sık kullanılan tamponlar, zayıf asitlerin karışımları ve tuzlarıdır. Tampon fonksiyonunun mekanizması, asetik asit ve sodyum asetattan oluşan bir tamponun örneği alınarak anlaşılabilir. Bu iki aşağıdaki şekilde ayrışır.
CH3COOH CH3COOO - + H +
CH3 COONa CH3 COO - + Na +
Bu karışıma bir asit örneğin HC1 eklenirse, asitten gelen hidrojen iyonları asetik asit oluşturmak için sodyum asetat ile reaksiyona girer.
CH3COONa + HCI CH3COOH + NaC1
Bir baz örneğin, NaOH eklenirse, sodyum asetat oluşturmak için asetik asit ile reaksiyona girer.
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H20
Böylece asitlerin veya bazların eklenmesi bir tamponun tuz-asit oranını değiştirir. Asit veya baz ilaveleri, çok düşük pH değişimine neden olur.
Bir asetik asit ve sodyum asetat tamponunda, tuz ve asidin molar konsantrasyonunun eşit olduğunu varsayalım
pH = pK a (Henderson-Hasselbalch denklemi), asetik asit için pKa 4.73'tür: bu nedenle pH = 4.73'tür. Şimdi, eğer bu tampona eşit miktarda asetik asit eklenirse, o zaman 'tuz-asit oranı değişir.
veya pH = pK a + log l / 2
pH = pK a + log 0.5
veya pH = 4.73 + (-0.3)
Bu nedenle pH = 4.43
Böylece, asit miktarı iki katına çıktığında, sadece 0.3 pH biriminde bir değişiklik meydana gelir. Böylece, bir tampon, pK'nin her iki tarafındaki bir pH birimi için verimli bir şekilde çalışabilir, örneğin, oluşan bir tampon, asetik asit, pH 3.73 ila 5.73 arasında etkili olacaktır. Bu nedenle farklı tampon aralıkları için farklı asitlerin kullanılması gerekir.
Tamponlama Kapasitesi:
Tamponun pH'ı, tuz-asit oranına, (Henderson-Hasselbalch denklemi) pH'daki değişime dayanma kapasitesine bağlı olmasına rağmen, mutlak tuz ve asit miktarına bağlıdır. Van Slyke'ye göre, 1 pH birimini değiştirmek için 1 gram eşdeğeri (1000 ml IN) asit veya alkali gerektiriyorsa, bir tamponun tamponlama kapasitesi 1'dir.
Vücudun Tamponlama Mekanizmaları:
Vücutta tamponlama iki seviyede gerçekleştirilir: (1) Hücreler içinde tamponlama (2) Hücreler dışında tamponlama.
(1) Hücreler içinde tamponlama:
Hücrede organik asitler, yağ asitleri, amino asitler ve bunların tuzlarından oluşan birkaç tamponlama sistemi vardır. Fosforik asit ve bunun tuzları, hücrenin önemli tamponlarıdır.
Hücre içinde yer alan tam tamponlama mekanizmalarını belirlemek zordur, çünkü hücre, kendi enzim ve tampon sistemlerine sahip, heterojen bir organel topluluğudır. Hücre içi sıvıların tamponlama mekanizması hakkında çok az çalışma yapılmıştır. Bununla birlikte, fosfatların hücreler içinde en önemli tamponlama sistemini oluşturduğu anlaşılmaktadır.
(2) Hücreler dışında tamponlama:
Vücudun ayrı hücreleri, lenfatik damarlardan akan lenf adı verilen ekstra hücresel sıvı ile çevrilidir. Lenf kanın ultra süzüntüsüdür ve bileşimi öncekine çok benzer.
Lenf pH'ı da kanınkine çok yakındır. Hücre içi sıvının ve dolayısıyla tüm vücudun sabit bir pH'ını korumak için kanın pH'ı (plazma) çok doğru bir şekilde korunur, merhaba insan vakası, örneğin plazmanın pH'ı, güçlü mekanizmalar tarafından yaklaşık 7.4 civarında korunur.
Plazma pH'sındaki küçük değişiklikler bile çok ciddidir ve ölüme neden olabilir. Vücudun plazma pH'sındaki küçük değişikliklere karşı duyarlılığı, 7 pH değerinde bir plazma (asidoz) asitliliğine ve 7, 6 pH değerinde, her ikisi de ölümcül olabilen plazma alkalinitesine (alkalemi) neden olur. Bununla birlikte, asidozda bile kanın asidik olamayacağı açıktır.
(a) Kan Tamponları:
Ara metabolizma sırasında çok sayıda asit üretilir. Bunlar kanın pH'ını düşürme eğilimindedir. Üretilen tüm asitler arasında, enerji üreten reaksiyonların son ürünü olduğundan CO2 (karbonik asit) en önemlisidir. Çok miktarda üretilir ve kanın pH'sini korumak için sürekli olarak çıkarılması veya nötralize edilmesi gerekir.
