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Une question sur l'entropie et la thermodynamique

Une question sur l'entropie et la thermodynamique


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Selon la deuxième loi de la thermodynamique (également connue sous le nom de lois de conversation de l'énergie et de la masse), tout ce qui est un système isolé ne peut pas augmenter en complexité. Par exemple, un costume finira par se décomposer.

Maintenant, nous savons que le soleil (et le manteau terrestre) pompe de l'énergie dans le système, de sorte que la terre n'est pas un système fermé. Cependant, le soleil envoie un rayonnement dangereux qui nuit et même tue les bactéries.

Je suis un défenseur de l'évolution, mais comment l'entropie peut-elle commencer quand l'énergie brute, non protégée du soleil, est la lumière ultraviolette. Comme les molécules biologiques nécessitent des acides aminés, des protéines, de l'ADN et de l'ARN, il est intenable lorsque la lumière UV radioactive tue les bactéries simples.

Je suis bien conscient que le corps humain est une machine très complexe. Ce n'est pas le problème. Ma question concerne la première cellule (matériau inorganique) d'où germerait la vie, telle que nous la connaissons. Cette matière inorganique (soupe qui a pris vie) n'aurait pas été très complexe du tout. Comment a-t-il survécu aux diverses chaleurs du soleil dans lesquelles se décomposent toutes les formes de vie primitives ?

Source, s'il vous plaît.


La relation entre les lois de la thermodynamique et les dangers de la lumière UV n'est pas claire dans votre question, mais si je comprends bien, votre raisonnement est le suivant :

1) Les lois de la thermodynamique disent que l'ordre ne peut pas augmenter dans un système isolé, excluant la vie. 2) La vie existe de toute façon car la Terre n'est pas un système isolé : elle reçoit de l'énergie du Soleil 3) Par conséquent, l'énergie reçue du Soleil est nécessaire pour la vie 4) Cependant, les rayons du Soleil contiennent aussi de la lumière UV, qui serait fatale aux formes de vie primitives 5) Cela conduit à une contradiction, comment la résoudre ?

La réponse à la question ainsi posée est qu'il y a un défaut dans les points 2 et 3. Il est vrai que la vie a besoin d'apports d'énergie pour exister. Il est également vrai que la Terre reçoit de l'énergie du Soleil et que c'est la principale source d'énergie qui alimente la biosphère moderne. Cependant, ce n'est pas la seule source d'énergie que la vie peut utiliser pour fonctionner ; certains organismes génèrent de l'énergie à partir de réactions chimiques telles que l'oxydation du sulfure d'hydrogène en soufre. Vous évoquez vous-même "le manteau terrestre" comme source d'énergie possible, ce qui est… La réponse à votre question :)

https://bio.libretexts.org/Bookshelves/Introductory_and_General_Biology/Book%3A_Introductory_Biology_(CK-12)/02%3A_Cell_Biology/2.24%3A_Chemosynthèse

Je crois qu'il est généralement admis que, même si les premiers organismes ont obtenu leur énergie, ils n'auraient pas utilisé la photosynthèse et auraient donc parfaitement pu se développer à l'abri de la lumière du soleil et des rayons UV nocifs. Voir par exemple cet article sur l'évolution de la photosynthèse, qui décrit le consensus selon lequel il s'agit d'un processus très ancien qui a évolué peu de temps après l'origine de la vie :

https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pmc/articles/PMC2949000/

Voici une hypothèse sur l'origine de la vie qui suggère que la première vie a utilisé la chimiosynthèse, et se serait en fait produite dans des cheminées hydrothermales - à peu près aussi loin de la lumière du soleil que possible :

https://m.youtube.com/watch?v=3jW9dH6NOQ0


Quelques questions de base sur l'entropie [fermé]

Vous voulez améliorer cette question ? Mettez à jour la question afin qu'elle se concentre sur un seul problème en éditant ce message.

J'ai regardé cette vidéo pour comprendre l'entropie et j'ai quelques questions de suivi.

  1. Donc si je comprends bien les choses, l'entropie est une mesure de la probabilité d'un état d'entropie donné? Si tel est le cas, alors nous pourrions dire que, sémantiquement, une tasse de café fraîche avec de l'eau chaude à l'intérieur a une faible entropie, et une tasse tiède avec de l'eau tiède à l'intérieur a une (plus) entropie élevée ?
  2. Je comprends que la chance que quelque chose se passe visiblement plus chaud est statistiquement improbable. Cependant, les quanta d'énergie qui sautent ne signifieraient-ils pas qu'il y a des fluctuations constantes de la chaleur ? c'est-à-dire : si vous aviez un thermomètre suffisamment précis dans l'eau chaude, vous seriez en mesure de voir la température monter et descendre de façon infinitésimale (tout en diminuant) ?


Entropie en termes d'énergie non disponible pour travailler

L'entropie augmente lorsque les organismes utilisent la nourriture comme source d'énergie et effectuent un travail, comme dans le cadre de l'effort humain. Des molécules complexes et ordonnées telles que le glycogène stocké dans le tissu musculaire sont utilisées comme source d'énergie pour effectuer le travail et sont également converties en chaleur métabolique qui est libérée dans l'environnement. Parce que l'énergie nutritive ne peut pas être convertie en travail par les cellules à 100% d'efficacité, une partie de l'énergie n'est pas disponible pour le travail. « L'énergie indisponible pour travailler » est une définition de l'entropie.

