1

CHEMIA MEDYCZNA – wykład 1

UKŁADY BIOLOGICZNE JAKO UKŁADY OTWARTE

Żywe organizmy podlegają prawom chemii i fizyki:

→

chemia żywych organizmów opiera się prawie wyłącznie na związkach węgla

→

zależy od reakcji przebiegających prawie wyłącznie w roztworach wodnych i w określonej

temperaturze

→

komórki są bardziej złożone niż jakikolwiek układ chemiczny

→

chemia komórki jest zdominowana przez cząsteczki polimerowe

→

komórka wykształciła mechanizmy kontrolne, zapewniające zachodzenie wszystkich reakcji

chemicznych we właściwym miejscu i czasie.

TERMODYNAMIKA CHEMICZNA

Układ / Otoczenie:

→

parametry stanu: p, V, T, n

[T – temperatura bezwzględna, n – skład]

→

stan równowagi – układ znajduje się w stanie równowagi, jeżeli jego parametry nie zależą od czasu

→

proces odwracalny – może zachodzić w obu kierunkach nie pozostawiając zmian w otoczeniu

→

funkcje termodynamiczne: U, H, S, F, G

[U – energia wewnętrzna, H – entalpia, S – entropia, F – energia swobodna, G – entalpia

swobodna; H, S, G – w organizmach żywych].

Zmiana energii układu:

→

otwarte

[wymiana z otoczeniem energii i masy]

→

zamknięte

[wymiana energii]

→

izolowane

[brak wymiany energii i masy]

→

adiabatyczne

[wymiana energii na sposób pracy]

.

Układy biologiczne są układami otwartymi.

Kierunek wymiany energii:

→

reakcje egzoergiczne ΔG<0

→

reakcje endoergiczne ΔG>0

Sposób przekazywania energii:

→

wymiana na sposób ciepła (Q)

→

wymiana na sposób pracy (W).

Efekt energetyczny reakcji (wymiana na sposób ciepła):

→

reakcja egzotermiczna ΔH<0

→

reakcja endotermiczna ΔH>0

Zmiana entalpii jest równa różnicy między entalpią produktów i entalpią substratów i nie zależy od drogi
przemiany.

→

niektóre przemiany są możliwe, ponieważ zmienia się sposób uporządkowania, czyli entropia (S)

→

układ dąży do stanu o minimalnej energii i maksymalnym nieuporządkowaniu

→

równanie Gibbsa-Helmholtza

ΔG = ΔH – TΔS

ΔG<0

ΔG=0

[ΔG – zmiana entalpii swobodnej]

[warunek samorzutności reakcji]

[stan równowagi termodynamicznej]

ΔG = ΔH – TΔS ΔG<0

→

ΔH<0 i ΔS>0

samorzutna

→

ΔH<0 i ΔS<0

samorzutna w niskich T

→

ΔH>0 i ΔS>0

samorzutna w wyższych T, zależy od ΔS

→

ΔH>0 i ΔS<0

niesamorzutna w dowolnej T

20.02.2009

2

TERMODYNAMIKA BIOCHEMICZNA

→

kierunek reakcji przewidujemy w oparciu o zmiany entalpii swobodnej

→

w organizmach żywych procesy endoergiczne (ΔG

1

>0) są możliwe i zachodzą dzięki sprzężeniu przez

wspólny reagent (np. ATP) z procesami egzoergicznymi (ΔG

2

<0)

|ΔG

1

|<|ΔG

2

|.

→

procesy fizjologiczne są endoergiczne (transport substancji przez błonę komórkową wbrew

gradientowi stężeń, przewodzenie impulsów nerwowych, skurcz mięśni, synteza makrocząsteczek)

→

energia potrzebna do przeprowadzenia tych procesów jest zmagazynowana w cząsteczkach typu ATP

i jej pierwotnym źródłem jest energia słoneczna przekształcana przez rośliny w energię chemiczną
w procesie fotosyntezy

→

energia zmagazynowana w pokarmach może być przekazana procesom endoergicznym nie

bezpośrednio, lecz poprzez utlenianie, w którym jest przekształcona w wiązania bogate w energię
(związki wysokoenergetyczne np. ATP).

RÓWNOWAGA CHEMICZNA, KINETYKA CHEMICZNA

KINETYKA CHEMICZNA

→

entalpia swobodna wyznacza zarówno kierunek procesu, jak i stan jego równowagi

→

ujemna wartość ΔG oznacza, że reakcja jest samorzutna, nie oznacza jednak, że będzie przebiegała

z wystarczającą szybkością

→

szybkością reakcji chemicznych zajmuje się kinetyka chemiczna.