RBC'de bulunan hemoglobin (HHb) zayıf asidiktir. Bazlarla, çoğunlukla potasyum bazlarıyla reaksiyona girer; RBC'de tuzlar oluşturmak için bulunur. Bu tuzlara potasyum hemoglobinatlar (KHb) denir. Böylece bir KHb / HHb tampon sistemi oluşur.
Eritrosit (RBC) zarı yarı geçirgendir. CO, H + ve HCO3 -, CI ”vb. Anyonlara karşı geçirgendir, ancak Na +, K + ve Ca ++ gibi katyonlara karşı geçirimsizdir. Metabolizma sırasında üretilen CO2, eritrositlere girer. Bir enzim karbonik anhidraz varlığında, RBC'de bulunur, CO2 karbonik asit oluşturmak için suyla birleşir.
H2C03, HHb'den daha güçlü bir asittir. Bu nedenle, KHC03 ve HHb oluşturmak için KHb ile reaksiyona girer.
H 2 CO 3 + KHb KHCO 3 + HHb
Bu şekilde oluşturulan KHC03 aşağıdaki şekilde ayrışır:
KHCO 3 R + + HCO 3 -
HCO 3 - K + ' yı yüklü bırakarak plazmaya girer. Elektriksel nötrlüğü korumak için NaCl'nin ayrışmasından dolayı oluşan CI ”iyonları Na + 'ı geride bırakan eritrositlere girerler (çünkü eritrosit zarı Na +' ya karşı geçirimsizdir). Dolayısıyla, eritrositte, plazmaya kıyasla% 1.5 daha fazla klorür iyonu vardır.
Plazmada HCO 3 - C + ile geride bırakılan Na + ile birleşir.
Na + + HCO 3 - —-> NaHCO 3
NaHC03'ün seviyesi kanda yükselir ve kanın pH'ını yükseltir. Bu mekanizmanın tamamına klorür kayması denir ve 1918'de Hamburger tarafından keşfedilir. Bu nedenle, CO2 (ya da bunun için H2C03) üretimine cevaben, sürekli bir NaHCO- üretimi olduğu ortaya çıkmıştır. NaHC03 / H2C03'ün tamponu muhafaza edilir. Kandaki bikarbonatlara vücudun alkali rezervleri denir.
(b) C02'nin akciğerlerde atılması:
Kanda oluşan bikarbonatlar, içinde bulunan asitlerle etki eder.
HA + NaHC03 NaA + H2C03
Akciğerde karbonik anhidraz ters yönde etki eder
Bu şekilde oluşan CO2, akciğerlerden atılarak ekshalasyon yoluyla dışarı atılır. Bundan dolayı, eritrositlerdeki HC03 ”seviyesi düşer ve HCO3 - plazmadan hücreye geçer. Yine elektrik nötrlüğünü korumak için hücreye giren CI - plazmaya geri döner. Plazmanın NaHC03'ü azaltılır ve NaCl artar.
(c) Asitlerin böbrekler yoluyla atılması:
Kan her zaman alkalidir (pH 7.4) ve idrar her zaman asidiktir (pH 5 ila 6). Kandaki asitleri çıkararak, idrar asitliğini korurken, kan alkaliliğini korur. Hidrojen iyonları renal tübülün proksimal tübülüne alınır.
Bu, elektrolit dengesini bozar ve karşılığında Na +, tübüllerden dışarı çıkar ve kana proksimal tübülün hücreleri yoluyla girer. Kanda Na +, HCO3 ile birleşir - NaHC03 oluşturur. Böylece oluşan NaHC03, vücudun alkali rezervlerine katkıda bulunur.
Tübule giren hidrojen iyonları, karbonik asit oluşturmak için bikarbonat iyonları ile birleşir. Bu, aşağıdaki kaderlerden birine sahiptir:
(1) Fosfatlarla birleşir,
HPO 4 - + H 2 CO 3 HaPO 2 - + HCO 3 -
Fosfatlar idrarla atılır ve bikarbonatlar kana geri döner. Sadece çok az miktarda bikarbonat salgılanır; asidoz sırasında bile bu azalır.
(2) Hidrojen iyonlarının bir kısmı, borular tarafından sürekli salgılanan ve aşağıdaki tampon sistemini oluşturan amonyakla birleşir.
pH = pKa + log NH3 / NH4
Birçok işçi tarafından NH3 salgısının kanın asitliği arttıkça arttığı görülmüştür.
Kimyasal kinetik:
Reaksiyon hızını ve reaksiyonun mekanizmasını incelediğimiz fiziksel kimya dalı kimyasal kinetik olarak bilinir.