La vie nécessite un apport constant d'énergie pour maintenir l'ordre, et sans énergie, les structures complexes des systèmes vivants n'existeraient pas. Le flux constant d'énergie nécessaire au maintien d'un système vivant augmente l'entropie. Caïn et al. (2009) illustrent ce principe à l'aide d'une remise à outils, non entretenue et délabrée, en cours de restauration par l'effort humain (énergie et travail voir figure 2).

Le désordre d'un système a tendance à augmenter à moins qu'il ne soit contré par un apport d'énergie. Les systèmes organisés sans surveillance, tels que cette remise à outils en bois, ont tendance à perdre leur ordre et à se désorganiser. Un apport d'énergie, ici sous forme d'effort humain, est nécessaire pour maintenir l'ordre et l'organisation structurelle (After Cain et al., 2009).

Le désordre d'un système tend à augmenter à moins qu'il ne soit contré par un apport d'énergie. Les systèmes organisés sans surveillance, tels que cette remise à outils en bois, ont tendance à perdre leur ordre et à se désorganiser. Un apport d'énergie, ici sous forme d'effort humain, est nécessaire pour maintenir l'ordre et l'organisation structurelle (After Cain et al., 2009).


Lois de la thermodynamique en bioénergétique (avec schéma)

La thermodynamique est l'étude des changements d'énergie, c'est-à-dire la conversion de l'énergie d'une forme en une autre. De tels changements obéissent aux deux premières lois de la thermodynamique.

La première loi de la thermodynamique:

La première loi concerne la conversion de l'énergie au sein d'un « système », où un système est défini comme un corps (par exemple, une cellule ou un organisme) et son environnement.

Cette loi, qui s'applique aux systèmes biologiques et non biologiques, stipule ce qui suit : L'énergie ne peut pas être créée ou détruite mais peut être convertie d'une forme en une autre : lors d'une telle conversion, la quantité totale d'énergie du système reste constante. .

Cette loi s'applique à tous les niveaux d'organisation du monde vivant, elle s'applique aux organismes, aux cellules, aux organites et aux réactions chimiques individuelles qui caractérisent le métabolisme. En pratique, il est difficile de mesurer l'énergie possédée par les cellules (c'est-à-dire de limiter le "système" à une cellule individuelle), car l'énergie peut s'échapper dans l'environnement entourant la cellule pendant la mesure.

De même, l'énergie peut être acquise par la cellule à partir de son environnement par exemple, une cellule en photosynthèse absorbe l'énergie de son environnement sous forme de lumière. L'acquisition d'énergie par une cellule à partir de son environnement (ou sa perte dans l'environnement) ne doit pas être confondue avec la destruction ou la création d'énergie, ce qui, selon la première loi de la thermodynamique, ne se produit pas.

D'un point de vue biologique, la première loi de la thermodynamique indique qu'à un instant donné une cellule possède une certaine quantité d'énergie.

Cette énergie prend plusieurs formes, elle comprend :

(1) Énergie potentielle (par exemple, l'énergie des liaisons qui relient les atomes entre eux dans une molécule ou les relations pression-volume au sein de la cellule dans son ensemble ou dans les composants intracellulaires enfermés dans une membrane)

(2) L'énergie électrique (par exemple, la distribution de différentes quantités de charge électrique à travers les membranes cellulaires) et

(3) L'énergie thermique (par exemple, les mouvements constants et aléatoires dépendant de la température des molécules et des atomes).

Selon la première loi, ces formes d'énergie peuvent être inter-converties, par exemple, une partie de l'énergie potentielle de la cellule peut être convertie en énergie électrique ou thermique, mais la cellule ne peut pas créer ou détruire d'énergie. Lorsqu'une cellule décompose un polysaccharide pour finalement former du CO2 et H2O, une partie de l'énergie potentielle présente dans les glucides est conservée sous forme d'énergie potentielle en phosphorylant l'ADP, formant ainsi de l'ATP.

L'ATP ainsi produit représente une nouvelle source d'énergie (et aussi une plus grande utilité immédiate pour la cellule). Cependant, toute l'énergie de l'hydrate de carbone d'origine n'est pas conservée en tant qu'énergie potentielle, une partie devient de l'énergie thermique et est transférée à l'environnement sous forme de chaleur. Il est important de reconnaître qu'aucune énergie n'est détruite et qu'il devrait être possible de tenir compte de toute l'énergie présente à l'origine dans le polysaccharide sous d'autres formes au sein du système (c'est-à-dire dans l'ATP qui est produit et dans la chaleur qui est publié).

La deuxième loi de la thermodynamique:

La première loi de la thermodynamique nous dit que l'énergie totale d'un système isolé constitué d'une cellule (ou d'un organisme) et de son environnement est la même avant et après une série d'événements ou de réactions chimiques. Ce que la première loi ne nous dit pas, c'est la direction dans laquelle se déroulent les réactions.

Ce problème peut être illustré à l'aide d'un exemple simple. Supposons que nous placions un petit cube de glace dans un litre d'eau chaude, scellons la combinaison dans un récipient isolé (par exemple, une bouteille sous vide) et laissons le système (c'est-à-dire la glace et l'eau) atteindre un équilibre.

Dans un tel système, on ne serait pas surpris de constater que la glace fond et que cela s'accompagne d'une diminution de la température de l'eau. Lorsque nous examinons plus tard le système, nous constatons qu'il ne nous reste que de l'eau (pas de glace) et que l'eau est à une température réduite.

Le flux de chaleur, qui est de l'énergie thermique, de l'eau chaude à trois fois provoquant ainsi la fonte de la glace est spontané et l'énergie qui est "perdue" par l'eau est "gagnée" par la fonte des glaces de sorte que le l'énergie totale du système reste la même.

