Miks on evolutsioon valinud vaheastme ATP näol?

Vastus leiad õppematerjalist: Füüsikaline keemia

Miks on organism valinud just ATP kui näiteks kreatiinfosfaadi G43 kJmol?

Vastus leiad õppematerjalist: Füüsikaline keemia

Füüsikaline keemia (0)

Keemia - Füüsikaline keemia

1 Hindamata

Esitatud küsimused

Miks on evolutsioon valinud vaheastme ATP näol?
Miks on organism valinud just ATP kui näiteks kreatiinfosfaadi G43 kJmol?

MEDKEEMIA .

Juha Ehrlich

I BIOENERGEETIKA

Rakus toimub palju keemilisi reaktsioone, mis on omavahel seotud ja mille üheks ülesandeks on organismi varustamine energiaga. Tänu nendele reaktsioonidele on elutegevus võimalik.

1. termodünaamika põhimõisted:

Termodünaamika — teadus soojusnähtustest ja energiavormide vastastikusest üleminekust (energiaülekanded, -muutused, -kaod).
Süsteem — termodünaamika uurimisobjekt . Meid huvitav osa universumist, mis on eraldatud füüsikaliste või mõtteliste pindadega. Nt. 1 l õhku või inimene.
Süsteemid võivad olla:

Homogeensed — punktist punkti liikudes süsteemi koostis ja omadused ei muutu või muutuvad sujuvalt . Puuduvad füüsikalised eralduspinnad. Nt. suhkrulahus .

Heterogeensed — koosnevad homogeensetest osadest, mida nimetatakse faasideks . Faasid on üksteisest eraldatud füüsikaliste eralduspindadega. Nt. suhkrulahus ja jää.
Suhete alusel keskkonnaga jaotatakse süsteemid:

Isoleeritud — süsteem ei vaheta ümbritseva keskkonnaga energiat ega massi.
Suletud — süsteem vahetab ümbritseva keskkonnaga energiat, massi ei vaheta.
Avatud — süsteem vahetab ümbritseva keskkonnaga nii energiat kui ka massi.

Süsteemide olekud on üheselt määratud olekuparameetrite ja funktsioonidega.
Olekuparameetrid — makroskoopilised suurused, mida saab eksperimentaalselt mõõta. Kindel parameetrite kombinatsioon määrab süsteemi oleku. Olekuparameetrid:
p — rõhk
T — temperatuur
V — ruumala
n — aine hulk
Igasugune parameetrite muutus on termodünaamiline protsess ja nende muutus viib uue oleku tekkele.
Olekufunktsioonid — suurused, mille väärtus on üheselt määratud ainult süsteemi olekuga ega sõltu sellest, millisel teel see olek saavutatud on. Neid ei saa eksperimentaalselt mõõta ega harilikult ka arvutada; arvutada saab nende muutust.
U — siseenergia [kJ]
H — entalpia [kJ]
S — entroopia [J/kmol]
G — Gibbsi vabaenergia [kJ/mol]
W — töö [kJ] } pole olekufunktsioonid, sest nende väärtus sõltub viisist, mille
q — soojus [kJ] } kaudu olek on saavutatud.
Entalpia arvestab lisaks süsteemile ka teda ümbritsevat keskkonda.
Gibbsi energia — energia, mille arvel süsteem teeb tööd
Entroopia — korrapäratuse mõõt; entroopia absoluutväärtust saab arvutada.

