medical-notes/content/Biokemi/Metabolism/🌡️ Termodynamik/Anteckningar Gabriel.md

Termodynamik är ett sätt att kvantitativt (med beräkningar) beskriva
energiomvandlingar i reaktioner och är vetenskap inom volym, energi,
temperatur och tryck.

Termodynamik handlar om vad som kan ske, men inte reaktionshastigheter
och det finns olika system:
- Isolerat system: System där varken energi eller materia/massa utbyts med omgivningen.
	- Termos som bevarar energi (värme) samt materia (t.ex vatten)
- Stängt system: System där energi utbyts men inte materia med omgivningen.
	- Kastrull där energi (värme) flödar in/ut men inte materia.
- Öppet system: System där både energi och materia utbyts med omgivningen.
	- Celler tar in energi (t.ex solenergi) och materia (t.ex glukos).

Det finns huvudsakligen två typer av reaktioner:
- Exergona reaktioner: Spontana reaktioner där energi avges till omgivningen, t.ex när väteatomer binds till syreatomer (knallgas).
	- ΔG (Gibbs fria energi) < 0.
- Endergona reaktioner: icke-spontana reaktioner där energi upptas från omgivningen, t.ex issmältning.
	- ΔG > 0
- Jämviktsreaktioner: Notera att vid jämvikt finns noll netto energiöverföring, då reaktionen är i balans och energin ständigt omvandlas (reaktanter → produkter och vice versa) till den ena om systemet inte störs.
	- ΔG = 0

Termodynamikens fyra lagar:
Om två system är i jämvikt med ett tredje system, då är båda systemen
också i jämvikt.
	- Om system A är i jämvikt med system C och system B också är i
jämvikt med system C, är A i jämvikt med B. Detta möjliggör
jämförelse av två system via ett externt system.
●
Exempelvis, om en termometer (C) visar samma temperatur i både rum
A och rum B, är A i termisk jämvikt med B.
1. Energin kan varken skapas eller förstöras, utan kan endast omvandlas.
●
Den totala energin i universum är konstant, detsamma gäller ett isolerat
system. Medan för stängda respektive öppna system kan energiutbyte
med omgivningen ske dock är den totala energin (system + omgivning)
före reaktionen och efter detsamma då energi.
2. System tenderar att gå från ordnade till oordnade tillstånd.
●
Den totala entropin (oordning), system + omgivning, i universum ökar
med tiden.
●
△𝑆
𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 ≥ 0
. Skillnaden i entropi (S), ju högre S, desto högre entropi
3. Entropi av kristallint, perfekt ordnat ämne, går till noll när T
(temperaturen) → 0 ( T = 0 K kan aldrig uppnås!)
●
S = 0 kan aldrig nås, dock kan olika system med låga temperaturer
komma nära det.
●
Ju högre T är desto högre S (entropin) är!
●
Fryspunkt: Systemet finns i ordnad kristall där entropin är låg
●
Vätska: Systemet är mindre ordnad
●
Gas: Entropin är hög!
Frågor
4. Berätta kort om termodynamik och förklara vad isolerat, stängt och öppet
system är.
5. Vad kallas reaktioner som har negativ, positiv och noll på
nettoenergiöverföringen? Berätta kort om dem!
6. Beskriv termodynamikens fyra lagar i ordning och beskriv dem kort.
Entalpi & entropi
●
Entalpi, H:
-
Entalpi är energiinnehållet.
-
I exergona (spontana) reaktioner minskar entalpin, då produkter har
mindre entalpi och därmed avges energi till omgivningen.
-
∆𝐻 = 𝐻
− 𝐻
-
-
-
-
𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘𝑡𝑒𝑟
𝑟𝑒𝑎𝑘𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑟
Entalpiförändring (ΔH) visar om en reaktion är exoterm (ΔH < 0, energi
avges) eller endoterm (ΔH > 0, energi tas upp).