On ne s'attendrait certainement pas à ce que de la glace se forme spontanément dans un système scellé contenant de l'eau chaude, même si une telle éventualité n'est pas interdite par la première loi. Par conséquent, les leçons importantes à tirer de cette illustration sont que les changements d'énergie ont une direction et peuvent être spontanés.

Pour anticiper la spontanéité d'une réaction et prédire sa direction, il faut prendre en compte une fonction appelée entropie. L'entropie est une mesure du degré d'aléatoire ou de désordre d'un système, l'entropie augmentant avec l'augmentation du désordre. En conséquence, la deuxième loi de la thermodynamique stipule : Dans tous les processus impliquant des changements d'énergie au sein d'un système, l'entropie du système augmente jusqu'à ce qu'un équilibre soit atteint.

Dans l'illustration qui a été présentée ci-dessus, la distribution hautement ordonnée de l'énergie (c'est-à-dire de grandes quantités d'énergie dans l'eau chaude et de plus petites quantités d'énergie dans la glace) a été perdue lorsque la glace a fondu pour former de l'eau. Dans l'eau chaude résultante, l'énergie était répartie de manière plus aléatoire et uniforme entre les molécules d'eau.

Les unités d'entropie sont J/mole (ou cal/mole), indiquant que l'entropie est mesurée en termes de quantité de substance présente. Lorsque des nombres égaux de moles d'un solide, d'un liquide et d'un gaz sont comparés à la même température, le solide a moins d'entropie que le liquide et le liquide a moins d'entropie que le gaz (l'état gazeux est l'état de plus grand désordre).

L'entropie peut être considérée comme l'énergie d'un système qui n'a aucune valeur pour effectuer un travail (c'est-à-dire qu'elle n'est pas de l'énergie « utile »). Par exemple, le catabolisme du saccharose ou d'autres sucres par une cellule s'accompagne de la formation d'ATP riche en énergie.

Bien que superficiellement, il puisse sembler que l'énergie utile a augmenté sous la forme d'ATP gagné par la cellule, la quantité totale d'énergie utile a en fait diminué et la quantité d'énergie non disponible a augmenté. Il est vrai qu'une partie de l'énergie potentielle du sucre a été convertie en énergie potentielle sous forme d'ATP, mais une partie a également été convertie en énergie thermique, ce qui tend à élever la température de la cellule et donc son entropie.

Les suggestions selon lesquelles les cellules peuvent diminuer l'entropie en effectuant la photosynthèse sont trompeuses. S'il est vrai que lors de la photosynthèse, les cellules convertissent des molécules avec très peu d'énergie potentielle (CO2 et H2O) en molécules plus grosses avec beaucoup plus d'énergie potentielle (sucres) et qu'il y a une diminution concomitante de l'entropie de la cellule, l'énergie sous forme de lumière a été absorbée par l'environnement de la cellule.

Étant donné que l'énergie lumineuse consommée pendant la photosynthèse fait partie de l'ensemble du système (c'est-à-dire la cellule et son environnement), il est clair qu'il y a eu en fait une diminution globale de l'énergie utile et une augmentation de l'entropie (voir Fig. 9-4 ).

Le changement d'entropie au cours d'une réaction peut être assez faible. Par exemple, lorsque le saccharose subit une hydrolyse pour former les sucres glucose et fructose, une grande partie de l'énergie potentielle du saccharose d'origine est présente dans les molécules de glucose et de fructose résultantes. Les changements d'entropie sont extrêmement difficiles à calculer, mais la difficulté peut être contournée en employant deux autres fonctions thermodynamiques : l'enthalpie ou contenu calorifique (notée H) et l'énergie libre (notée G).

Le changement d'enthalpie d'un système (∆H) est une mesure du changement total d'énergie qui a eu lieu, tandis que le changement d'énergie libre (∆G) est le changement de la quantité d'énergie disponible pour effectuer un travail. Les changements d'entropie (∆S), d'enthalpie et d'énergie libre sont liés par l'équation dans laquelle T est la température absolue du système.

Le changement d'énergie libre peut également être défini comme la quantité totale d'énergie libre dans les produits d'une réaction moins la quantité totale d'énergie libre dans les réactifs, c'est-à-dire

∆G = G (produits) – G(réactifs) …(9-2)

Une réaction qui a une valeur de ∆G négative (c'est-à-dire que la somme de l'énergie libre des produits est inférieure à celle des réactifs) se produira spontanément, une réaction pour laquelle le ∆G est nul est à l'équilibre et une réaction qui a une valeur AG positive ne se produira pas spontanément et ne se produira que lorsque l'énergie est fournie par une source extérieure.

L'hydrolyse du saccharose

Saccharose + H2O → glucose + fructose

a une valeur AG négative, et donc lorsque le saccharose est ajouté à l'eau, il y a la conversion spontanée de certaines des molécules de saccharose en glucose et en fructose. Cependant, la réaction inverse

glucose + fructose →saccharose + H2O

a une valeur ∆G égale mais positive et ne se produit donc pas sans apport d'énergie. Par conséquent, une attention particulière doit être accordée au sens dans lequel la réaction est écrite (c'est-à-dire le sens de la flèche) et au signe de la valeur ∆G. Si 5 moles de saccharose sont mélangées avec de l'eau, la formation de glucose et de fructose aura lieu spontanément et le G peut être déterminé, cette valeur est, bien entendu, supérieure à si 4 ou 2 miles de saccharose sont utilisés.