Reaksiyon hızı:
Reaksiyonun hızı, “reaktiflerin konsantrasyonunun zamanla değişim oranı” olarak tanımlanabilir. Başka bir deyişle, birim zamanda değiştirilen birim hacmindeki madde miktarı ile ölçülür ve miktar, mol cinsinden ölçülür. . Böylece,
Tepkime hızı = Dönüştürülen miktar / Dönüşümde geçen süre
= dx / dt
Dx'in madde miktarı değiştiği ve dt'nin çok az bir zaman aralığı olduğu durumlarda. Negatif işaret, reaksiyon hızının zamanla azaldığını gösterir. Mekanik hız veya hız kavramının reaksiyon hızını ölçmede kullanılamayacağını not etmek önemlidir. Çünkü reaksiyon hızı, reaktanların molar konsantrasyonlarına bağlı olduğundan ve zamanla azaldığından, reaksiyon hızı zamana göre değişir.
Tepkime Hızını Etkileyen Faktörler:
1. konsantrasyonunun etkisi:
Bir reaksiyonun hızı, konsantrasyonun azalması ile azalır.
2. Sıcaklığın etkisi:
Sıcaklığın yükselmesiyle reaksiyon hızının arttığı gözlenmiştir. Genel olarak, bir reaksiyonun hızı 10 ° C (genellikle 25-35 ° C) arttığında iki katına çıkar.
3. Reaktifin yapısının etkisi:
Basit iyonların katıldığı reaksiyonların; önemli miktarda iyon bağının katıldığı reaksiyonlardan daha hızlı gerçekleşir. Örneğin, Feidi + iyonunun asidik ortamda permanganat iyonu (Mn04 - iyonu) ile oksidasyonu, aynı koşullar altında C204-2 iyonunun oksidasyonundan daha hızlı gerçekleşir.
4. Katalizör Etkisi:
Genel olarak katalizör reaksiyon hızını arttırır.
5. Reaktiflerin yüzey alanının etkisi:
Daha küçük partiküllerin aynı kütlenin daha büyük partiküllerinden daha hızlı reaksiyona girdiği görülmüştür. Örneğin kömür tozu, büyük kömür topaklarından daha hızlı yanar.
6. Radyasyonun Etkisi:
Belirli reaksiyonların oranı, belirli radyasyonların fotonlarının emilimiyle artar. Bu tür reaksiyonlar fotokimyasal reaksiyonlar olarak bilinir.
Hız sabiti:
Çarpışma teorisine göre, reaksiyon hızı, saniyede gerçekleşen moleküler çarpışma sayısı ile orantılıdır. Böylece, tepkenlerin çarpışma sayısının konsantrasyonu arttıkça, tepkime hızı da artar.
Böylece, genel bir reaksiyon için
A → Ürünler
r = dx / dT = -dC A / dt kC A
Burada r = reaksiyon hızı, C A = reaktan A'nın konsantrasyonu ve k = hız sabiti.
C A = 1 ise, r = k.
Belirli bir sıcaklıkta, reaktantın konsantrasyonu birlik olduğu zaman hızın reaksiyonun hız sabitine eşit olduğunu söyleyebiliriz. Dolayısıyla hız sabiti, spesifik reaksiyon hızı olarak bilinir.
İki tepken durumunda, tepkime;
A + B → Ürünler
r = dx / dT = kC A C B
Bütün terimlerin her zamanki anlamı olan
C A = C B = 1 ise, r = k
Bu nedenle, hız sabiti, tepkenlerin her birinin konsantrasyonu birlik olduğunda, tepkime hızına eşittir.
Bir reaksiyon sırası:
Kimyasal reaksiyonlar, reaksiyon ürünlerini oluşturmak için nihayetinde reaksiyona girmesi gereken molekül sayısı temelinde sınıflandırılabilir. Böylece monomoleküler, bimoleküler; ve sırasıyla bir, iki veya üç molekülün reaksiyona girdiği termoleküler reaksiyonlar.
Kimyasal reaksiyonlar, reaksiyon hızının belirli koşullar altında reaktiflerin konsantrasyonundan nasıl etkilendiğine bağlı olarak sıfır dereceli, birinci dereceden, ikinci dereceden ve üçüncü dereceden reaksiyonlar gibi kinetik olarak sınıflandırılır.
1. Sıfır sipariş reaksiyonları:
Eğer reaksiyon hızı, reaktan konsantrasyonundan bağımsız ise, o zaman reaksiyona sıfır sıra reaksiyon denir. Örneğin
A -> Ürün
r = - dC o A / dt = k
Eğer a = ilk konsantrasyon, x = 't' zamanında ayrışan miktar
k a- (a- x) / t = x / t
2. İlk Sipariş Tepkileri:
Bir reaksiyonun hızı, sadece bir reaktifin konsantrasyon terimindeki değişiklikle belirlenirse, o zaman reaksiyon birinci dereceden reaksiyon olarak adlandırılır. Örneğin,
A → Ürün
r = dC A / dt = kC A
-dC A / C A = kdt
Birinci dereceden oran denkleminin entegre şekli:
k = 2.303 / t log C 0 / C
C 0 ve C'nin başlangıçtaki konsantrasyonda (yani, t = 0) ve sırasıyla herhangi bir zamanda. Eğer reaktifin başlangıç konsantrasyonu 'a' mol L- 1 ise ve t zamanından sonra, 'x' mol L- 1 ürünü vermek için reaksiyona girmişse, o zaman reaktifin t zamanında geride bıraktığı reaktif ) mol L- 1 . Sonra birinci dereceden oran denklemi olarak verilebilir.