Entalpi i sin tur beräknas via formeln 𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉
U (internenergi), P (tryck, pressure), V (volym)
Intern energi (E eller U, både används) är alla energier som kan utbytas
både kemiskt och fysiskt. Alltså består den av kinetisk energi (rotation,
vibration och translation) och potentiell energi (energi i kemiska
bindningar, både intra- och intermolekylära).
●
●
-
-
-
Starkare bindningar ger högre potentiell energi, vilket ökar U och
därmed entalpin (H).
U (och entalpi) är tillståndsfunktioner som alltså berör systemets
nuvarande tillstånd men inte vilka reaktionsvägar systemet behövde ta
för att uppnå detta tillstånd.
∆𝐸 = 𝐸
− 𝐸
= 𝑊 + 𝑞
-
-
-
-
-
-
-
2
1
Energiändringen efter reaktionen, andra tillståndet och innan reaktionen.
W är arbetet systemet utför (negativt) eller som utförs på systemet
(positivt).
q är värme som tillförs (positivt) eller avges (negativt) av systemet.
Endoterm reaktion: Värme tillförs → q > 0 → intern energi och
entalpi ökar.
Exoterm reaktion: Värme avges → q < 0 → intern energi och entalpi
minskar.
w > 0: Arbete utförs på systemet → energi tillförs.
w < 0: Systemet utför arbete → energi förloras.
Entropi, S:
-
Entropi mäter oordningen i ett system.
-
Den totala entropin (omgivning + system) ökar alltid vid
spontana reaktioner.
-
Entropin ökar naturligt och är spontant, dock är ordning
icke-spontan och kräver energi. Det beror på olika
drivkrafter såsom:
-
Större sannolikhet för hög entropi däremot ordning har
lägre sannolikhet eftersom ordning kräver oftast energi medan
oordning kan ske spontant utan externa faktorer. T.ex att
bygga korthus kräver mycket energi.
-
Diffusion bidrar till oordning där partiklar diffunderar från en
hög koncentrationsgradient till en låg, vilket ökar spridningen och
därmed orsakar oordning då de blir mer slumpmässigt fördelade.
-
Brownsk rörelse beskriver diffusionen och hur slumpmässiga rörelser
hos molekyler, som vattenmolekyler, påverkar omgivande partiklar, som
damm eller pollen. Dessa partiklar får slumpmässiga kollisioner från
vattenmolekyler i olika riktningar vilket ökar entropin och sprider
partiklarna. Högre temperatur ger högre kinetisk energi till molekylerna,
vilket resulterar i större entropi, exempelvis när socker löses upp
snabbare i varmt vatten.
Sätt att förändra entropi:
-
Temperatur bidrar till brownsk rörelse och diffusion.
-
-
Öka antalet partiklar, ju fler desto högre entropi. Om reaktanten t.ex
är endast en och kan bilda två produkter, då ökar entropin!
Information är “negativ entropi”
, alltså ordnat, det är omöjligt eller
väldigt osannolikt att bokstäver formar informativ mening
Frågor
7. Förklara vad entalpi innebär, hur entalpiförändring beräknas, varför den är
viktig, beskriv också entalpi med formel, förklara intern energiändring och hur
den beräknas.
8. Vad menas med att entalpi/internenergi är tillståndsfunktioner?
9. Vad är entropi och vad händer med entropi vid spontana reaktioner?
10. Varför är hög entropi vanligt i naturen?
11. Hur kan entropin förändras?
●
Notera att entropi är irreversibel i naturen utan externa faktorer! Alltså ökar den
ständigt, förblir konstant men aldrig mindre!
Gibbs fria energi, G
●
Gibbs fria energi avslöjar om reaktionen sker spontant eller inte med hjälp av
entropi respektive entalpi. ∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆
●
∆
G är Gibbs fria energi
●
∆ ∆ ∆
H Entalpiförändring ( H > 0 endoterm, H<0 exoterm)
●
T är temperaturen
●
∆𝑆
är entropiförändring.