Ainsi, les valeurs de ∆G dépendent des quantités et des concentrations de réactifs et de produits. Des normes de référence plus uniformes qui ont été établies par convention sont les variations d'énergie libre standard, les valeurs ∆G 0 et ∆G 0 ‘. ∆G 0 représente le changement d'énergie libre qui se produit lorsque les réactifs et les produits sont maintenus à des concentrations de 1,0 molaire (à proprement parler, 1,0 molaire) au cours de la réaction et que la réaction se déroule dans des conditions standard de température (25°C) et pression (1 atmosphère) et à pH 0,0.

La valeur ∆G 0 ‘ est un terme beaucoup plus pratique pour une utilisation avec des systèmes biologiques dans lesquels les réactions ont lieu dans un environnement aqueux et à un pH qui est généralement égal ou proche de 7,0. La valeur ∆G 0 ‘ est définie comme le changement d'énergie libre standard qui a lieu à pH 7,0 lorsque les réactifs et les produits sont maintenus à une concentration molaire de 1,0 (tableau 9-2).

Les changements d'énergie libre standard sont indépendants du chemin qui mène des réactifs initiaux aux produits finaux. Par exemple, le glucose peut être converti en dioxyde de carbone et en eau soit par combustion en présence d'oxygène, soit par l'action d'enzymes cellulaires.

Les changements d'énergie libre standard sont les mêmes, quelle que soit la méthode utilisée, ainsi, la valeur du changement d'énergie libre standard ne fournit aucune information sur la séquence de réaction par laquelle le changement a eu lieu. De même, les valeurs obtenues pour les changements d'énergie libre standard ne nous disent rien sur la vitesse à laquelle les changements ont eu lieu.

Le ∆G 0 ‘ peut être calculé à partir de la constante d'équilibre, K’éq, d'une réaction utilisant la relation

Où R est la constante de gaz (8,314 J/mole/degré), T est la température absolue (en degrés Kelvin), et K’éq est la constante d'équilibre. Le tableau 9-3 répertorie un certain nombre de valeurs ∆G 0 ‘ pour les réactions courantes.

La constante d'équilibre est définie comme

Où [A] et [J3] sont les concentrations des réactifs et [C] et [D] sont les concentrations des produits. Si la constante d'équilibre est de 1,0, la valeur ∆G 0 ‘ est égale à zéro. Si la constante d'équilibre est supérieure à 1,0, alors la valeur ∆G 0 ‘ est négative (par exemple, -11,41 kJ/mole pour un K’éq valeur de 100), et la réaction est dite exergonique (c.

Quand le K’éq est inférieure à 1,0, la valeur ∆G 0 ‘ est positive (par exemple, 5,71 kJ/mole pour un K’éq de 0,1), et la réaction est dite endergonique (c'est-à-dire " consommatrice d'énergie ") car elle ne se déroule pas spontanément dans le sens indiqué lors du démarrage avec des concentrations unimolaires de réactifs et de produits.

Les calculs des valeurs AG 0 ‘ sont généralement basés sur des mesures expérimentales de réactions isolées, c'est-à-dire avec des réactions qui se déroulent indépendamment des autres réactions et qui ne sont pas associées à des cellules. Les valeurs ∆G 0 et ∆G 0 ‘ ne fournissent pas d'informations sur les changements d'énergie libre des réactions car ils peuvent avoir lieu dans les cellules ou dans des conditions dans lesquelles les concentrations de réactifs et d'actes de prod, le pH, etc., peuvent changer. Ceci peut être illustré de façon spectaculaire en considérant l'exemple suivant. A pH 7,0 et 25°C, la constante d'équilibre pour la réaction phosphate de dihydroxyacétone → glycéraldéhyde-3-phosphate est de 0,0475. Par conséquent, en utilisant l'équation 9-3,

= – 2,303 (8,314 J/mole/degré) (298) log10 (0.0475)

La valeur positive indique que cette réaction ne se déroule pas spontanément dans le sens écrit. Cependant, dans les cellules, cette réaction n'est que l'une d'une série de réactions dans une voie métabolique appelée glycolyse. D'autres réactions de glycolyse qui se produisent avant celle-ci et qui ont des valeurs G 0 ‘ négatives produisent un substrat supplémentaire (c'est-à-dire du phosphate de dihydroxyacétone) et des réactions avec des valeurs ∆G 0 ‘ négatives qui se produisent après cette étape éliminent le produit glycéraldéhyde -3-phosphate.

En conséquence, la réaction se déroule dans le sens écrit dans les conditions spécifiées ci-dessus, même si la valeur ∆G 0 ‘ est positive. Cet exemple illustre le point important selon lequel la valeur ∆G 0 ‘ pour une réaction biologique spécifique ne peut pas être utilisée pour prédire de manière fiable si cette réaction particulière a réellement lieu dans la cellule.


La première loi de la thermodynamique

La première loi de la thermodynamique stipule que la quantité totale d'énergie dans l'univers est constante et conservée. En d'autres termes, il y a toujours eu et il y aura toujours exactement la même quantité d'énergie dans l'univers. L'énergie existe sous de nombreuses formes différentes. Selon la première loi de la thermodynamique, l'énergie peut être transférée d'un endroit à l'autre ou transformée en différentes formes, mais elle ne peut pas être créée ou détruite. Les transferts et les transformations d'énergie ont lieu tout le temps autour de nous. Les ampoules transforment l'énergie électrique en énergie lumineuse et thermique. Les poêles à gaz transforment l'énergie chimique du gaz naturel en énergie thermique. Les plantes effectuent l'une des transformations énergétiques les plus biologiquement utiles sur Terre : celle de convertir l'énergie de la lumière solaire en énergie chimique stockée dans des molécules organiques (Figure 1). Quelques exemples de transformations d'énergie sont présentés dans (Figure 1).