k = 2, 303 / t log a / ax
Birinci dereceden reaksiyonda, reaksiyonun yarı zamanı t½:
t½ 0, 693 / k
Burada, yarı-süre, substratın başlangıç konsantrasyonundan bağımsızdır, t, verilen bir reaktanların konsantrasyonunun yarısı reaksiyona girdiği zaman olarak tanımlanır.
Birinci mertebeden sabit oranlar karşılıklı zaman boyutlarına sahiptir, genellikle sn- 1
3. İkinci derece reaksiyonlar:
Hızı, iki konsantrasyon teriminin değişmesiyle belirlenirse veya reaksiyonun hızı, tek bir maddenin konsantrasyonunun ikinci gücüyle orantılıysa, bir reaksiyonun ikinci dereceden olduğu söylenir.
Genel olarak, ikinci dereceden reaksiyonlar iki tip olabilir.
1. Reaktantların konsantrasyonu aynı olduğunda, yani
A + A -> Ürünler
'A', reaksiyona başlamak için her bir reaktifin başlangıç konsantrasyonu olsun ve x, zamandan sonra parçalanan her bir reaktifin miktarı olsun, t.
2A -> Ürünler
ao (ilk konsantrasyon)
(ax) x (t zamanından sonra konsantrasyon).
Reaksiyonun hızı dx ile temsil edilebilir
dx / (balta) 2 = k.dt
Sırasıyla o ila x arasındaki sınırlar içindeki entegrasyonda sırasıyla
k = 1 / txx / a (balta)
2. Reaktantların konsantrasyonu farklı olduğunda, yani
A + B -> Ürünler
abo (ilk konsantrasyon)
(ax) (bx) x (t zamanından sonraki konsantrasyon)
Tepkime hızı dx olarak ifade edilecektir.
dx / dt = k (balta) (bx),
dx / (a - x) (b - x) = k.dt
Sırasıyla o ila t arasındaki o zamana göre x,
k = 2.303 / 1 (a - b) log10 (ax) b / (bx) a
İkinci dereceden reaksiyonların hız sabitleri 1 / konsantrasyon x zaman veya moL- 1 sn- 1 boyutlarına sahiptir.
4. Üçüncü dereceden reaksiyonlar:
Hız, üç konsantrasyon terimindeki değişiklikle belirlenirse, reaksiyonun üçüncü dereceden olduğu söylenir. Başka bir deyişle, reaksiyonun gerçekleşmesi için gereken minimum molekül sayısı üçtür. Üçüncü dereceden reaksiyonda üç farklı durum olabilir.
1. Üç türün tümü eşit konsantrasyonlara sahiptir.
A + A + A-> P
Her birinin litre başına 'a' mol konsantrasyonuna sahip üç mol A içeren genel bir reaksiyon düşünün. T zamanındaki konsantrasyonun (balta) olmasına izin verin, ardından reaksiyon hızı
dx / dt = k (a - x) 3 dt
Denklemin entegre formu
K = 1 / tx (2a - x) / 2a 2 (a - x)
2. İki reaktanın konsantrasyonları eşit olmadığında ve farklı olduğunda
2A + B -> Ürünler
Tepkime hızı ile verilir. dx / dt = k (a - 2x) 2 (b - x).
K değerlerini bilmek için, yukarıdaki denklemlerle bütünleşerek,
k = 1 / t 1 / (a-2b) 2 [2x (2 ba) / a (a - 2x) + loge (b (a-2x) / a (bx)]
Üçüncü dereceden reaksiyonların hız sabitleri mol -2 L2 sn-1 boyutlarına sahiptir.
Termodinamik:
Termodinamik, fiziksel ve kimyasal dönüşüme eşlik eden enerji değişiklikleriyle ilgilenen bir bilim dalıdır. Bir bedenin toplam enerjisi ile değil, belirli bir sürece veya dönüşümlere eşlik eden enerji değişiklikleriyle ilgilidir. Termodinamik enerji ile ilgili olduğu için doğadaki tüm fenomenlere uygulanabilir.
Termodinamik Terminolojisi:
1. Sistem, sınır ve çevre:
Bir termodinamik sistem, incelenmekte olan evrendeki maddenin belirlenmiş herhangi bir kısmı olarak tanımlanabilir. Bir sistem bir veya daha fazla maddeden oluşabilir.
Sistem ile enerji ve madde alışverişinde bulunabilecek konumda olabilecek evrenin geri kalanına çevre denir. Böylece sistem çevreden gerçek veya hayali olabilen bir sınırla ayrılır.