●
Om ∆𝐻 ∆𝑆 ∆𝐺
< 0 (exoterm) och även > 0 (ökad entropi) ger ett värde där < 0
vilket tyder på en spontan reaktion. Eftersom exoterm reaktion är spontant men
även att entropin ökar är spontant!
●
Om ∆𝐻 ∆𝑆 ∆𝐺
> 0 (endoterm) och även < 0 (minskad entropi) ger ett värde där
> 0 vilket tyder på en icke-spontan reaktion.
●
Vid smältning av is (is → vatten) ökar både entropin och entalpin, och
processen blir spontan vid höga temperaturer. Vid frysning av vatten (vatten →
is) minskar både entropin och entalpin, och processen blir spontan vid låga
temperaturer.
●
Detta förklarar varför exergona reaktioner som avger energi har ∆
G < 0 medan
endergona har ∆ ∆
G > 0 och jämviktsreaktioner har G = 0.
●
∆G beror på vilka ämnen som reagerar och deras koncentrationer.
Standardförhållanden för ∆G (G₀) är vid 1 M koncentration, 25°C och 1 atm
tryck och hjälper med att förstå reaktionernas benägenhet att ske. Detta är dock
orealistiskt för biokemiska reaktioner, där 1 M protoner skapar en för sur miljö
för biomolekyler som proteiner. Därför används pH 7 som referens istället och
betecknas med primtecken, t.ex. ∆G₀
'
, Keq'
, ∆H₀
'
, för att reflektera fysiologiska
förhållanden.
Frågor
12. Vad är Gibbs fria energi? Förklara med hjälp av formeln och beskriv hur olika
värden tolkas och varför.
13. Vad är standardförhållanden, varför är de viktiga och varför används en annan
variant för biokemiska reaktioner?
●
●
●
●
●
●
●
Kemiska jämvikter
I kemiska jämviktsreaktioner sker fortfarande reaktioner, där produkter samt
reaktanter bildas, dock är reaktionshastigheten konstant. Jämviktskonstanten
kan beräknas som följande:
𝐴 + 𝐵 ⇔ 𝐶 + 𝐷 −−> 𝐾 = [𝐶][𝐷]
[𝐴][𝐵]
Jämviktskonstanten ändras endast vid temperaturändring och används för att
avgöra om en reaktion är i jämvikt, om koncentrationerna är kända.
Ju längre bort från jämviktskonstanten desto större benägenhet för reaktion.
Gibbs fria energi hänger ihop med jämviktskonstanten:
∆𝐺0
= 𝑅𝑇𝑙𝑛(𝐾)
R = tryck, T= Temperatur, K = jämviktskonstant
Om k > 1, är ∆G < 0, reaktionen är spontan, exergon
Om k = 1, är ∆G = 0, systemet är i jämvikt
Om k < 1, är ∆G > 0, reaktionen är icke-spontan, endergon
●
I biokemin är detta annorlunda eftersom temperaturen kan vara på cirka 37
(kroppstemperatur), trycket varierar, koncentrationen är mycket lägre än 1 M
och etc. Därför används annan formel som tar hänsyn till det. Cellerna måste
ibland driva reaktioner bort från jämvikt, vilket kräver energi.
●
Många biokemiska reaktioner är ogynnsamma samt icke-spontana och har högt
ΔG, vilket innebär att de kräver energi. För att driva dessa reaktioner kopplas
de till spontana reaktioner med lågt ΔG, som ATP-hydrolys (ATP → ADP +
Pi). Den frigjorda energin från ATP-hydrolys används för att driva
ogynnsamma processer i cellen.
Frågor
14. Vad är unikt för kemiska jämvikter?
15. Hur hänger Gibbs fria energi ihop med jämviktskonstanten? Beskriv
förhållandet.
16. Varför är biokemiska processer unika i förhållande till termodynamikens lagar
och hur behandlas det? Ge ett exempel.