Figure 1. Voici quelques exemples d'énergie transférée et transformée d'un système à un autre et d'une forme à une autre. La nourriture que nous consommons fournit à nos cellules l'énergie nécessaire à l'accomplissement des fonctions corporelles, tout comme l'énergie lumineuse fournit aux plantes les moyens de créer l'énergie chimique dont elles ont besoin. (crédit « ice cream » : modification d'œuvre par D. Sharon Pruitt crédit « kids » : modification d'œuvre par Max de Providence crédit « leaf » : modification d'œuvre par Cory Zanker)

Le défi pour tous les organismes vivants est d'obtenir de l'énergie de leur environnement sous des formes qu'ils peuvent transférer ou transformer en énergie utilisable pour effectuer un travail. Les cellules vivantes ont très bien évolué pour relever ce défi. L'énergie chimique stockée dans les molécules organiques telles que les sucres et les graisses est transformée par une série de réactions chimiques cellulaires en énergie dans les molécules d'ATP. L'énergie contenue dans les molécules d'ATP est facilement accessible pour effectuer un travail. Des exemples des types de travail que les cellules doivent effectuer comprennent la construction de molécules complexes, le transport de matériaux, l'alimentation du mouvement de battement des cils ou des flagelles, la contraction des fibres musculaires pour créer le mouvement et la reproduction.


Une question sur l'entropie et la thermodynamique - Biologie

Une grande partie de ce que nous étudierons dans ce cours implique des voies de réaction - la conversion d'un composé en un autre et un autre, vers un produit final qui est utilisé de manière structurelle ou fonctionnelle dans un organisme. Afin de comprendre si les réactions qui produisent les produits intermédiaires et finaux se dérouleront, nous devons savoir si les réactions dégagent de l'énergie gratuite ou nécessitent de l'énergie gratuite dans des conditions physiologiques. S'ils dégagent de l'énergie gratuite, ils procéderont sans demander s'ils ont besoin d'énergie, nous devrons comprendre d'où vient l'énergie pour conduire la réaction. C'est la matière de la thermodynamique.

Nous avons observé mardi que la thermodynamique à elle seule ne nous dira pas si une réaction se déroulera dans un délai raisonnable. Si l'énergie d'activation qui sépare les réactifs des produits est suffisamment élevée, le temps nécessaire pour qu'un système arrive à l'équilibre sera suffisamment long pour que la réaction ne se déroule pas pendant la durée de vie d'un organisme. C'est le travail des catalyseurs biologiques - les enzymes - de réduire suffisamment cette énergie d'activation pour rendre la cinétique d'une réaction pratique. La cinétique implique une compréhension de l'énergie, tout comme la thermodynamique. Ainsi, l'application de considérations énergétiques en biochimie implique plus que la thermodynamique - elle implique la cinétique et les façons dont les enzymes modifient la cinétique. Mais pour aujourd'hui, nous allons nous concentrer sur l'énergétique de l'équilibre, c'est-à-dire la thermodynamique.

Les lois de la thermodynamique

  • La première loi de la thermodynamique dit que la l'énergie d'un système fermé est constante.
  • La deuxième loi de la thermodynamique dit que la l'entropie dans un système fermé augmente.

Enthalpie

Propriétés thermodynamiques

Unités

Entropie

Nous avons déjà dit que l'entropie est une mesure du désordre dans un système. L'entropie s'avère proportionnelle au logarithme du nombre de degrés de liberté &Omega dans un système :
S = k Dans &Oméga
k est la constante de Boltzmann, 3,4*10 -24 cal/deg K, ou 1,38*10 -23 joule/deg K.. Nous mesurons souvent l'entropie en unités d'entropie eu = 1 cal/deg K. La constante de gaz R est le produit de la constante d'Avogadro numéro N et k, donc si l'entropie d'une seule molécule est S, alors l'entropie d'une mole du même type de molécules sera N.-É. = R ln Ω.
La deuxième loi de la thermodynamique dit qu'en général l'entropie d'un système fermé va augmenter, c'est-à-dire que pour la plupart l'univers tend vers un plus grand nombre de degrés de liberté ou une plus grande quantité de désordre.
L'entropie d'une seule molécule peut être caractérisée par des méthodes statistiques-mécaniques si la molécule est suffisamment simple. Le tableau suivant, adapté du tableau 2.1 de Zubay's Principes de biochimie, décompose l'entropie du propane liquide en composants de translation, de rotation, de vibration et électroniques :

type d'entropie
kcal/(degK-mol)
traductionnel
36.04
rotationnel
23.38
vibrationnel
1.05
électronique
0.00
Le total
60.47
Ce modèle, dans lequel la majeure partie de l'entropie est translationnelle et rotationnelle, est typique des biomolécules. En revanche, l'enthalpie dans une biomolécule est généralement dominée par les propriétés électroniques. L'entropie translationnelle dépend principalement de (3/2)RlnM r , où M r est le poids moléculaire. Dans une réaction de dimérisation, l'entropie totale diminue, car M r double, mais le logarithme de celui-ci ne double pas - il n'augmente que de ln 2. Ainsi, l'entropie de translation diminue

La rigidité diminue l'entropie, car les structures rigides ne peuvent pas tourner aussi librement et souvent ne peuvent pas vibrer aussi librement.