2. termodünaamika I seadus. Soojusefektid:

Isoleeritud süsteemi üldine energia on jääv suurus ega saa muutuda süsteemis kulgevate protsesside tagajärjel. Energia võib minna üle ühest vormist teise ekvivalentses hulgas, kuid ei saa kaduda ega tekkida iseenesest.
suletud süsteemi puhul:
q=∆U+W
∆U=U2–U1
lõppolek↑ ↑algusolek
q — süsteemi soojushulk
∆U — siseenergia muut
W — töö
U1 — esialgne siseenergia
U2 — lõppoleku siseenergia
Andes süsteemile soojushulga q, läheb see siseenergia muutmiseks ∆U võrra ja töö tegemiseks.
Kui süsteemiks on gaas , on tehtud töö paisumistöö ja
W=p·∆V → q=∆U+p∙∆V (ideaalse gaasi korral)
H=U+p∙V
∆H=∆U+p∙∆V
q — protsessi soojusefekt
W — töö
p — rõhk
V — ruumala
H — entalpia
U —siseenergia
Entalpia erineb siseenergiast sest ta võtab arvesse süsteemi vastastikust toimet väliskeskkonnaga (väliskeskkonna potentsiaalse energia muutust paisumisel).
Kui ∆V=0, siis qv=∆U ( konstantne ruumala) → isohooriline protsess
Kui p= const , siis qp=∆H (konstantne rõhk) → isobaariline protsess
Kui ∆H ja ∆U>0, siis soojus neeldub → endotermiline protsess.
Kui ∆H ja ∆U0).
Isoleeritud süsteemis:
Isoleeritud süsteemides on näidatud , et isevoolulised protsessid tõesti kulgevad entroopia kasvu suunas (∆S≥0). Isoleeritud süsteemis q=0, seega:
∆S = 0 → ∆S> 0 >0
T T
Suletud süsteemis:
∆S>0 (q=0)
Looduses on suletud süsteemides isevoolulisi protsesse, kus entroopia väheneb: kondensatsioon , kristalliseerumine, keerukate keemiliste ühendite teke. Seega pole entroopia kasvu seadus universaalne vaid kehtib ainult isoleeritud süsteemides
Kõik isevoolulised protsessid liiguvad tasakaaluoleku poole. Liikudes tasakaaluoleku poole, võib isevooluline süsteem teha tööd. Kulgeb suunas, kus W>0. Töö pole aga olekufunktsioon, sest tema väärtus sõltub protsessi läbiviimise viisist ja pöörduvuse astmest. Täielikult mittepöörduva protsessi puhul on töö 0.
G [kJ/mol] — Gibbsi energia — energia, mille arvelt võib süsteem teha tööd.
G=H–T∙S
∆G=∆H–T∙∆S [kJ]
G — Gibbsi energia
∆G — Gibbsi energia muut protsessi käigus
H — entalpia
T — temperatuur
S — entroopia

∆G=G2–G1 — selle energia arvel võib süsteem tööd teha. Mida pöörduvam protsess, seda suurem osa G-st kasulikuks tööks muutub. ∆G on süsteemi töövõime muut.

Kui T;p= const , on Gibbsi energia vähenemine pöörduvas protsessis võrdne maksimaalse kasuliku tööga:
–(∆G)p;T=Wmax (pöörduvas protsessis)
–(∆G)p;T>W (mittepöörduvas protsessis)
∆G väärtus ei sõltu sellest, kas protsess on pöörduv või mitte. Isevooluline protsess kulgeb suunas ∆Gp;T0 → protsess ei kulge
Kui ∆G=0 → tasakaaluolek . G on saavutanud oma minimaalse väärtuse, mis antud tingimustel on võimalik.
∆G=Gtasakaaluolekus–Galgolekus
∆G10
nt. pöörduv keemiline reaktsioon :
Standardtingimused :
T=298 K
p=1 atm
c [mol/l]
∆G˚=–R∙T∙lnK
∆G˚ — Gibbsi energia muut standardtingimustel
K — reaktsiooni tasakaalukonstant
∆G on süsteemi energiavaru. See soa energiast, mis võib muutuda kasulikuks tööks. Ja mida pöörduvam protsess, seda enam ∆G-st tööks muutub.
∆H= ∆G+T∙∆S
∆H — süsteemi kogu energia
∆G — see osa süsteemi energiast, mis võib üle minna tööks
∆S — seotud energia; see, mis tööks üle minna ei saa

4. bioloogiliste süsteemide termodünaamilised omadused:

Klassikaline termodünaamika tegeleb isoleeritud ja suletud süsteemidega, milledes protsessid vältimatult lähevad tasakaaluolekusse, kui puuduvad välised mõjutused.
Algenergia — Päike. Inimorganismi vahetu energiaallikaks — toiduainete keemiline energia. Energia kulub

keeruliste ainete sünteesiks,
mehaaniliseks tööks,
ainete ülekandeks ( transpordiks ),
konstantse kehatemperatuuri hoidmiseks
+ osa energiast hajub soojusena ümbritsevasse keskkonda.

