Kwartiel 4 2021-2022
Chemische homeostase
2. Biothermodynamica
2.1 Streven naar stabiliteit
• Verandering van Gibbs vrije energie = Δ𝐺 = Geind – Gbegin = Gproducten – Greactanten
o Δ G < 0 spontane reactie
Spontane processen
Exergonisch
Reactanten hebben hogere E dan producten
Katabolisme
o Δ G = 0 evenwicht
Systeem is stabiel
Geen netto-veranderingen meer
o Δ G > 0 niet spontaan (m.a.w. spontaan naar links)
Geen spontane processen
Endergonisch
Producten hebben hogere E dan reactanten
Anabolisme
• ΔG = ΔH – T . ΔS
o ΔH = enthalpieverandering
o ΔS = entropieverandering
o ΔG geeft enkel weer of een reactie spontaan verloopt, maar niet hoe snel deze gaat
2.2 Basisdefinities
• Universum = systeem + omgeving
• Systeem geeft warmte af aan omgeving -> q < 0 (q =warmte)
Systeem levert arbeid op omgeving -> w < 0 (w = arbeid)
• Standaardomstandigheden bij thermodynamische beschrijvingen:
o T = 298 K = 25°C
o P = 1 bar = 100000 Pa
o C van opgeloste stoffen = 1,00 mol/l
Als gassen/oplossingen voldoen aan standaardomstandigheden: ΔH°, ΔS°, ΔG°
2.3 Enthalpie ΔH
• Wet van behoud van energie + energieoverdracht kan enkel als warmte/arbeid voorkomen:
ΔU = q + w (1e hoofdwet van thermodynamica)
• ΔUuniversum = ΔUomgeving + ΔUsysteem = 0
• Vorm van arbeid die meest voorkomt in chemische processen waarbij gassen betrokken zijn:
expansie-arbeid = volumeverandering ΔV
→ w = -pex ΔV
pex = uitwendige druk
→ Als er alleen expansie-arbeid en geen elektrische arbeid is: ΔU = q – pex ΔV
OF ΔU + pex ΔV =q
→ Voor reversibele processen is inwendige en uitwendige druk steeds nagenoeg gelijk,
dus pex = pin = q
ΔU + p ΔV = q
1
, Kwartiel 4 2021-2022
• ΔH = ΔU + p ΔV = q
• EXOTHERME processen:
o q < 0, systeem staat warmte af
o ΔH < 0 als p = cst
• ENDOTHERME processen:
o q > 0, systeem neemt warmte op
o Δ H > 0 als p = cst
• Warmtecapaciteit: Cp = q/ΔT
• ΔH = ΔHT2 – ΔHT1 = Cp (T2 – T1 )
ΔHT2 = ΔHT1 + Cp ΔT
• - ΔH° = q
• ΔHtotaal = ΔHdeelreactie 1 - ΔHdeelreactie 2
• ΔH°reactie = ∑ 𝑣p ∙ ΔH°f producten - ∑ 𝑣 r ∙ ΔH°f reagentia
• Bij een chemische reactie ter vorming van aan samengestelde zuivere stof geldt:
ΔH°f = enthalpieverandering bij de vorming van 1 mol van een verbinding uit zijn elementen
(standaard toestand, standaard voorwaarden)
2.4 entropie
• ΔSuniversum = ΔSsysteem + ΔSomgeving > 0
• ΔG/T = ΔH/T – ΔS
2.5 Gibbs vrije energie en evenwicht
• Systemen streven naar minimale vrije energie en maximale wanorde
• ΔG° = ∑ 𝑣 p ΔG°f producten - ∑ 𝑣 r ΔG°f reagentia
• Stel: aA + bB ⇌ cC + dD
[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑
→ Kev = [𝐴]𝑒𝑣 𝑒𝑣
𝑎 [𝐵]𝑏
𝑒𝑣 𝑒𝑣
Kev is klein als deze < 10-2
-> Evenwicht ligt links
Kev is middelmatige als 10-2 < Kev < 102
-> Evenwicht ligt in het midden
Kev is groot als deze > 102
-> Evenwicht ligt rechts
→ Pas wanneer het evenwicht zich heeft ingesteld, verandert macroscopisch niets meer
• We spreken van een evenwichtsreactie als 10-10 < Kev < 1010
o Is Kev groter: aflopende reactie naar rechts
o Is Kev kleiner: reactie gaat nagenoeg niet op
• ΔG° = -RT ln Kev
• Voor een systeem dat nog geen evenwicht bereikt heeft: reactie-quotiënt Q:
[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑
Q = [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 (niet de evenwichtsconcentraties)
• Als een chemische reactie nog niet in evenwicht is geldt:
ΔG = ΔG° + RT ln Q
• Wanneer het systeem een evenwicht bereikt heeft en ΔG = 0:
ΔG° = -RT ln Kev (Q = Kev)
• Bij biochemie: T = 310 K en pH = 7:
ΔG°’ = -RT ln K’ev