Entropie en solvatation et liaison aux surfaces

Que se passe-t-il lorsque les molécules entrent en solution ? Les molécules de soluté subissent généralement une augmentation de l'entropie, car elles deviennent libres de se dissocier les unes des autres, et dans le cas des solutés ioniques, les cations peuvent se séparer des anions. D'autre part, les molécules de solvant deviennent fréquemment plus organisées à proximité des molécules de soluté qu'elles ne l'étaient avant l'introduction du soluté, de sorte que leur contribution au changement total d'entropie est souvent négative. L'effet net est souvent légèrement négatif, c'est-à-dire que la solution a une entropie légèrement inférieure à celle des composants séparés.

Lorsqu'une molécule apolaire est ajoutée à l'eau, les molécules d'eau forment souvent une micelle autour de la molécule étrangère. Cette micelle est très ordonnée, donc l'entropie du système diminue.

De nombreuses réactions biochimiques impliquent la liaison de petites molécules à une surface, par ex. la surface d'une protéine. En chimie inorganique, la liaison de petites molécules aux surfaces implique souvent une diminution de l'entropie car les molécules se liant à la surface perdent des degrés de liberté de rotation. Mais en biochimie, la perte de liberté de rotation est plus que compensée par l'augmentation d'entropie associée à la libération de molécules d'eau à la surface des protéines. Ainsi, la liaison des métabolites à une protéine est souvent favorisée de manière entropique.

Énergie gratuite

Josiah Gibbs a articulé le concept de énergie gratuite (appelé quelques fois énergie libre de Gibbs), qui est liée à l'entropie et à l'enthalpie par
G = H - TS
Le changement d'énergie libre lorsqu'une réaction se produit est
&DeltaG = &DeltaH - T&DeltaS
en supposant que la température ne change pas. La température dans un système biochimique change en général très lentement, c'est donc une hypothèse raisonnable. Gibbs a pu montrer qu'une réaction chimique se produira spontanément si et seulement si le changement d'énergie libre est négatif :
&DeltaG < 0
Pour la plupart, nous analyserons les réactions biochimiques en termes de spontanéité et donc en termes de si &DeltaG < 0.

Nous pouvons calculer &DeltaG par mole pour une grande variété de composés. Une formulation utile est celle de la énergie libre standard de formation d'un composé &DeltaG o F, qui selon Zubay est la différence entre l'énergie libre du composé dans son état standard et les énergies libres totales des éléments dont le composé est composé. Ce tableau (à nouveau adapté de Zubay) contient quelques exemples de &DeltaG o F valeurs pour les métabolites :

Substance
&DeltaG o F, kcal/mol
&DeltaG o F, kJ/mol
lactate, 1M
-123.76
-516
pyruvate, 1M
-113.44
-474
succinate, 1M
-164.97
-690
glycérol, 1M
-116.76
-488
l'eau
-56.69
-280
acétate, 1M
-88.99
-369
oxaloacétate, 1M
-190.62
-797
ions hydrogène, 10 -7 M
-9.87
-41
gaz carbonique
-94.45
-394
bicarbonate, 1M
-140.49
-587
Nous pouvons utiliser ces valeurs pour calculer la variation globale de l'énergie libre standard &DeltaG o associée à une réaction biochimique. Il y a quelques astuces et cas particuliers à considérer. Mais le concept est simple : étant donné les valeurs connues de &DeltaG o F pour les réactifs et les produits d'une réaction, nous pouvons calculer la variation globale de l'énergie libre standard dans une réaction en additionnant le &DeltaG o F valeurs pour les produits et en soustrayant le &DeltaG o F valeurs pour les réactifs. Le &DeltaG o F les valeurs sont généralement négatives, nous allons donc soustraire un nombre négatif d'un autre nombre négatif. Si le total sort négatif, la réaction est spontanée si elle sort positive, la réaction n'est pas spontanée.

Énergie libre et équilibre

L'énergie gratuite comme source de travail

Le changement d'énergie libre nous indique la quantité maximale de travail utile qui peut être dérivé d'une réaction biochimique. Si &DeltaG o est négatif, alors la plus grande quantité de travail utile qui pourrait être extraite de la réaction est -&DeltaG o . Cependant, une partie de cette énergie sera transformée en chaleur, de sorte que la quantité réelle de travail que nous pouvons obtenir sera toujours inférieure à -&DeltaG o .

  • Pour déplacer des objets, comme dans la contraction musculaire et la nage flagellaire.
  • Pour déplacer des molécules contre des gradients de concentration et des ions à travers des gradients potentiels.
  • Pour entraîner des réactions autrement endoergiques soit par couplage direct, soit en épuisant les concentrations de réactifs suffisamment pour rendre la réaction favorable.

Réactions couplées

Dans certains cas, une seule enzyme catalyse deux réactions successives, la première exergonique et la seconde endergonique. Dans ce cas, en effet, la réaction globale se produit d'un seul coup, l'énergie de la partie exergonique de la séquence entraînant la partie énergétique. Si le &DeltaG o < 0 global pour la paire de réactions, les produits seront produits.

Dans d'autres cas, deux réactions peuvent ne pas être couplées spatialement. Au lieu de cela, le fait que la première réaction produise une concentration élevée de ses produits entraîne une concentration élevée du ou des réactifs pour la deuxième réaction. Basé sur la définition de Kéq, ce déséquilibre de concentration modifie suffisamment la valeur de &DeltaG pour rendre possible la deuxième réaction.

