Основно съдържание
Свободна енергия
Обмен свободна енергия на Гибс (ΔG) и как е свързан към спонтанност и равновесие на реакцията.
Въведение
Когато чуеш термина "свободна енергия", за какво си мислиш? Ако умът ти е леко шантав като моя, може би за бензиностанция, която раздава безплатно гориво. Или, още по-добре, соларни панели, които се използват за безплатно захранване на домакинства. Дори има рок банда от Филаделфия на име "Свободна енергия" (потвърждавайки дългогодишното ми подозрение, че много биологични термини ще стават чудесни имена на рок банди).
Това не са обаче значенията на "свободна енергия", които ще обсъждаме в тази статия. Вместо това ще разгледаме вида свободна енергия, който е свързан с определена химична реакция, и който може да даде мярка на това колко използваема енергия е освободена (или консумирана), когато тази реакция се е състояла.
Свободна енергия
Един процес протича спонтанно без добавена енергия само ако увеличава ентропията във Вселената като цяло (или, в границата на обратими процеси, я оставя непроменена) – това е вторият закон на термодинамиката. Но, поне за мен, това е донякъде абстрактна идея. Как можем да направим тази идея по-конкретна и да я използваме, за да определим дали ще протече дадена химична реакция?
Като цяло ни трябва някакъв вид мярка, която отразява ефекта на една реакция върху ентропията на Вселената, включвайки и системата на реакцията, и околната ѝ среда. Удобно е, че и двата от тези фактори са включени в една удобна стойност, наречена свободна енергия на Гибс.
Свободната енергия на Гибс (G) на една система е измерване на количеството използваема енергия (енергия, която може да извършва работа) в дадена система. Промяната на свободната енергия по време на една реакция предоставя полезна информация за енергетиката и спонтанността на реакцията (дали може да се случи без добавена енергия). Можем да запишем просто определение за промяната на свободната енергия на Гибс по следния начин:
С други думи, ΔG е промяната на свободната енергия на една система, докато тя преминава от някакво първоначално състояние (като наличие само на изходни вещества) до друго крайно състояние (като наличие само на продукти). Тази стойност ни дава максималната използваема енергия, освободена (или абсорбирана) при преминаването от първоначалното до крайното състояние. В допълнение нейният знак (положителен или отрицателен) ни казва дали една реакция ще възникне спонтанно, т.е. без добавена енергия.
Когато работим със свободната енергия на Гибс, трябва да направим някои допускания като наличие на постоянна температура и налягане; по принцип тези условия са приблизително изпълнени в клетките и в други живи системи.
Свободна енергия на Гибс, енталпия и ентропия
В практичната и често използвана форма на уравнението за промяната на свободната енергия на Гибс, ΔG се изчислява от няколко величини, които могат да бъдат измерени от учените: промените на енталпията и ентропията на една реакция, заедно с температурата, при която реакцията протича.
Нека направим стъпка назад и да разгледаме всеки елемент на това уравнение.
- ∆H е промяната на енталпията. Енталпия в биологията се отнася до енергията, съхранена във връзки, а промяната на енталпията е разликата между енергията на връзките в продуктите и изходните вещества. Отрицателно ∆H означава, че при преминаване от изходни вещества към продукти е освободена топлина, докато положително ∆H означава, че е абсорбирана топлина. (Това тълкуване на ∆H предполага постоянно налягане, което е разумно предположение в една жива клетка).
- ∆S е промяната на ентропията на системата по време на реакцията. Ако ∆S е положително, системата става по-неподредена по време на реакцията (например, когато една голяма молекула се разгради до няколко по-малки молекули). Ако ∆S е отрицателно, това означава, че системата става по-подредена.
- Температурата (Т) определя относителното влияние на членовете ∆S и ∆H върху общата промяна на свободната енергия на реакцията. (Колкото по-висока е температурата, толкова по-голямо е влиянието на члена ∆S в сравнение с това на члена ∆H .) Обърни внимание, че температурата тук трябва да е в Келвини (К), за да работи уравнението правилно.
В реакции с отрицателно ∆G се освобождава енергия, което означава, че могат да продължат без входяща енергия (спонтанни са). За разлика от тях, реакции с положително ∆G имат нужда от входяща енергия, за да протекат (те са неспонтанни). Както можеш да видиш от уравнението по-горе, и промяната в енталпията, и промяната в ентропията допринасят за крайния знак и стойност на ∆G. Когато при една реакция се освобождава топлина (отрицателно ∆H) или се увеличава ентропията на системата, тези фактори правят ∆G по-отрицателно. От друга страна, когато в една реакция се поглъща топлина или намалява ентропията на системата, тези фактори правят ∆G по-положително.
Разглеждайки ∆H и ∆S, можем да кажем дали една реакция ще бъде спонтанна, неспонтанна или спонтанна само при определена температура. Ако в една реакция се освобождава топлина и се повишава ентропията, тя винаги ще бъде спонтанна (ще има отрицателно ∆G), независимо от температурата. По подобен начин една реакция, в която се абсорбира топлина и се понижава ентропията, ще бъде неспонтанна (положително ∆G) при всякаква температура. Някои реакции обаче притежават комбинация от благоприятни и неблагоприятни характеристики (освобождава се топлина, но се понижава ентропията, или се абсорбира топлина, но се повишава ентропията). ∆G и спонтанността на тези реакции зависи от температурата, както е обобщено в таблицата отдясно.