Yalıtılmış sistem:
Bir sistem ne enerji alışverişinde bulunabilir, ne de çevresiyle madde izole sistem olarak adlandırılır.
Kapalı sistem:
Enerji alışverişinde bulunan, ancak çevresi ile ilgili olmayan bir sisteme kapalı sistem adı verilir.
Sistemi aç:
Çevresiyle enerjiyi olduğu kadar madde değiştirebilen bir sistemin de açık bir sistem olduğu söylenir.
Canlı organizmaların çevresi, onlar için sadece serbest enerji kaynağı olarak değil, aynı zamanda bir ham madde kaynağı olarak da çok önemlidir. Termodinamik dilinde, canlı organizmalar açık sistemlerdir, çünkü hem enerji hem de maddelerini çevreleriyle değiştirirler ve böylelikle onu dönüştürürler. Açık sistemlerin ortamları ile dengede olmaları özelliğidir.
Her ne kadar canlı organizmalar dengede gibi gözükse de, belli bir zaman diliminde gözlemlediğimiz gibi gözle görülür şekilde değişmeyebilirler, aslında genellikle sabit bir durumda bulunurlar, madde devir hızının ve Çevreden sisteme enerji, madde ve enerjinin sistem dışına aktarılma oranı ile tam olarak dengelenir.
Makroskopik Özellikler:
Makroskopik bir sistemle ilişkili özelliklere (yani, çok sayıda parçacıktan oluşan) makroskopik özellikler denir. Bu özellikler basınç, hacim, sıcaklık, bileşim, yoğunluk, viskozite, yüzey gerilimi, kırılma indisi, renk vb.
Homojen ve Heterojen Sistem:
Bir sistemin, tamamen saf bir katı ya da tüm sıvı ya da bir çözelti ya da bir gaz karışımı olarak, tamamen homojen olduğu söylenir. Başka bir deyişle, homojen bir sistem sadece bir fazdan oluşur.
Bir faz, bir yüzey tarafından sınırlanan ve sistemin diğer parçalarından mekanik olarak ayrılabilen bir sistemin homojen ve fiziksel olarak ayrı bir kısmı olarak tanımlanır.
Bir sistemin, boyunca üniform olmadığı zaman, heterojen olduğu söylenir. Başka bir deyişle, heterojen bir sistem iki veya daha fazla fazdan oluşan sistemdir. Dolayısıyla, iki veya daha fazla karışmaz sıvıdan veya içinde çözünmediği bir sıvı ile temas eden bir katıdan oluşan bir sistem, heterojen bir sistemdir.
Bir sistemin durumu:
Bir sistemin makroskopik özellikleri kesin değerlere sahip olduğunda, sistemin kesin bir durumda olduğu söylenir. Makroskopik özelliklerin herhangi birinde bir değişiklik olduğunda, sistemin farklı bir duruma geçtiği söylenir. Böylece, bir sistemin durumu makroskopik özellikleri ile sabittir.
Termodinamik Denge:
Makroskopik özelliklerin zamanla herhangi bir değişikliğe uğramadığı bir sistemin, thododinamik dengede olduğu söylenir, bir sistemin heterojen olduğunu, yani birden fazla fazdan oluştuğunu varsayalım. Daha sonra, eğer dengede ise, çeşitli fazlardaki makroskopik özellikler zamanla değişmeden kalır.
Aslında, termodinamik denge terimi, sistemde üç tür dengenin varlığını ifade eder. Bunlar (i) termal denge (ii) mekanik denge ve (iii) kimyasal dengedir.
Sistemin bir kısmından diğerine ısı akışı yoksa, bir sistemin termal dengede olduğu söylenir. Sistemin her yerinde sıcaklık aynı kalırsa bu mümkündür.
Sistemin bir kısmı tarafından sistemin başka bir kısmı üzerinde mekanik bir çalışma yapılmaması durumunda sistemin mekanik dengede olduğu söylenir. Bu, sistemin tüm bölümlerinde basınç aynı kalıyorsa mümkündür.
Sistemdeki çeşitli fazların kompozisyonu aynı kalırsa, bir sistemin kimyasal dengede olduğu söylenir.
Süreçler ve Çeşitleri:
Bir sistemin bir durumdan diğerine değiştiği işleme süreç denir. Bir sistem bir durumdan diğerine değiştiğinde, enerjideki değişime eşlik eder. Açık sistemler söz konusu olduğunda, maddenin de değişmesi olabilir.
Aşağıdaki işlem türleri bilinmektedir:
İzotermal İşlem:
Prosesin her aşamasında sistemin sıcaklığı sabit kalırsa, bir proses izotermal olduğu söylenir.
Adyabatik süreç:
İşlemin herhangi bir aşamasında sisteme ısı girmezse veya sistemden çıkmazsa, işlemin adyabatik olduğu söylenir.
İzobarik İşlem:
Bir işlemin, işlemin her aşamasında sabit kalması durumunda, işlemin izobarik olduğu söylenir.
