Chemische homeostase
Inleiding en situering
Homeostase: het vermogen van het menselijk lichaam of van cellen om hun
interne condities te handhaven om te overleven
- Verschillende regulerende processen ontwikkeld (temperatuur constant
houden, concentraties van vetten,… )
- Zonder de processen sterven (blootgesteld aan verschillende externe
omstandigheden die te extreem kunnen zijn)
- Via biochemische processen gereguleerd
Veel processen die gereguleerd moeten worden met elkaar verbonden
Bio-thermodynamica: spontaniteit en
evenwicht
Thermodynamica: de wetenschap die zich bezig houdt met het verklaren
waarom en hoe veranderingen zoals (bio-)chemische reacties gebeuren op grond
van omvormingen tussen verschillende soorten energie
Streven naar stabiliteit
Functioneren van het menselijk lichaam is gebaseerd op een ingewikkelde
samenstelling van (bio-) chemische reacties
Niet optimaal verloop van de reactiepaden lijdt tot ziektes en afwijkingen
Vele stoffen vertonen geen spontane interactie met elkaar, andere wel
Chemische reacties is gevolg van belangrijkste natuurwet
o Spontane processen gaan gepaard met een afname van de vrije
energie
o Hoe minder vrije energie een systeem bezit, hoe stabieler het is
Ook de fysische staat kan veranderen
o Gevolg van het streven naar minimale vrije energie
ΔG = verandering in Gibbs vrije energie
- ΔG = 0: evenwichtstoestand is bereikt geen netto-
veranderingen
- ΔG > 0: reactieproducten hebben een hogere G dan
de reactanten veranderingen zijn niet spontaan
(endergonische reactie)
- ΔG < 0: reactieproducten hebben een lagere G dan
de reactanten veranderingen zijn spontaan
(exergonische reactie)
Grootte van ΔG geeft aan hoe volledig de reactie zal
gebeuren : ∆ G=∆ H−T∗∆ S
- Enkel hoe spontaan een reactie gebeurt, niet hoe snel
- Chemische reacties ≠ fysische veranderingen
Katabolisme: biochemische processen in het metabolisme die gepaard gaan
met het vrijstellen van energie door biomoleculen af te breken (ΔG < 0)
1
,Anabolisme: biochemische processen in het metabolisme die gepaard gaan met
het opnemen van energie door biomoleculen uit eenvoudige componenten te
maken (ΔG > 0)
Basisdefinities
Universum: het geheel van materie en energie dat er bestaat
Systeem: een deel ven het universum dat we gaan bestuderen dat tussen
welbepaalde grenzen ligt
- Open systeem: energie + materie uitwisselen met de omgeving
- Gesloten systeem: energie uitwisselen met de omgeving
- Geïsoleerd systeem: geen uitwisseling met de omgeving
Omgeving: de rest van het universum
Energie (E): de mogelijkheid om arbeid (W) te verrichten
- Kan overgedragen worden als warmte (q) (niet gecreëerd of vernietigt
worden
o Warmte afgeven q = negatief
o Warmte opnemen q = positief
Systeem oefent arbeid uit op de omgeving W = negatief
Omgeving oefent arbeid uit op het systeem W = positief
Standaardomstandigheden°: 298 K; 1 bar = 100000 Pa; 1,00 mol/l
Biochemische standaardomstandigheden°’: 310 K; 1,00 * 10-7 mol/l
Enthalpie: ΔH
Inwendige energie en enthalpie
Inwendige energie: de energie die het systeem zelf bezit (in de moleculen zelf)
- Moeilijk te meten dus meten de verandering van inwendige energie (ΔU)
- Verandering van inwendige energie uitwisseling van energie met de
omgeving
Eerste hoofdwet van de thermodynamica = wet van behoud van energie
ΔU = q + w
∆ U universum=∆ U omgeving +∆ U systeem=0 (voor geïsoleerde systemen: ∆ U systeem=0 )
Arbeid neemt verschillende vormen aan
Processen waarbij gassen betrokken zijn: expansie-arbeid
o Uitzetten van het systeem als er gas wordt gevormd (arbeid op
omgeving)
o Inkrimpen van het systeem als er gas verdwijnt (arbeid op systeem)
o w=− pex∗∆ V (pex = de uitwendige druk) uitgedrukt in joule
o 1 cal = 4184 Joule = de nodige warmte om 1 gram zuiver water 1 °C
te laten stijgen
∆ U + p∗∆ V =q
Enthalpie: een praktische thermodynamische grootheid die vermijdt steeds
volumeveranderingen te meten
H=U + pV ∆ H =∆ U + p∗∆ V =q
De warmte die uitgewisseld wordt tussen een systeem en de
omgeving is gelijk aan de verandering in enthalpie van het
systeem
- ΔH < 0 : warmte afgegeven aan de omgeving exotherme reactie
- ΔH > 0 : warmte opgenomen uit de omgeving endotherme reactie
2
, Enthalpie meten: calorimetrie