Keerulised ained (kõrge Gibbsi energia, madal entroopia) muundatakse elutegevuse käigus lihtsateks [CO2, H2O, NH3, CO(NH2)2]. Entroopia kasvab, Gibbsi energia väheneb (sest organism teeb tööd), süsteem liigub tasakaaluoleku poole. Tasakaaluolek tähendab surma, kuna siisi ei saa tööd teha. Järelikult töötab organism tasakaaluoleku vastu, püsides kõrge organiseerituse tasemel. Elusorganismide puhul klassikaline termodünaamika ei kõlba, tuleb kasutada avatud süsteemi termodünaamikat. Tasakaaluoleku asemel on statsionaarne olek.
V1
A B Kui V1 = V2 ja ainete A ja B kontsentratsioonid ajas V2 jäävad samaks → tasakaal.
V1, V2 — kiirused
dCA = dCB = 0
dt dt
Ainete A ja B kontsentratsioonid ajas on muutumatud.
V1 V2
A B C
Reaktsioonide kogum
A — toitained
B — organismisisesed reaktsioonid
C — elutegevuse produktid
Statsionaarse oleku tingimused: statsionaarne olek kestab, kuni aine A saab otsa. Statsionaarse oleku puhul aine B kontsentratsioon ajas enam ei muutu.
G väheneb elutegevuse käigus, sest organism teeb tööd. See kompenseeritakse väljast tuleva G poolt, st. toidu G on kõrgem (eriti kaloririkas toit) ja sellega täieneb organismi G varu. Toiduained oksüdeeritakse rakusiseselt ja vabaneb G. Seal vabanenud energiast sünteesitakse ATP. Organism aga kasutab ATP hüdrolüüsil vabanevat energiat.
S kasvab elutegevuse käigus, sest keemilised ained lagundatakse. See kompenseeritakse:

väljast sisenev vegentroopia (?) voog — keerulise struktuuriga ained.

organism ise sünteesib keerulisi aineid, mille entroopia on madal

kõrge entroopiaga elutegevuse produktid kõrvaldatakse organismist
Statsionaarses olekus oleva süsteemi ∆S (juurdekasv) on minimaalne püsivate välistingimuste korral. (See ei kehti embrüonaalse arengu korral).
Termodünaamika II seadus on statistilise iseloomuga . Arvati, et elusorganismides see ei kehti, aga see pole õige. Protsessid, kus ∆G>0, saavad kulgeda ainult siis, kui nad on seotud mõne teise protsessi reaktsioonidega, kus ∆G0 |

.DOC Laadi alla originaalfail 22 lk · .doc · 43 allalaadimist

Tasuta Faili alla laadimine on tasuta

~ 22 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2015-03-17 Kuupäev, millal dokument üles laeti

43 laadimist Kokku alla laetud

0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

agne Õppematerjali autor

ioon ioonid hape hüdrolüüs dissotsiatsioon soojus reaktsioon entroopia konstant kontsentratsioonid happed elektrolüüdid termodünaamika gibbsi energia mittepöörduv lahustimolekulid elutegevus