L'ATP comme monnaie énergétique

Le composé le plus couramment impliqué dans ce processus est l'adénosine triphosphate. Il peut être hydrolysé soit au niveau du phosphate gamma (le plus éloigné du cycle ribose) soit au niveau du phosphate bêta (celui du milieu). Dans le premier cas, environ 7,8 kcal/mol sont libérés par l'hydrolyse :
ATP + H2O -> ADP + Pje
où Pje est une abréviation standard pour phosphate inorganique, c'est-à-dire PO4 -3 , HPO4 -2 , ou H2Bon de commande4 - . Une quantité similaire est libérée lors de l'hydrolyse au niveau du bêta phosphate :
ATP + H2O -> AMP + PPje,
où PPje est une abréviation standard pour pyrophosphate inorganique, c'est-à-dire P2O7 -4 , HP2O7 -3 , ou H2Bon de commande7 -2 , ou H3Bon de commande7 - . Cependant, le pyrophosphate s'hydrolyse en deux molécules de phosphate ordinaire, avec la libération d'une quantité d'énergie similaire. Couplée de manière appropriée, l'hydrolyse de l'ATP en AMP et deux équivalents de Pje peut donc produire près de 16 kcal/mol d'énergie, assez pour entraîner presque toutes les réactions biochimiques rencontrées de manière conventionnelle.

L'ATP agit donc comme une sorte de monnaie énergétique : un moyen de stocker de l'énergie qui peut être exploitée pour mener à bien les réactions endergoniques. L'énergie doit venir de quelque part : elle vient de la création de l'ATP, avec ses liaisons phosphate à haute énergie, à partir de substituants de plus faible énergie, utilisant diverses réactions exergoniques comme moteurs. Nous pouvons considérer la concentration d'ATP au repos dans une cellule comme l'équivalent d'un rouleau de quartiers que la cellule peut dépenser lorsqu'elle a besoin d'énergie. Chaque molécule d'ATP agit comme un seul quartier lorsqu'elle est hydrolysée en ADP, elle agit comme une paire de quartiers lorsqu'elle est hydrolysée en AMP. La plupart des achats que la cellule doit effectuer concernent des prix soit juste en dessous de 0,50 (ATP -> AMP) soit juste en dessous de 0,25 (ATP -> ADP), c'est donc une monnaie utile pour la cellule à transporter. Aucun des vendeurs de téléphones portables ne donne de la monnaie, donc si nous utilisons nos quartiers pour acheter 0,03 de marchandise à la fois, ce n'est pas très rentable, mais en achetant des articles qui coûtent 0,24 ou 0,48, ils sont assez efficaces. When the cell runs out of quarters, it needs to go to the metabolic bank and get some more.

Other high-energy compounds

There are other compounds employed as energy-storage entities in cells. None of the others is as plentiful or as widely-used as ATP, but they play significant roles in certain pathways. Each of these compounds contains at least one high-energy phosphorus-oxygen bond, just as ATP does, so the mechanisms are similar to those found in ATP hydrolysis. But the specific &DeltaG values for each of these phosphate compounds differs from that of ATP, and as such they turn out to be more efficient in driving particular classes of reactions. So the cell may be carrying around several rolls of quarters (ATP molecules), but it also carries around one roll of 40-cent pieces (creatine phosphate), one roll of 35-cent pieces (phosphoenol pyruvate), and the like. Since the vendors don't make change, creatine phosphate is a useful compound to carry when making 38-cent purchases.


Laws of Thermodynamics and Biological System

The Principle of Conservation of Energy. Ac­cording to this law, “in any physical or chemical change, the total amount of energy in the universe remains constant, although the form of the energy may change”. In simpler words, the energy is never lost in a reaction a decrease in one form of energy will be compensated or balanced by an increase in some other form of energy elsewhere. Or, the energy can neither be created nor destroyed.

Living cells are perfect transducers of energy, capable or transforming or inter-converting chemical, electromagnetic, mechanical, and osmotic energy with remarkable efficiency. An example of application of first law of thermodynamics to living systems is energetic of a leaf.

Leaves absorb radiant energy directly from the sun and also from surroundings. Some of this energy is emitted back to the surroundings as radiant energy and also as heat, while the rest is stored in photosynthetic products as chemical bond energy.

Although, radiant energy absorbed by leaf has been transformed, but the total amount of energy will remain constant:

Total energy absorbed by leaf = Energy emitted back from leaf + Energy stored by the leaf

The Second Law of Thermodynamics:

The Concept of Entropy:

The second law of thermodynamics is a bit more difficult to comprehend (understand fully) because it is very abstract or theoretical and involves concept of entropy. What is entropy? Entropy is a ther­modynamic state quantity that is a measure of the randomness, disorder or chaos of the universe (i.e., system plus its surroundings).

The second law of thermodynamics which can be stated in several forms says that the universe always tends towards increasing disorder: “In all natural processes, the entropy of the universe increases.” According to famous 19th century physicist R.J. Clausius (1879), the second law of thermodynamics states that “the entropy of the universe tends towards a maximum”

The symbol of entropy is S. Since, entropy is a thermodynamic quantity like any other, it can be measured (except its absolute value) by experiments and expressed in entropy units. In the SI system, these units are joules per mol per degree i.e., J moL -1 K -1 and represented by EU.

Any change in entropy or disorder accompanying a process from start to finish is represented by ∆S. The change in entropy for any process is given by the equation,

If, SFinal > SInitial, ∆S is positive and vice versa.

A process accompanied by an increase in entropy tends to be spontaneous. In all spontaneous processes the ∆S is positive. The rate at which the process occurs is determined by kinetic factors separate from the entropy change. If a system is at equilibrium, the entropy of the system plus its surroundings is maximal and ∆S is zero.