Ендергонични и екзергонични реакции
В реакции, които имат отрицателно ∆G, се освобождава свободна енергия и те се наричат екзергонични реакции. Отрицателно ∆G означава, че изходните вещества, или първоначалното състояние, имат повече свободна енергия от продуктите, или крайното състояние. Екзергоничните реакции се наричат още спонтанни реакции, защото могат да протекат без добавяне на енергия.
От друга страна, реакции с положително ∆G (∆G > 0) изискват входяща енергия и се наричат ендергонични реакции. В тези случаи продуктите, или крайното състояние, имат повече енергия от изходните вещества, или първоначалното състояние. Ендергоничните реакции са неспонтанни, което означава, че трябва да бъде добавена енергия, преди те да протекат. Можеш да разглеждаш ендоргеничните реакции като реакции, които съхраняват някакъв вид добавена енергия в по-високоенергийните продукти, които се образуват
Важно е да осъзнаем, че думата спонтанни има много специфично значение тук: означава, че една реакция ще протече без добавена енергия, но не казва нищо за това колко бързо ще протече реакцията
Спонтанност на реакциите в посока напред и в обратна посока
Ако една реакция е ендергонична в едната посока (например превръща продуктите в изходните вещества), тогава трябва да е екзергонична в другата посока и обратно. Като пример можем да разгледаме синтеза и разграждането на малката молекула аденозин трифосфат (
Това е ендергонична реакция, където ∆G =
Обратният процес, хидролиза (медиирано от вода разграждане) на
Това е екзергонична реакция и нейното ∆G е идентично по големина и противоположно по знак на това на реакция на синтез на АТФ (∆G =
Нестандартни условия и химично равновесие
Може би забеляза, че в горната секция внимавах да спомена, че ∆G стойностите се изчисляват за определена група условия, познати като стандартни условия. Стандартната промяна на свободната енергия (∆Gº’) на една химична реакция е количеството енергия, освободено от превръщането на изходните вещества в продукти при нормални условия. За биохимични реакции стандартните условия по принцип се определят като
Условията в една клетка или организъм могат да са много различни от тези стандартни условия, така че ∆G стойностите за биологични реакции ин виво може да са доста различни от стойностите на стандартната промяна на свободната енергия. Всъщност промяната на условията (особено концентрациите на изходните вещества и продуктите) е важен начин, по който клетката може да се увери, че реакциите протичат спонтанно в посока напред.
Химично равновесие
За да разберем защо това е така, полезно е да погледнем концепцията за химичното равновесие. Като припомняне за химичното равновесие, нека си представим, че започва една обратима реакция при наличието само на изходните вещества (в началото няма наличен продукт). От начало реакцията напред ще протече бързо, тъй като имаме голямо количество изходни вещества, които могат да бъдат превърнати в продукти. За разлика от нея, обратната реакция няма да протича, тъй като няма продукти, които да се превърнат обратно в изходните вещества. Но с натрупването на продуктите обратната реакция ще започне да протича във все по-голяма степен.
Този процес ще продължи, докато реакционната система достигне точка на баланс, наречена химично равновесие, при която реакцията в посока напред и обратната реакция протичат с една и съща скорост. В този момент и двете реакции продължават да протичат, но общите концентрации на продуктите и на изходните вещества вече не се променя. Всяка реакция има собствено характерно съотношение между продукти и изходни вещества при равновесие.
Когато една реакционна система е в равновесие, тя е в най-ниското възможно енергийно състояние (има възможно най-ниска свободна енергия). Ако една реакция не е в равновесие, тя спонтанно ще се придвижи към равновесие, понеже това ѝ позволява да постигне по-нискоенергийно, по-стабилно състояние. Това може да означава нетно движение в посока напред, превръщане на изходните вещества в продукти, или в обратна посока, превръщане на продуктите отново в изходните вещества.
Докато реакцията се придвижва към равновесие (като концентрациите на продуктите и изходните вещества се доближават до равновесното съотношение), свободната енергия на системата става по-ниска и по-ниска. Една реакция, която е в равновесие, повече не може да извършва работа, понеже свободната енергия на системата е толкова ниска, колкото е възможно
Как клетките остават извън равновесие
Ако една клетка е изолирана система, химичните реакции в нея ще достигнат до равновесие, което няма да е добро нещо. Ако реакциите в клетката достигнат равновесие, клетката ще умре, понеже няма да има останала свободна енергия, която да извършва работата, нужна за поддържане на клетката жива.
Клетките остават извън равновесие като променят концентрациите на изходните вещества и продуктите, за да поддържат метаболитните реакции в правилната посока. Например:
- Те може да използват енергия, за да внесат реагиращи молекули (поддържайки ги във висока концентрация).
- Те може да използват енергия, за да изнесат молекули на продукта (поддържайки ги в ниска концентрация).
- Те може да организират химични реакции в метаболитни пътища, в които една реакция "захранва" следващата.
Осигуряването на висока концентрация от някое изходно вещество може да "избута" една химична реакция по посока на продуктите (тоест да я накара да протече в посока напред, за да достигне равновесие). Същото е вярно за бързото премахване на продукт, когато ниската концентрацията на продукта "дърпа" реакцията в посока напред. В един метаболитен път реакциите могат да се "бутат" и "дърпат", понеже са свързани от общи междинни продукти: продуктът на една стъпка е изходно вещество за следващата
Чудно ли ти е как всъщност работи това бутане и дърпане? Виж видеото спрегнати реакции, за да научиш повече!
Искаш ли да се присъединиш към разговора?
Все още няма публикации.