2
Chemische homeostase
2. Biothermodynamica
2.1 Streven naar stabiliteit
• Verandering van Gibbs vrije energie = Δ𝐺 = Geind – Gbegin = Gproducten – Greactanten
o Δ G < 0 spontane reactie
Spontane processen
Exergonisch
Reactanten hebben hogere E dan producten
Katabolisme
o Δ G = 0 evenwicht
Systeem is stabiel
Geen netto-veranderingen meer
o Δ G > 0 niet spontaan (m.a.w. spontaan naar links)
Geen spontane processen
Endergonisch
Producten hebben hogere E dan reactanten
Anabolisme
• ΔG = ΔH – T . ΔS
o ΔH = enthalpieverandering
o ΔS = entropieverandering
o ΔG geeft enkel weer of een reactie spontaan verloopt, maar niet hoe snel deze gaat
2.2 Basisdefinities
• Universum = systeem + omgeving
• Systeem geeft warmte af aan omgeving -> q < 0 (q =warmte)
Systeem levert arbeid op omgeving -> w < 0 (w = arbeid)
• Standaardomstandigheden bij thermodynamische beschrijvingen:
o T = 298 K = 25°C
o P = 1 bar = 100000 Pa
o C van opgeloste stoffen = 1,00 mol/l
Als gassen/oplossingen voldoen aan standaardomstandigheden: ΔH°, ΔS°, ΔG°
2.3 Enthalpie ΔH
• Wet van behoud van energie + energieoverdracht kan enkel als warmte/arbeid voorkomen:
ΔU = q + w (1e hoofdwet van thermodynamica)
• ΔUuniversum = ΔUomgeving + ΔUsysteem = 0
• Vorm van arbeid die meest voorkomt in chemische processen waarbij gassen betrokken zijn:
expansie-arbeid = volumeverandering ΔV
→ w = -pex ΔV
pex = uitwendige druk
→ Als er alleen expansie-arbeid en geen elektrische arbeid is: ΔU = q – pex ΔV
OF ΔU + pex ΔV =q
→ Voor reversibele processen is inwendige en uitwendige druk steeds nagenoeg gelijk,
dus pex = pin = q
ΔU + p ΔV = q
1
, Kwartiel 4 2021-2022
• ΔH = ΔU + p ΔV = q
• EXOTHERME processen:
o q < 0, systeem staat warmte af
o ΔH < 0 als p = cst
• ENDOTHERME processen:
o q > 0, systeem neemt warmte op
o Δ H > 0 als p = cst
• Warmtecapaciteit: Cp = q/ΔT
• ΔH = ΔHT2 – ΔHT1 = Cp (T2 – T1 )
ΔHT2 = ΔHT1 + Cp ΔT
• - ΔH° = q
• ΔHtotaal = ΔHdeelreactie 1 - ΔHdeelreactie 2
• ΔH°reactie = ∑ 𝑣p ∙ ΔH°f producten - ∑ 𝑣 r ∙ ΔH°f reagentia
• Bij een chemische reactie ter vorming van aan samengestelde zuivere stof geldt:
ΔH°f = enthalpieverandering bij de vorming van 1 mol van een verbinding uit zijn elementen
(standaard toestand, standaard voorwaarden)
2.4 entropie
• ΔSuniversum = ΔSsysteem + ΔSomgeving > 0
• ΔG/T = ΔH/T – ΔS
2.5 Gibbs vrije energie en evenwicht
• Systemen streven naar minimale vrije energie en maximale wanorde
• ΔG° = ∑ 𝑣 p ΔG°f producten - ∑ 𝑣 r ΔG°f reagentia
• Stel: aA + bB ⇌ cC + dD
[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑
→ Kev = [𝐴]𝑒𝑣 𝑒𝑣
𝑎 [𝐵]𝑏
𝑒𝑣 𝑒𝑣
Kev is klein als deze < 10-2
-> Evenwicht ligt links
Kev is middelmatige als 10-2 < Kev < 102
-> Evenwicht ligt in het midden
Kev is groot als deze > 102
-> Evenwicht ligt rechts
→ Pas wanneer het evenwicht zich heeft ingesteld, verandert macroscopisch niets meer
• We spreken van een evenwichtsreactie als 10-10 < Kev < 1010
o Is Kev groter: aflopende reactie naar rechts
o Is Kev kleiner: reactie gaat nagenoeg niet op
• ΔG° = -RT ln Kev
• Voor een systeem dat nog geen evenwicht bereikt heeft: reactie-quotiënt Q:
[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑
Q = [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 (niet de evenwichtsconcentraties)
• Als een chemische reactie nog niet in evenwicht is geldt:
ΔG = ΔG° + RT ln Q
• Wanneer het systeem een evenwicht bereikt heeft en ΔG = 0:
ΔG° = -RT ln Kev (Q = Kev)
• Bij biochemie: T = 310 K en pH = 7:
ΔG°’ = -RT ln K’ev
2