Principe: experimentele bepaling van de reactie-enthalpie van een
verbrandingsreactie
Hoe? De reactiewarmte wordt geabsorbeerd door een watermantel die zich om
het reactief systeem bevindt deze kan gemeten worden
Warmtecapaciteit is belangrijk stofafhankelijk
- Def. de hoeveelheid warmte per mol stof opgenomen om zijn temperatuur
te verhogen met 1 graad (is verschillend voor elke stof)
q=C p ∆ T en ∆ H =q (warmtecapaciteit onder constante druk)
Dus temperatuur en warmte zijn niet hetzelfde (voor dezelfde temperatuur
stijging is er bij iedere stof een andere hoeveelheid warmte nodig)
Rekenen met enthalpie-waarden: De wet van Hess
De reactie-enthalpie kan berekend worden als som van de reactie-
enthalpie van de deelreacties
Enthalpie is een extensieve grootheid (afhankelijk van de hoeveelheid stof)
en toestandsfunctie (reactie-enthalpie is onafhankelijk van de gevolgde
weg, enkel van de begin- en eindtoestand)
∆ H totaal =∆ H deelreactie1 +∆ H deelreactie2
De vormingsenthalpie
Als referentiepunt gebruikt
De vorming van 1 mol van een enkelvoudige zuivere stof bij 1 bar en
298,15 K = 0
Element komt in zijn meest stabiele toestand voor
1 stof kan in verschillende fase een andere enthalpie hebben
Concept van enthalpie toegepast door het menselijk lichaam om de
lichaamstemperatuur te reguleren
Zweet produceren die dan gaat verdampen, damp heeft een hogere
enthalpie dus zal water van het lichaam nodig hebben om te kunnen
verdampen
°
∆ H f = enthalpieverandering bij de vorming van 1 mol van een verbinding uit zijn
elementen
- De wet van Hess laat toe om uit de vormingsenthalpieën van reagentia en
producten, rechtstreeks de enthalpieverandering van om het even welke
reactie te berekenen
- ∆ H reactie =∑ v p ∆ H ° f producten −∑ v r ∆ H ° f reagentia
°
Enthalpie uit het aantal stabiele bindingen een molecule en de mate van
stabiliteit
- Hoe sterker en stabieler de bindingen, hoe lager de energie-inhoud van de
molecule, hoe lager de vormingsenthalpie
Entropie: ΔS
Een maat voor wanorde
In spontane processen wanorde neemt toe
Tweede hoofdwet van de thermodynamica: de entropie van het universum
neemt bij elk spontaan proces toe
3
Inleiding en situering
Homeostase: het vermogen van het menselijk lichaam of van cellen om hun
interne condities te handhaven om te overleven
- Verschillende regulerende processen ontwikkeld (temperatuur constant
houden, concentraties van vetten,… )
- Zonder de processen sterven (blootgesteld aan verschillende externe
omstandigheden die te extreem kunnen zijn)
- Via biochemische processen gereguleerd
Veel processen die gereguleerd moeten worden met elkaar verbonden
Bio-thermodynamica: spontaniteit en
evenwicht
Thermodynamica: de wetenschap die zich bezig houdt met het verklaren
waarom en hoe veranderingen zoals (bio-)chemische reacties gebeuren op grond
van omvormingen tussen verschillende soorten energie
Streven naar stabiliteit
Functioneren van het menselijk lichaam is gebaseerd op een ingewikkelde
samenstelling van (bio-) chemische reacties
Niet optimaal verloop van de reactiepaden lijdt tot ziektes en afwijkingen
Vele stoffen vertonen geen spontane interactie met elkaar, andere wel
Chemische reacties is gevolg van belangrijkste natuurwet
o Spontane processen gaan gepaard met een afname van de vrije
energie
o Hoe minder vrije energie een systeem bezit, hoe stabieler het is
Ook de fysische staat kan veranderen
o Gevolg van het streven naar minimale vrije energie
ΔG = verandering in Gibbs vrije energie
- ΔG = 0: evenwichtstoestand is bereikt geen netto-
veranderingen
- ΔG > 0: reactieproducten hebben een hogere G dan
de reactanten veranderingen zijn niet spontaan
(endergonische reactie)
- ΔG < 0: reactieproducten hebben een lagere G dan
de reactanten veranderingen zijn spontaan
(exergonische reactie)
Grootte van ΔG geeft aan hoe volledig de reactie zal
gebeuren : ∆ G=∆ H−T∗∆ S
- Enkel hoe spontaan een reactie gebeurt, niet hoe snel
- Chemische reacties ≠ fysische veranderingen
Katabolisme: biochemische processen in het metabolisme die gepaard gaan
met het vrijstellen van energie door biomoleculen af te breken (ΔG < 0)
1
,Anabolisme: biochemische processen in het metabolisme die gepaard gaan met
het opnemen van energie door biomoleculen uit eenvoudige componenten te
