Лекція 6
Основи біоенергетики
Загальні відомості
Процеси життєдіяльності пов’язані з постійними витратами енергії. Енергія необхідна для механічної роботи при скороченні м’язів, для електричної роботи – при генерації та передачі нервових імпульсів, для хімічної роботи – при утворенні нових хімічних зв’язків між атомами в процесах біосинтезу.
Вивченням закономірностей перетворення енергії в живих організмах займається біоенергетика. Біоенергетика э одним з розділів термодинаміки ‒ науки про взаємні перетворення різноманітних видів енергії. Енергія – це здатність виконувати роботу. Процеси перетворення енергії в живих організмах підкоряються законам термодинаміки. Термодинаміка встановлює закони цих перетворень, а також напрямок самовільного перебігу різноманітних процесів за даних умов. Розділ термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, називається термохімією.
Термодинамічна система - сукупність тіл, умовно або реально відокремлена від оточуючого простору. Розрізняють три типи систем. Ізольованою системою називається система, яка не обмінюється з оточуючим простором енергією та масою – Δ m =0, Δ E =0. Закритою називається система, яка обмінюється енергією – Δ m =0, Δ E ¹0, відкритою називається система, яка обмінюється з оточуючим середовищем масою і енергією – Δ m ¹0, Δ E ¹0. Живий організм є відкритою системою, тому що він постійно обмінюється з зовнішнім середовищем речовиною і енергією.
Термодинамічні параметри - тиск (Р), температура (Т), об¢єм (V), кількість речовини (n). Стан системи описується рівнянням стану f (V,Р,Т) = 0. На цей час таке рівняння відомо тільки для стану ідеального газу РV = mRT/M (рівняння Менделєєва - Клапейрона).
Для енергетичної характеристики більшості систем використовують функції стану, які однозначно визначаються параметрами. Значення цих функцій не залежать від характеру процесу, який приводить систему в даний стан.
Одна з функцій ‒ внутрішня енергія (U) системи – загальний запас енергії, який включає енергію поступального і обертального руху молекул, енергію коливань атомів і атомних груп, енергію руху електронів, ядерну енергію тощо.
Внутрішня енергія – це повна енергія системи без потенційної і кінетичної енергії системи в цілому.
Перший закон термодинаміки в біоенергетиці
Згідно першого закону термодинаміки енергія не виникає і не зникає, а може переходити з одного виду в інший. Живі організми тільки перетворюють її. Цей закон дозволяє визначити загальний баланс енергетичних перетворень, які супроводжують біологічний процес.
Математичне формулювання закону залежіть від типу системи:
для ізольованої системи: загальний запас внутрішньої енергії системи залишається сталим (D U = 0); для неізольованої системи: внесена при сталій температурі теплота Q витрачається на прирощення внутрішньої енергії та виконання роботи А проти зовнішніх сил: Q = U + A.
Теплота ‒ форма передачі енергії від однієї системи до іншої внаслідок неупорядкованого руху молекул. Якщо система приймає теплоту Q > 0,якщо віддає − Q < 0.
Робота ‒ це упорядкована форма передачі енергії, внаслідок чого система має можливість виконувати спрямовану дію над іншою системою. А > 0, якщо система виконує роботу над іншою системою, А < 0, якщо інша система виконує роботу над даною системою.
Якщо хімічні реакції проводяться при сталому об’ємі (ізохорні процеси), то їх теплота витрачається на зміну внутрішньої енергії системи, тобто
QV = D U.
Якщо реакції проводяться при сталому тиску (ізобарні процеси), то теплота дорівнює ентальпії системи:
QP = D U + p D V = D H.
Ентальпія (D H) – енергетична функція стану, що дорівнює сумі змін внутрішньої енергії та енергії, здатної перетворитися на роботу при сталому тиску. Частіше зустрічаються ізобарні процеси, тому теплові ефекти виражаються через зміну ентальпії D Н.
Основи термохімії
В основі термохімічних розрахунків лежить закон Гесса: тепловий ефект хімічної реакції не залежить від шляху (механізму) її перебігу, а визначається тільки початковим та кінцевим станами системи.
Основні термохімічні поняття
Термохімічними називаються рівняння реакцій, в яких вказуються їх теплові ефекти, агрегатний стан чи кристалічна модифікація хімічних сполук.
У екзотермічних реакціях теплота виділяється, D Н < 0, у ендотермічних реакціях теплота поглинається, D Н > 0. Теплові ефекти реакцій (D Н реак) виражаються у кДж або кКал.
Наприклад: 1.Екзотермічна реакція утворення глюкози
6С(гр) + 6Н2(г) + 3О2(г) → С6Н12О6(тв); Δ H 0реак = –1270 кДж,
де С(гр) – карбон у вигляді графіту, Н2(г), О2(г) – газоподібні водень і кисень, С6Н12О6(тв) – тверда глюкоза.
2. Ендотермічна реакція утворення лейцилгліцина (ЛейГлі) із амінокислот лейцина (Лей) і гліцина (Глі)
Лей + Глі → ЛейГлі + H2O; Δ H 0реак = 25 кДж.
Ця реакція є одним з етапів утворення білку в організмі.
Стандартною теплотою (ентальпією) утворення речовини ‒ Δ H 0утв(реч) або Δ H 0 f (реч) ‒ називають тепловий ефект реакції утворення 1 моля речовини з простих речовин за стандартних умов (ст.у. Т = 298 К, Р = 101,3 кПа, позначаються символом 0).
Ентальпії простих речовин (Н2, О2) прийняті за нуль. Стандартні теплоти утворення речовин наведені в термодинамічних таблицях.
Наприклад, з таблиць Δ H 0утв(глюк) = –1270 кДж. До речі, Δ H 0реак попередньої реакції дорівнює Δ H 0утв(глюк), оскільки вона відповідає всім вимогам визначення стандартної теплоти речовини.
Стандартною теплотою (ентальпією) згоряння речовини - DН °згор(реч) називається тепловий ефект реакції повного окиснення (тобто окиснення до вищих оксидів) 1 моля цієї речовини за ст.у.
Наприклад: екзотермічна реакція окиснення 1 моля глюкози до вищих оксидів СО2 і Н2О:
С6Н12О6(тв)+ 6О2(г) →6СО2(г) + 6Н2О(рід); Δ H 0реак = –2800 кДж.
Теплоти згоряння для індивідуальних речовин надаються в таблицях, або визначаються експериментально.
Енергетичний баланс процесів експериментально вивчається методами прямої калориметрії. В них визначається кількість виділеного або поглиненого тепла. Здійснюються процеси в калориметричній колбі, яка є герметичним сосудом (сосуд Д’юара, або термос), в який поміщається досліджена речовина, вводиться надлишок кисню під тиском 2-3 мПа. Речовина підпалюється електродами, на які подається напруга. Кількість теплоти, що виділяється розраховують, виходячи з підвищення температури в сосуді. Таким чином визначають теплоти згоряння (Δ H 0згор).
Висновки з закону Гесса дають можливість визначення термохімічних характеристик процесів розрахунковим шляхом.
1.D Н 0прям = ‒ D Н 0звор;
2.D Н 0утв = ‒ D Н 0розк;
3.D Н 0реак = S (D Н 0утв)прод - S (D Н 0утв)вих. реч;
4.D H 0реак = S(D H 0згор.)вих. реч - S(D H 0згор.)прод.