Tersinir ve Tersinmez Süreçler:
Sonsuz olarak yavaş bir şekilde gerçekleştirilen bir işlem, böylece itici kuvvet, sadece itici kuvvetten sonsuz ölçüde daha büyüktür, tersinir bir işlem olarak adlandırılır.
Yukarıdaki şekilde gerçekleşmeyen herhangi bir işlemin, yani sınırsız yavaş yavaş gerçekleşmeyen bir işlemin Geri Dönüşümsüz bir işlem olduğu söylenir.
Uygulamada geri dönüşümlü bir süreç gerçekleştirilemez çünkü tamamlanması için sonsuz zaman gerektirecektir. Bu nedenle, doğada veya laboratuarda meydana gelen hemen hemen tüm işlemler geri döndürülemez. Bu nedenle, tersinir bir süreç hayali ve teorik olarak kalır.
Termodinamiğin Birinci Yasası:
Termodinamiğin birinci yasası, enerjinin bir formdan diğerine dönüştürülebilmesine rağmen, yaratılamayacağını veya yok edilemeyeceğini belirtir. Bu aynı zamanda enerjinin korunumu yasası olarak da bilinir. Başka bir deyişle, denklemden £ = mc. 2 (burada E = enerji, m = kütle ve c = ışığın hızı) yasa, “izole edilmiş bir sistemin toplam kütlesi ve enerjisi değişmeden kalır” olarak ifade edilebilir.
Dahili Enerji U:
Her madde, kimyasal yapısına, sıcaklığına, basıncına ve hacmine bağlı olarak belirli miktarda enerji ile ilişkilidir. Bu enerji iç enerji olarak bilinir. Bir maddenin veya sistemin iç enerjisi kesin bir miktardır ve sistemin belirli bir zamanda sadece durumunun (yani kimyasal yapısı, bileşimi, sıcaklığı, basıncı ve hacmi) bir fonksiyonudur. devlet getirildi. İç enerjinin gerçek değeri belirlenemez, ancak kimyasal veya fiziksel bir sürece eşlik eden iç enerjideki değişim ölçülebilir bir miktardır.
Bir Sistemin Entalpisi (Isı İçeriği):
Bir sistemin durumundaki değişimin sürekli bir baskı altında gerçekleştiğini varsayalım. Bu durumda, hacimde bir değişiklik olacaktır. Sesi sabit basınç P'de V A'dan V B'ye çıkarsın. Ardından, sistem tarafından yapılan iş (W) tarafından verilecektir.
W = -P (VB -V A )
Bunu ∆U = q + w denkleminde değiştirmek,
∆U = q + {-p (V B -V A )}
U B- U A = qP (V B -V A )
Veya (UB + PV B ) - (U A + PV A ) = q (1)
U + PV miktarı, bir sistemin entaleti olarak bilinir ve H ile gösterilir. Bir sistemde depolanan toplam enerjiyi temsil eder. Böylece,
H = U + PV
U, belirli bir özellik olduğundan ve P ve V aynı zamanda bir sistemin durumunu tanımlayan kesin özellikler olduğundan, H, sistemin durumuna bağlı olarak kesin bir özelliktir.
Denklemden (1) aldık
HB-H A = ∆H = q (2)
H R ve H A kesin özellikler olduğu için, ∆H'nin ∆4 gibi, bir sistemin yalnızca ilk ve son durumlarına bağlı olarak kesin bir özellik olduğu açıktır. Açıkçası, ∆H, A durumundan B durumuna değiştiğinde sistemin entalitesindeki artışı temsil eder. Bu nedenle sabit basınçta emilen ısı (q) da kesin bir miktardır.
Ayrıca, denklem (1) den takip eder.
(UB-UA) + P (VB-VA) = q
Yukarıdaki q değerini denklemde (2) dahil ederek,
∆H = (UB-UA) + P (VB-VA)
∆H = ∆U + P∆Y
∆V sistem tarafından yapılan hacimdeki artış.
Termodinamiğin İkinci Yasası:
Termodinamiğin ikinci yasası, spontan bir işlem gerçekleştiğinde, evrenin toplam enerjisinde bir artışa eşlik ettiğini belirtir.
Daha spesifik olarak, evren terimi sistemi ve çevreyi, yani
UnS univ = ∆S sistemi + surroundingS çevreleyen
Yukarıda belirtildiği gibi ikinci yasa bize geri dönüşü olmayan bir spontan süreç gerçekleştiğinde, sistemin ve çevresinin entropisinin arttığını söyler. Başka bir deyişle, AS univ > O (sıfır), tersine çevrilebilir işlem gerçekleştiğinde, sistemin entropisi sabit AS teslim olur. = O. Tüm evren kendiliğinden değişime uğradığından, ikinci yasa en genel ve kesin olarak belirtilemez, çünkü sistemin entropisi sürekli olarak artar.
