Том 1 (1109823), страница 24
Текст из файла (страница 24)
Тепло будет переходить от более теплого тела к холодному, но никогда в обратном направлении. Клетки человека могут фермеитативно утилигировать глюкозу с образованием СО и воды, но поскольку мы не можем запасать энергию солнца, хак это делают расгения, то не в состоянии и ферментативиым путем синтезировать глюкозу из двуокиси углерода и воды.
В процессе, приводящем к уменьшению потенциальной энергии, энергия выделяется (иначе он бы нарушал первый закон). Такой процесс называют экэергонической реакцией. Согласно второму закону, только экзергонические реакции могут происходить:спонтанно», т. е. самопроизвольно. (Слово «спонтанно» ничего не говорит о скорости реакции, а только о том, мохсет илн не может она произойти.) В то же время эндергонические реагсции требуют притока энергии, и гем большего, чем больше разница в энергии между конечным продуктом и исходными компонентами реакции. О том, является ли данная реакция экзергонической или нет, судят по величине ЛН, т.
е. по изменению количества тепла системы (Ь вЂ” означает изменение, Н вЂ” количеспю тепла). Короче говоря, изменение количества тепла приблизительно равно изменению потенциальной энергии. Например, изменение энергии, которое происходит при окислении глюкозы, можно измерить в калориметре и выразить в ЬН.
Окисление 1 моля глюкозы дает 673 ккал. (Моль — это количество вещества в граммах, равное молекулярной массе. Например, атомная масса углерода — 12, а кислорода — 16, поэтому молекулярная масса СΠ— 44, а 1 моль СО равен 44 г.) ~гНггОь+6Ог 6СОг+6НгО дгН = — 673 ккал/моль. Знак «минус» означает, что энергия выделилась, т.
е. химическая реакция с отрицательным значением ЬН вЂ”. зто экзергоническая реакция. Другой фактор„связанный с накоплением или потерей тепла, может определить направление процесса. Этот фактор называется энтропией и является мерой беспорядка или упорядоченности системы. Например, переход воды из твердого в жидкое состояние и затем в газообразное (водяной пар) — зндотермические процессы, потребляющие значительное количество тепла из окружающей среды. В соответствующих условиях они происходят самопроизвольно. Ключевым моментом в этих процессах является увеличение энтропии. Когда тает лед, вода из твердого состояния переходит в жидкое; при этом рвутся связи, которые удерживали молекулы воды в кристаллах льда. Когда вода испаряется, то рвутся оставшиеся водородные связи и отдельные молекулы переходят в воздушную фазу.
В обоих случаях беспорядок системы возрастает. В нашей повседневной жизни мы стадкиваемся с тем, что чем больше число объектов и чем они меньше по размеру, тем больше беспорядок. Возможность беспорядка больше, если на столе 20 листов бумаги, чем если их 2 или 10. Если вы разрежете 20 листов бумаги пополам, то энтропия системы увеличится, т. е. повысится возможность для создания беспорядка. Общепринято, что между энергией и энтропией существует взаимосвязь. Если вы должны привести в гюрядок комнату или расположить книги по алфавиту, то понимаете, что кто-то должен поработать и затратить энергию. И разложить бумаги на столе можно, только затратив энергию.
Калечное саеганнне Исходное состояние Медные пласпплг Холодная телла перекалнт аг теплого геле к холодному Молекулы газа перетекают нз зоны высокого давления н вану низкого дввленнл Порядок становится беспорядком рис. 5-3. Некапгарые иллюстрации второго закона термодинамики. Запасеннал энергил в любом случае — в виде нагретых медных пластин, в виде даеленап молекул гага или четка уложенных книг — рассеиваепюн. В природе всг працессьг стремлтсн к неупарндачгннампи или к беспорядку. Только приложив энсргюа, можно изменить эту тенденцию и восстановить первоначальное саствнние.
Однако в конце концов беспорядок будет преобладать, поскольку общее каличгства энергии ва Вгеленнай инеегл конечную величину Теперь обратимся к вопросу об изменении энергии, которое определяет ход химических реакций. Как уже обсуждалось, и изменение содержания тепла в системе (дгН), и изменение энтропии (бган) приводят к общему изменению энергетического состояния.
Это общее изменение энергетического состояния называется изменением свободной энергии и обозначается ЬО в честь американского физика Дж. У. Гиббса (1839 — 1903), который внес большой вклад в станонление термодинамики. Теперь, имея представление о ЬО, вернемся к примеру с окислением глюкозы. В этой реакции ЛН равно — 673 ккал/ /молгч ЛО составляет — 686 ккал/моль. Таким образом, фактор энтропии вносит в величину свободной энергии -13 ккал/моль. Изменение тепла и энтропии ведет к снижению энергетического состояния продуктов этой реакции.