→

Teoria zderzeń: aby zderzenie było zderzeniem efektywnym, a więc aby doprowadziło do zajścia

reakcji, reagujące cząsteczki muszą posiadać energię większą od pewnej określonej energii
granicznej, czyli energię aktywacji. Energia aktywacji jest różna dla różnych reakcji.

→

Teoria kompleksu aktywnego: cząsteczki w chwili zetknięcia tworzą kompleks przejściowy, który

posiada energię niezbędną do zajścia reakcji i który rozpadając się może dawać zarówno produkty jak
i substraty.

Stan: początkowy wzbudzony końcowy

Stan: początkowy wzbudzony końcowy

Zmiany energii w reakcji egzoergicznej

Zmiany energii w reakcji endoergicznej

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do ilości cząsteczek posiadających energię większą od
energii aktywacji.

RÓWNOWAGA CHEMICZNA

→

wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne

aA + bB

cC + dD

→

w stanie równowagi nie obserwujemy zmian w ilości poszczególnych składników reakcji (substratów

i produktów), chociaż reakcja przebiega w obu kierunkach

→

układ znajduje się w stanie równowagi, jeżeli jego parametry nie zależą od czasu

→

zmiana parametrów w czasie oznacza przejście układu z jednego do innego stanu równowagi.

G – entalpia

swobodna

G

s

–

początkowa

entalpia

swobodna

G

p

–

końcowa

entalpia

swobodna

3

KINETYKA CHEMICZNA

→

reakcja odwracalna, jednoetapowa, w stałej T

aA + bB

cC + dD

→

każda reakcja przebiega z określoną szybkością

V

1

= k

1

[A]

a

[B]

b

równanie kinetyczne

[k

1

– stała szybkości reakcji, [A] i [B] – stężenie molowe substratów]

→

miarą szybkości reakcji jest zmiana stężenia substratu lub produktu w jednostce czasu.

aA + bB

cC + dD

V

1

= k

1

[A]

a

[B]

b

V

2

= k

2

[C]

c

[D]

d

Szybkość danej reakcji chemicznej zależy od:

→

stężenia substratów

→

temperatury (im wyższa T, tym większa V

[szybkość]

)

T = 309,75 K = const.

→

obecności katalizatora

[ostatnie dwa czynniki są zależne od k]

V

1

= k

1

[A]

a

[B]

b

V

2

= k

2

[C]

c

[D]

d

k

1

[A]

a

[B]

b

= k

2

[C]

c

[D]

d

k

1

[C]

c

[D]

d

k

2

[A]

a

[B]

b

stała równowagi dynamicznej

k

{

= K

=

Elementy farmakokinetyki:

→

szybkość wchłaniania i wydalania leków

określa zmiany w ich stężeniu w płynach
ustrojowych (farmakokinetyka)

→

stężenie leku determinuje efekt jego

działania (w tym efekt terapeutyczny)

→

odpowiednie stężenie zapewnione jest

przez odpowiednie dawkowanie.

Poziom leku w tkance docelowej
(efekt terapeutyczny) jest wypadkową:
→ absorpcji

→ dystrybucji

→ metabolizmu

→ wydalania

Każdy proces o określonych wartościach k.

4

RÓWNOWAGA CHEMICZNA

[C]

c

[D]

d

k

1

[A]

a

[B]

b

k

2

→

stała równowagi dynamicznej dla danej reakcji chemicznej zależy wyłącznie od temperatury

→

T = const. → K = const.

→

stała równowagi nie zależy od stężeń reagentów.

Podwyższenie / obniżenie temperatury układu:

→

ΔH<0 reakcja egzotermiczna

T ↑ (stan ← i K↓)

T↓ (stan → i K↑)

→

ΔH>0 reakcja endotermiczna

T ↑ (stan → i K↑)

T↓ (stan ← i K↓)

N

2

(g) + 3H

2

(g)

2NH

3

(g)

[NH

3

]

2

[H

2

]

3

[N

2

]

a) rozpoczynamy reakcję od mieszaniny wodoru i azotu; reakcja osiągnie stan równowagi dynamicznej

– układ będzie zawierał wodór, azot i amoniak w określonych stężeniach

b) jeśli rozpoczniemy od amoniaku, to po pewnym czasie osiągnięty zostanie również stan równowagi

dynamicznej – układ będzie zawierał H

2

, N

2

, NH

3

.

Reguła Le Châtelier:

N

2

(g) + 3H

2

(g)

2NH

3

(g)

H

2

↑

[NH

3

]

2

[H

2

]

3

[N

2

]

N

2

↓ NH

3

↑ H

2

↓

Reguła Le Châtelier-Brauna
(reguła przekory):

→

określa kierunek przesunięcia stanu równowagi

→

jeżeli na układ w stanie równowagi działa jakiś czynnik

zewnętrzny, to w układzie zajdą zmiany, które
spowodują zniesienie wpływu tego czynnika.