Entropi Kavramı:
Entropi (S) bir sistemdeki rastgelelik veya bozukluk için nicel bir ifadedir. Bir reaksiyonun ürünlerinin, reaksiyona giren maddelere göre daha az karmaşık ve daha düzensiz olduğu durumlarda, reaksiyonun entropi kazancı ile devam ettiği söylenir.
Bir sistemin entropisi gerçek bir fiziksel niceliktir ve vücut, basınç, hacim, sıcaklık veya iç enerji gibi durumunun kesin bir fonksiyonudur. Bir sistemin gerçek entropisini tanımlamak zordur. Bir devlet değişikliği sırasında entropi değişimini tanımlamak daha uygundur.
Dolayısıyla, bir sistemin entropisinin değişimi, tersine çevrilen işlemin sonsuz küçük bir değişimi sırasında, her biri ısı değişimini (q) içeren mutlak sıcaklığa (T) bölünen tüm terimlerin toplamı olarak tanımlanabilir. Böylece, sabit sıcaklıkta bir sistem halinin sonlu bir değişimi için entropi değişimi,
=S = q devir / T
∆S değeri kesin bir niceliktir ve sadece sistemin ilk ve son durumlarına bağlıdır. Yolun veya değişimin meydana getirilme şeklinden bağımsızdır. Başlangıçtan nihai duruma geçiş, geri dönüşlü veya geri dönüşsüz bir şekilde gerçekleşmiş olsa bile, değer aynı kalacaktır.
Entropinin birimleri:
Entropi değişimi mutlak sıcaklığa bölünen bir sıcaklık terimiyle ifade edildiğinden, entropi derece başına kalori cinsinden ifade edilir, yani cal deg- 1 . Bu, entropi birimi olarak bilinir, eu SI birimlerinde, entropi, derece derecesi başına joule olarak ifade edilir (JK- 1 ).
(I) İdeal bir gazın izotermal genleşmesinde entropi değişimi:
Tersine çevrilerek gerçekleştirilen ideal bir gazın izotermal genleşmesinde, iç enerji değişikliği olmaz, yani AU = 0 ve dolayısıyla birinci kanun denkleminden (viz, ∆U = q + w)
q rev = - w
Böyle bir durumda, sabit bir sıcaklıkta T hacmindeki bir gazın mol molünün Vı ila V2 arasında genişlemesiyle yapılan iş,
-w = nRT In (V 2 / V 1 )
=S = R Giriş (V 2 / V 1 )
(II) Geri Dönüşümlü Entropi Değişimi (Spontan İşlem):
Bir mol gazı içeren kendiliğinden genişleme işlemi sırasında sistemin ve çevresinin toplamındaki artış,
AS = R Giriş (V 2 / V 1 )
V 2 > V 1'den beri, bir gazın kendiliğinden (geri dönüşü olmayan) izotermal genleşmesine, sistemin entropisinde ve birlikte ele alınan çevrede bir artış eşlik ettiği açıktır. Böylece şunu söyleyebiliriz:
Termodinamik olarak geri döndürülemez bir sürece her zaman sistemin entropisinde ve çevresi bir arada alındığında bir artış eşlik eder. Tersinmez (kendiliğinden) işlemdeki entropi değişiklikleri sıfırdır, yani ∆S = O'dur. Başka bir deyişle, termodinamik olarak tersinir bir işlemde, sistemin entropisi ve birlikte alınan çevre değişmeden kalır.
Doğadaki tüm süreç kendiliğinden, yani geri dönüşümsüz olarak gerçekleştiğinden, evrenin entropisinin sürekli arttığını izler. Bu ikinci yasanın başka bir ifadesidir.
Entropinin Fiziksel Önemi:
1. Sistem bozukluğunun yanı sıra, entropinin artmasıyla birlikte kendiliğinden süreçlere eşlik eder. Bu nedenle, entropi, bir sistem bozukluğunun bir ölçüsü olarak kabul edilir.
2. Spontan bir değişim kaçınılmaz olarak daha muhtemel olandan daha muhtemel bir duruma geçer, böylece entropi ve termodinamik olasılık yakından ilişkilidir.
Termodinamiğin Üçüncü Yasası:
Bu kanuna göre, mutlak sıfırda, tamamen kristalimsi bir maddenin entropisi sıfır olarak alınmıştır. Sıfır Kelvin'de en az düzensizlik veya kusursuz düzen olduğu anlamına gelir.
Gibb'in Serbest Enerjisi veya Gibb'in İşlevi (G):
Gibb'in serbest enerjisi (G) sabit sıcaklık ve basınçta bir reaksiyon sırasında iş yapabilen enerji miktarını ifade eder. Bir reaksiyon serbest enerjinin serbest bırakılması ile devam ettiğinde (yani sistem daha az serbest enerjiye sahip olacak şekilde değiştiğinde) serbest enerji değişiminin (AG) olumsuz bir işareti vardır ve tepkime ekzonomik olduğu söylenir. Endojenik reaksiyonlarda, sistem serbest enerji kazanır ve AG pozitifdir.