Sarnased õppematerjalid

pdf

Üldine keemia põhimoisted I

eksotermiline protsess: energia eraldub, ∆H < 0; endotermiline protsess: energia neeldub, ∆H > 0. Isokoorne protsess (V = const.), reaktsiooni soojusefekt qv = ∆U; w = 0 isobaarne protsess (p = const.), reaktsiooni soojusefekt qp = ∆H. Entalpia muutus keemilistes reaktsioonides: ∆H = ∆U + ∆ngRT , ∆ng – gaasiliste ainete moolide arvu muutus keemilises reaktsioonis. TÜ, Füüsikalise Keemia Instituut Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused Termokeemiline võrrand – reaktsioonivõrrand, mis sisaldab reaktsiooni soojusefekti väärtust (∆H); ∆Ho – ∆H standardoleku korral: rõhk 1 atm (101 325 Pa), temperatuur 25 °C (298K). Hessi seadus: reaktsiooni soojusefekt sõltub ainult lähteainete ja saaduste loomusest ja olekust; ta ei sõltu protsessi kulgemise viisist ega vahe-etappidest; seadus kehtib, kui T = const. ja p = const. (q = ∆H) või T = const

Üldine keemia

docx

Füüsikaline üldkonspekt 1

keema -80 juures. Tänu vesiniksidemetele on DNA ja RNA molekulides paiknev geneetiline info hästi kaitstud, kuna on suunatud sissepoole. Lahused Üldmõisted ja kontsentratsiooni väljendusviisid Lahus kahest või enamast komponendist koosnev homogeenne segu. Ühte lahuse komponentidest loetakse lahustiks, ülejäänuid nimetatakse lahustunud aineteks. Lahuse komponentide vahel eksisteerib keemiline või füüsikaline vastastikune toime; seisundilt jäävad nad mehaanilise segu ja keemilise ühendi vahepeale. Lahuse kontsentratsioon iseloomustab lahustunud aine ja lahusti vahekorda. Seda võib väljendada mitmeti. Molaarsus ehk molaarne kontsentratsioon C näitab lahustunud aine moolide arvu kuupdetsimeetris n aine lahuses: C= = [ ] mol

Füüsika

pdf

KEEMILINE KINEETIKA JA TASAKAAL

Reageeriva aine kontsentratsiooni astmenäitajat reaktsiooni kineetilises võrrandis nimetatakse reaktsiooni järguks antud aine järgi. Liites kokku reaktsiooni järgud kõigi reageerivate ainete järgi, saadakse reaktsiooni üldine järk. Seega on reaktsiooni järk suurus, mis võrdub reageerivate ainete kontsentratsioonide astmenäitajate summaga reaktsiooni kineetilises võrrandis. Kui üks reageeriv aine on tugevas liias (näiteks H2O TÜ Füüsikalise keemia instituut 1 Keemia alused I. KEEMILINE KINEETIKA JA TASAKAAL hüdrolüüsireaktsioonide korral lahjades vesilahustes), siis tema kontsentratsioon reaktsiooni vältel praktiliselt ei muutu ja reaktsiooni järk selle aine järgi on null. Reaktsioonid võivad olla esimest, teist ja kolmandat ning ka nullindat järku. Reaktsiooni järk võib olla ka murdarvuline.

Keemia alused

pdf

LAHUSED

tekkeks) Sarnane lahustub sarnases! Ioonvõrega ja polaarsed ühendid polaarsetes lahustites (soolad, alused, happed vees), mittepolaarsed ühendid mittepolaarsetes lahustites (orgaanika orgaanikas benseenis, süsiniktetrakloriidis CCl4) 5.1 5.2 KKY3031 Üldine keemia A.Trikkel, 2001 Lahuste kontsentratsioon n aine [mol] mol C m = , NB! murru nimetajas lahusti,