maken (ΔG > 0)
Basisdefinities
Universum: het geheel van materie en energie dat er bestaat
Systeem: een deel ven het universum dat we gaan bestuderen dat tussen
welbepaalde grenzen ligt
- Open systeem: energie + materie uitwisselen met de omgeving
- Gesloten systeem: energie uitwisselen met de omgeving
- Geïsoleerd systeem: geen uitwisseling met de omgeving
Omgeving: de rest van het universum
Energie (E): de mogelijkheid om arbeid (W) te verrichten
- Kan overgedragen worden als warmte (q) (niet gecreëerd of vernietigt
worden
o Warmte afgeven q = negatief
o Warmte opnemen q = positief
Systeem oefent arbeid uit op de omgeving W = negatief
Omgeving oefent arbeid uit op het systeem W = positief
Standaardomstandigheden°: 298 K; 1 bar = 100000 Pa; 1,00 mol/l
Biochemische standaardomstandigheden°’: 310 K; 1,00 * 10-7 mol/l
Enthalpie: ΔH
Inwendige energie en enthalpie
Inwendige energie: de energie die het systeem zelf bezit (in de moleculen zelf)
- Moeilijk te meten dus meten de verandering van inwendige energie (ΔU)
- Verandering van inwendige energie uitwisseling van energie met de
omgeving
Eerste hoofdwet van de thermodynamica = wet van behoud van energie
ΔU = q + w
∆ U universum=∆ U omgeving +∆ U systeem=0 (voor geïsoleerde systemen: ∆ U systeem=0 )
Arbeid neemt verschillende vormen aan
Processen waarbij gassen betrokken zijn: expansie-arbeid
o Uitzetten van het systeem als er gas wordt gevormd (arbeid op
omgeving)
o Inkrimpen van het systeem als er gas verdwijnt (arbeid op systeem)
o w=− pex∗∆ V (pex = de uitwendige druk) uitgedrukt in joule
o 1 cal = 4184 Joule = de nodige warmte om 1 gram zuiver water 1 °C
te laten stijgen
∆ U + p∗∆ V =q
Enthalpie: een praktische thermodynamische grootheid die vermijdt steeds
volumeveranderingen te meten
H=U + pV ∆ H =∆ U + p∗∆ V =q
De warmte die uitgewisseld wordt tussen een systeem en de
omgeving is gelijk aan de verandering in enthalpie van het
systeem
- ΔH < 0 : warmte afgegeven aan de omgeving exotherme reactie
- ΔH > 0 : warmte opgenomen uit de omgeving endotherme reactie
2
, Enthalpie meten: calorimetrie
Principe: experimentele bepaling van de reactie-enthalpie van een
verbrandingsreactie
Hoe? De reactiewarmte wordt geabsorbeerd door een watermantel die zich om
het reactief systeem bevindt deze kan gemeten worden
Warmtecapaciteit is belangrijk stofafhankelijk
- Def. de hoeveelheid warmte per mol stof opgenomen om zijn temperatuur
te verhogen met 1 graad (is verschillend voor elke stof)
q=C p ∆ T en ∆ H =q (warmtecapaciteit onder constante druk)
Dus temperatuur en warmte zijn niet hetzelfde (voor dezelfde temperatuur
stijging is er bij iedere stof een andere hoeveelheid warmte nodig)
Rekenen met enthalpie-waarden: De wet van Hess
De reactie-enthalpie kan berekend worden als som van de reactie-
enthalpie van de deelreacties
Enthalpie is een extensieve grootheid (afhankelijk van de hoeveelheid stof)
en toestandsfunctie (reactie-enthalpie is onafhankelijk van de gevolgde
weg, enkel van de begin- en eindtoestand)
∆ H totaal =∆ H deelreactie1 +∆ H deelreactie2
De vormingsenthalpie
Als referentiepunt gebruikt
De vorming van 1 mol van een enkelvoudige zuivere stof bij 1 bar en
298,15 K = 0
Element komt in zijn meest stabiele toestand voor
1 stof kan in verschillende fase een andere enthalpie hebben
Concept van enthalpie toegepast door het menselijk lichaam om de
lichaamstemperatuur te reguleren
Zweet produceren die dan gaat verdampen, damp heeft een hogere
enthalpie dus zal water van het lichaam nodig hebben om te kunnen
verdampen
°
∆ H f = enthalpieverandering bij de vorming van 1 mol van een verbinding uit zijn
elementen
- De wet van Hess laat toe om uit de vormingsenthalpieën van reagentia en
producten, rechtstreeks de enthalpieverandering van om het even welke
reactie te berekenen
- ∆ H reactie =∑ v p ∆ H ° f producten −∑ v r ∆ H ° f reagentia
°
Enthalpie uit het aantal stabiele bindingen een molecule en de mate van
stabiliteit
- Hoe sterker en stabieler de bindingen, hoe lager de energie-inhoud van de
molecule, hoe lager de vormingsenthalpie
Entropie: ΔS
Een maat voor wanorde
In spontane processen wanorde neemt toe
Tweede hoofdwet van de thermodynamica: de entropie van het universum
neemt bij elk spontaan proces toe
3