Biyolojik sistemlerde mevcut koşullar altında (sabit sıcaklık ve basınçta) serbest enerji, entalpi ve entropi değişiklikleri denklemle kantitatif olarak birbirleriyle ilişkilidir.
∆G = ∆HT∆S
burada AG = (G ürünleri G reaktanı )
= reaksiyona giren sistemin Gibbs serbest enerjisindeki değişim.
∆H = sistemin entalpi değişimi.
T = mutlak sıcaklık.
∆S = reaksiyona giren bir sistemin entropisindeki değişim.
Kurallara göre AS, entropi arttığında pozitif bir işarete sahiptir ve heatH, sistem tarafından çevreye ısı salındığında negatif bir işarete sahiptir. Uygun işlemlerin tipik olan bu koşullardan herhangi biri ∆G'yi negatif yapma eğiliminde olacaktır. Aslında, kendiliğinden tepki veren bir sistemin ∆G'si daima negatifdir.
Hücreler Serbest Enerji Kaynakları Gerektirir:
Canlı organizmalar enerji tüketemez veya tüketemez; sadece bir enerji formunu bir başkasına dönüştürebilirler. Kendi ortamlarından yaşadıkları Özel sıcaklık ve basınç koşulları altında kendileri için yararlı olan bir enerji emer ve daha sonra başka, daha az yararlı bir formda çevreye eşdeğer miktarda enerji geri gönderirler.
Hücrelerin aldığı enerjinin faydalı şekli, kimyasal reaksiyonların yönünü, tam denge pozisyonlarını ve teoride yapabilecekleri çalışma miktarını sabit sıcaklıkta tahmin edebilmelerini sağlayan Gibbs serbest enerji fonksiyonu G tarafından tanımlanan serbest enerji olarak adlandırılır. basınç. Canlı hücre bu nedenle denge dışı bir açık sistemdir; ortamdan serbest enerjiyi çıkarmak için rastgele bir şekilde artmasına neden olan bir makine.
Canlı hücre ayrıca herhangi bir zamanda esasen izotermiktir ve hücrenin tüm kısımları aynı sıcaklığa sahiptir. Ayrıca, hücrenin bir kısmı ile diğeri arasındaki basınçta önemli bir fark yoktur.
Bu nedenlerden dolayı, hücreler ısıyı bir enerji kaynağı olarak kullanamazlar, çünkü ısı yalnızca yüksek sıcaklıktaki bir bölgeden düşük sıcaklıktaki bir bölgeye geçerse sabit basınçta çalışabilir. Canlı hücreler böylece izotermal kimyasal motorlar olarak işlev görür.
Hücrelerin çevrelerinden emdikleri enerji, daha sonra hücre bileşenlerinin biyosentezinde yer alan kimyasal işlerin, malzemelerin hücreye taşınması için gereken ozmotik işlerin ve daralma işlerinin mekanik işlerinin yürütülmesi için kullanılan kimyasal enerjiye dönüştürülür. hareket, vb. Heterotrofik hücreler, besin moleküllerinden serbest enerji elde eder ve fotosentetik hücreler onu emilen güneş ışınlarından elde eder.
Standart Serbest Enerji Değişimi Denge Sabitiyle doğrudan ilişkilidir:
Kimyasal tepkenlerin ve ürünlerin bir karışımı olan tepkimeye giren bir sistemin bileşimi, denge kuruluncaya kadar değişmeye devam etme eğiliminde olacaktır. Tepkenlerin ve ürünlerin denge konsantrasyonunda, ileri ve geri tepkimelerin oranları tam olarak eşittir ve sistemde başka bir değişiklik meydana gelmez. Reaktiflerin ve ürünlerin dengedeki konsantrasyonu, denge sabitini tanımlar. Genel olarak reaksiyon
aA + bB cC + dD
A, b, c ve d'nin katılan A, B, C ve D moleküllerinin sayısı olduğunda, denge sabiti şu şekilde verilir:
Keq = [C] c [D] d / [A] a [B] b
[A], [B], [C] ve [D] reaksiyon bileşenlerinin denge noktasında molar konsantrasyonda olduğu; ve Keq denge sabiti olarak adlandırılır.
Bir reaksiyon sistemi dengede olmadığında, dengeye doğru hareket etme eğilimi, büyüklüğü reaksiyon için serbest enerji değişimi olarak ifade edilebilen itici gücü temsil eder;
Standart koşullar altında (25 ° C, 1 atm basınç) reaktifler ve ürünler başlangıçta İM konsantrasyonunda mevcut olduğunda veya 101.3 K Pa'nın kısmi basınçlarındaki gazlar için sistemi dengeye doğru iten kuvvet, standart serbest enerji olarak tanımlanır, OG o .
∆G o = ∆H o - T∆S o
Keq ve ∆G o arasındaki ilişki
∆G ° = -RTInK 'eşd.