Величина свободной энергии ЬО и ее изменение позволяют предсказать характер процесса, если оН равно нулю нли имеет положительное значение. Мы знаем, что тепло переходит от нагретого тела к холодному и молекулы краски распределяются в стакане с водой. В каждом из этих процессов конечное состояние имеет ббльшую энтропию и поэтому меньшую потенциальную энергию, чем исходное. Взаимосвязь между ЬО, ггН и энтропией можно выразить 76 Раза. В. Чв«ргна в жввьн гсз«та« следующим уравнением: йС = йН-Т68. Это уравнение означает, что измененис свободной энергии равно изменению количества тепла (отрицательная величина в экзотермическнх реакциях „когда тепло выделяется) минус изменение энтропии.
которое зависит от величины абсолютной температуры Т. В экзергонических реакциях бО всегда отрицательная величина, но г«Н может быть равно нулю или иметызоложительное значение. Поскольку Т всегда положительна, то чем больше изменение энтропии, тем болыпе величина бС. Поэтому возможна и другая формулировка второго закона: «Все естественные процессы экгергонические .. Законы термодинамики имеют решаилцее значение для биологии так же, как для физики и химии.
Они позволяют понять принципы. лежащие в основе самых разнообразных процессов и явлений. Кроме того, как будет видно дальше, они позволяют вести своеобразные «бухгалтерские» расчеты в биохимии. 11аиболее интересное примснение второго закона в биологии касается взаимосвязи между энтропией, с одной стороны, и порядком и организацией, с другой. Живые снсшмы непрсрывно тратят большое количество энергии, чтобы поддержать порядок, т.
е. чтобы сохранять состояние, далекое от равновесия. При достижении равновесия химические реакции в клетке остановились бы и никакая работа нс совершалась. В состоянии равновесия клетка бы скоро погибла. ОКИСЛЕНИЕ-ВОССТАНОВЛЕНИЕ Взаимопревран1ение энергии происходит в результате химических реакций. когда энергия, запасенная в одних химических связях, переходит в другие, вновь образуемые химические связи. В подобных реакциях электроны переходят с одного энергетического уровня на другой. Во многих реакциях электроны переходят от одного атома или молекулы к другим. Данные реакции называют окислительно-восстановительными; они имеют большое значение для живых систем. Потеря электрона — это процесс окисления, и атом или молекула, потерявшие электрон, окисляются. Часто в процессе окисления участвует кислород, который обладает большим сродством к электронам и нередко выступает в роли их акцептора.
Восстановление — это присоединение электрона. Окисление и восстановление происходят синхронно; электрон, потерянный окисленным атомом, присоединяется к другому атому, который восстанавливается. В окислительно-восстановительных реакциях, как правило, могут участвовать единичные электроны: например, натрий теряет электрон и окисляется до Ыа«, а хлор присоединяет электрон и восстанавливается до О-. Однако окисление органических молекул идет с потерей как электронов, так и протонов, а их восстановление — с присоединением электронов и протонов. Например, при окислении молекулы глюкозы теряются и электроны, и ионы водорода, которые присоединяются к кислороду: С«НггО«+ 6Ог 6СОг + 6НгО + энергия. Электроны переходят на более низкий энергетический уровень, и энерпи выделяется.
Напротив, в процессе фотосинтеза электроны и ионы водорода переносятся от воды к двуокиси углерода, т. е. происходит восстановление углекислоты с образованием глюкозы: 6СО, + 6Н,О + энергия — С,Н„О, + 6Ог В этом случае электроны переходят на более высокий энергетический уровень, и для осуществления этой реакции необходим приток энергии. В живых системах к окислительно-восстановительным реакциям относятся фотосинтез (энергия запасается), гликолиз и дыхание (энергия выделяется).
Как уже упоминалось, полное окисление моля глюкозы дает 686 ккал свободной энергии. (Напротив, в результате восстановления двуокиси углерода с образованием одного моля глюкозы в химических связях глюкозы запасается 686 ккал свободной энергии.) Причем, если бы при окислении глюкозы шло быстрое выделение энергии, то большинство этой энергии рассеялось бы в виде тепла, Естественно, это не только бы не принесло пользу клетке, а способствовало бы гибельному для нее увеличению температуры. Однако в живых системах есть механизмы. которые регулируют многочисленные химические реакции таким путем, что энергия запасается в особых химических связях и затем может выделяться постепенно, по мере необходимости. ФЕРМЕНТЫ И ЖИВЪ|Е СИСТЕМЫ В любой живой системе происходят тысячи различных химических реакций, многие из которых идут синхронно.
Сумма всех этих реакций называется метаболизмом (от греч. шегаЬо!е — «изменение«) Если просто перечислить все отдельные химические реакции, то будет трудно представить общую картину метаболических реакций в клетке. К счастью, есть целый ряд принципиальных моментов, которые помогуг разобраться в лабиринте клеточного метаболизма. Во-первых, во всех химических реакциях клетки участвуют ферменты — катализаторы и регуляторы метаболических процессов живых систем.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