Kategoriseerimata

pdf

Termodünaamika alused

eksotermiline protsess: energia eraldub, H < 0; endotermiline protsess: energia neeldub, H > 0. Isokoorne protsess (V = const.), reaktsiooni soojusefekt qv = U; w = 0 isobaarne protsess (p = const.), reaktsiooni soojusefekt qp = H. Entalpia muutus keemilistes reaktsioonides: H = U + ngRT , ng gaasiliste ainete moolide arvu muutus keemilises reaktsioonis. TÜ, Füüsikalise Keemia Instituut Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused Termokeemiline võrrand reaktsioonivõrrand, mis sisaldab reaktsiooni soojusefekti väärtust (H); Ho H standardoleku korral: rõhk 1 atm (101 325 Pa), temperatuur 25 °C (298K). Hessi seadus: reaktsiooni soojusefekt sõltub ainult lähteainete ja saaduste loomusest ja olekust; ta ei sõltu protsessi kulgemise viisist ega vahe-etappidest; seadus kehtib, kui T = const. ja p = const. (q = H) või T = const. ja V = const. (q = U)

Keemia alused

doc

Keemia aluste kokkuvõtlik konspekt

I TERMODÜNAAMIKA ALUSED I Termodünaamika pôhimôisted. Termodünaaika I seadus energia ei teki, ega kao vaid läheb ühest vormist teise. Isoleeritud süsteemis on U jääv. Keemilise reaktsiooni soojusefekt vôrdub reaktsiooni saaduste ja lähteainete energiate vahega. Entalpia e. soojussisaldus [H = U + pV = U + nRT]. II Hessi seadus. Termokeemilised vôrrandid selline reakts. vôrrand, millele on lisatud reakts.i soojusefekt. Q- efekt sôltub T-st ja P-st. Hessi seadus reaktsiooni Q-efekt sôltub ainult lähteainete ja saaduste iseloomust (ja oleku parameetritest), kui ei sôltu reaktsiooni kulgemsie viisist ega vahe etappidest. Tekkeentalpia [H = Hj,f - Hi,f]: ühe mooli aine tekkimisel lihtainetest eraldub vôi neeldub soojust st. ühe mooli aine tekkimise Q-efekt. Pôlemisentalpia [Hc = Hj,c - Hi,c]. III Entroopia. Entroopia selline olekufunktsioon, mis isel. süsteemi korrapäratust. Energia kulub entroopia kasvuks: [Hsul = TS]. Tegurid: agr. ol

Keemia alused

docx

ELEKTROLÜÜDID

ELEKTROLÜÜDID Elektrolüüdid – keemilised ühendid, millel on kalduvus laguneda vees/mõnes teises lahustis ioonideks. [ioonid – laenguga osakesed > katioonid +; anioonid –] Elektrolüütiline dissotsiatsioon – aine jagunemine lahusti polaarsete molekulide toimel. elektrolüütiline dissotsatsioon on lahuses seda tugevam, mida polaarsem on lahusti. Dissotsatsioon(iaste/määr) α – palju molekulidest on ära dissotseerunud. tugevad elektrolüüdid α=1; nõrgad elektrolüüdid 0<α<<1; mitteelektrolüüdid α=0. Oswaldi lahjendusseadus – lahuse lahjendamisel nõrga elektrolüüdi dissotsatsionimäär α suureneb; lõpmatul lahjendamisel saab võrdseks 1-ga. Dissotsatsioonivõrrand nõrga elektrolüüdi dissotsatsioon on pöördreaktsioon (kahtepidi nooleke) astmeline: mitmeprootonilised happed dissotseeruvad astmeliselt. I aste H2CO3 ⇋ HCO3- + H+ | I aste Ba(OH)2→BaOH+ + OH-

Keemia

doc

Orgaaniline keemia

TARTU ÜLIKOOL Füüsikalise Keemia Instituut Erika Jüriado, Lembi Tamm ÜLDKEEMIA PÕHIMÕISTEID JA NÄITÜLESANDEID Tartu 2003 SISUKORD I. Keemiline kineetika ja keemiline tasakaal. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . II. Lahused. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . III. Tasakaalud elektrolüütide lahustes. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . IV Soolade hüdrolüüs. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . V. Redoksreaktsioonid. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . VI. Metallide aktiivsus ja korrosioon. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2 I. KEEMILINE KI

Keemia

Rohkem sarnaseid