→

zmniejszenie stężenia jednego z reagentów

[K = const.]

→

zmniejszenie/zwiększenie objętości układu na skutek zwiększenia/zmniejszenia ciśnienia

[K = const.]

→

podwyższenie/obniżenie temperatury układu

[K ≠ const!]

.

aA + bB

cC + dD

Na wydajność reakcji (przesunięcie równowagi w prawo) mogą wpływać:

→

nadmiar jednego z substratów / usuwanie jednego z produktów

→

ogrzewanie układu dla reakcji endotermicznej, ochładzanie dla reakcji egzotermicznej

→

wzrost ciśnienia dla reakcji ze zmniejszeniem objętości reagentów.

K =

=

K =

k

1

[H

2

]

3

[N

2

] = k

2

[NH

3

]

2

a)

b)

K =

= const

5

→

katalizator przyspiesza osiągnięcie stanu

równowagi dynamicznej.

hydroliza sacharozy

energia

aktywacji[kJ/mol]

w środowisku kwaśnym

1090

enzymatyczna

46

RÓWNOWAGA BIOCHEMICZNA

Reakcje asocjacji i dysocjacji tlenu z hemoglobiny:

H

2

O + HHb + O

2

HbO

2

–

+ H

3

O

+

[HbO

2

–

][H

3

O

+

]

[O

2

][HHb]

→

wysokie ciśnienie parcjalne tlenu w płucach sprzyja przesunięciu równowagi w prawo

→

zwiększenie stężenia jonów hydroniowych w tkankach umożliwia dysocjację oksyhemoglobiny.

KATALIZA

→

katalizator uczestniczy w reakcji, ale pozostaje

niezmieniony

→

katalizator obniża energię aktywacji

Stan: początkowy wzbudzony końcowy

Zmiany energii w reakcji egzoergicznej

Kataliza homo- i heterogeniczna:

→

Kataliza homogeniczna zachodzi w układach jednorodnych – katalizator występuje w tej samej fazie,

co reagujące substancje, np. hydroliza sacharozy przebiega szybciej w środowisku kwaśnym

→

Kataliza heterogeniczna zachodzi w układach niejednorodnych – katalizator stanowi odrębną fazę

układu, np. kataliza kontaktowa.

Kataliza enzymatyczna:

→

Enzymy – katalizatory białkowe odpowiedzialne za

przyspieszanie procesów biochemicznych w organizmie
żywym

→

obniżenie energii aktywacji

→

enzymy przyspieszają jedynie reakcje

termodynamicznie możliwe (ΔG<0).

Termodynamika a porządek biologiczny:

→

II zasada termodynamiki mówi, że każdy układ

dąży do wzrostu nieuporządkowania (entropii)

→

żywe komórki wytwarzają stan uporządkowania

wykorzystując entalpię swobodną, zawartą
w związkach będących pożywieniem i dzięki uwalnianiu jej w postaci energii cieplnej

→

organizmy są układami otwartymi.

K =

hemoglobina

oksyhemoglobina

6

UZUPEŁNIENIE (wykład 2 – 27.02.2009)

Zmiana entalpii swobodnej a stała równowagi:

→

w celu porównania zmienności funkcji termodynamicznych w różnych reakcjach, ustalono warunki

standardowe: T = 298 K = 25ºC oraz p = 1013 hPa, stężenia reagujących substancji = 1 mol/dm

3

→

zmiana entalpii swobodnej w warunkach standardowych:

ΔG

0

= – R T ln K = – 5,71 log K (R = 8,31 J/mol∙K, T = 298 K)

→

w oparciu o zmiany standardowej entalpii swobodnej możemy obliczyć stałą równowagi reakcji.

W układach biologicznych:

w temperaturze 37ºC, pH=7
ΔG

0’

= – 5,94 log K

(ΔG

0

= – 5,71 log K)

np. glukozo-1-P

glukozo-6-P

ΔG

0’

= – 7,3 kJ/mol

K = 10

7,3/5,94

= 10

1,23

= 17

reakcja osiągnie stan równowagi, gdy:

K =

= 17

→

reakcje endoergiczne mogą zachodzić dzięki sprzężeniu z reakcjami egzoergicznymi

ATP + H

2

O

ADP + P

ΔG

0

= – 30,6 kJ/mol

kreatyna + P

kreatyna-P + H

2

O

ΔG

0

= + 43,1 kJ/mol

fruktozo-6-P + P fruktozo-1,6-di-P + H

2

O

ΔG

0

= + 16,7 kJ/mol

[glukozo-6-P]

[glukozo-1-P]