Let us consider a very common process of melting of ice which is a spontaneous pro­cess. In ice, water molecules are present in highly ordered state with least freedom of mo­lecular movements. In liquid water, the water molecules are less orderly arranged with greater freedom of their molecular movements.

While in water vapours, the water molecules are randomly dispersed and present in highly disordered state with highest freedom of their molecular movements. The entropy of ice is therefore lowest that of liquid water is higher, while that of water vapours is highest (Fig. 26.3). For the process of melting of ice, therefore, ∆S is positive.

Because entropy is a thermodynamic concept, it is more appropriate to discuss it in terms of thermal energy. Any system not at absolute zero (-273°C or OK) has an irreducible minimum amount of energy — energy in the form of thermal motions of the molecules and in the vibrations and oscillations of their constituent atoms. The quantity of this energy and temperature are directly proportional.

As the temperature increases or decreases, so does the quantity of this energy. Because temperature cannot be held constant when this energy is given up (assuming that there is no physical or chemical change), it has been called as isothermally unavailable energy. Quantitatively, the isothermally unavailable energy for a particular system is given by ST, where T is the absolute temperature and S is the entropy.

Since isothermally unavailable energy and entropy are related to the energy of molecular motion, it is implied that for any particular temperature, more atoms and molecules are free to move and to vibrate, that is, the more random or less ordered or more chaotic the system, the greater will be its entropy.

At absolute zero, when all molecular motion ceases, the entropy of a pure substance is also zero this statement is called as third law of thermodynamics.

Entropy is a state not only of energy but of matter. To explain it further, let us consider a very common example of oxidation of glucose,

Which is also illustrated schematically in Fig. 26.4.

The atoms contained in one molecule of glucose and 6 molecules of oxygen, a total of 7 molecules, are more randomly dispersed by this oxidation reaction and are now present in 12 molecules (6CO2 + 6H2O) with more freedom of molecular motion. Further, the six carbon atoms are far less constrained in 6CO2 molecules than in one glucose molecule, thus having increased entropy than the latter.

In simpler words, whenever a chemical reaction results in an increase in the number of molecules, or when a solid substance is converted into liquid or gaseous products that allow more freedom of molecular movement than solids – molecular disorder, and thus entropy increases.

It is noteworthy, that for any given reaction, the entropy of all reactants and products must be taken into consideration. For a system not at rest or absolute zero, the natural ten­dency is for entropy to increase and system to be more disordered or chaotic.

Since entropy represents energy that is not available to do work (isothermally unavail­able energy), one of the implications of second law of thermodynamics is that “no process can proceed with 100% efficiency”. Or, “it is never possible to utilize all the energy of a system to do work”.

For example, photosynthesis will never be 100% efficient because some of the light energy driving this process will be converted into heat. Because some of the energy driving any process will be converted to or will remain as heat, “there will never be a perpetual motion machine.”


29 The Laws of Thermodynamics

À la fin de cette section, vous serez en mesure d'effectuer les opérations suivantes :

Thermodynamics refers to the study of energy and energy transfer involving physical matter. The matter and its environment relevant to a particular case of energy transfer are classified as a system, and everything outside that system is the surroundings. Par exemple, lorsque vous chauffez une casserole d'eau sur le poêle, le système comprend le poêle, la casserole et l'eau. Energy transfers within the system (between the stove, pot, and water). Il existe deux types de systèmes : ouverts et fermés. An open system is one in which energy can transfer between the system and its surroundings. The stovetop system is open because it can lose heat into the air. A closed system is one that cannot transfer energy to its surroundings.

Les organismes biologiques sont des systèmes ouverts. Energy exchanges between them and their surroundings, as they consume energy-storing molecules and release energy to the environment by doing work. Like all things in the physical world, energy is subject to the laws of physics. Les lois de la thermodynamique régissent le transfert d'énergie dans et entre tous les systèmes de l'univers.

The First Law of Thermodynamics

The first law of thermodynamics deals with the total amount of energy in the universe. It states that this total amount of energy is constant. En d'autres termes, il y a toujours eu et il y aura toujours exactement la même quantité d'énergie dans l'univers. L'énergie existe sous de nombreuses formes différentes. According to the first law of thermodynamics, energy may transfer from place to place or transform into different forms, but it cannot be created or destroyed. Les transferts et les transformations d'énergie ont lieu tout le temps autour de nous. Light bulbs transform electrical energy into light energy. Les poêles à gaz transforment l'énergie chimique du gaz naturel en énergie thermique. Plants perform one of the most biologically useful energy transformations on earth: that of converting sunlight energy into the chemical energy stored within organic molecules ((Figure)). (Figure) examples of energy transformations.

Le défi pour tous les organismes vivants est d'obtenir de l'énergie de leur environnement sous des formes qu'ils peuvent transférer ou transformer en énergie utilisable pour effectuer un travail. Living cells have evolved to meet this challenge very well. Chemical energy stored within organic molecules such as sugars and fats transforms through a series of cellular chemical reactions into energy within ATP molecules. L'énergie contenue dans les molécules d'ATP est facilement accessible pour effectuer un travail. Examples of the types of work that cells need to do include building complex molecules, transporting materials, powering the beating motion of cilia or flagella, contracting muscle fibers to create movement, and reproduction.


The Second Law of Thermodynamics

Les tâches principales d'une cellule vivante consistant à obtenir, transformer et utiliser de l'énergie pour effectuer un travail peuvent sembler simples. Cependant, la deuxième loi de la thermodynamique explique pourquoi ces tâches sont plus difficiles qu'il n'y paraît. None of the energy transfers that we have discussed, along with all energy transfers and transformations in the universe, is completely efficient. Dans chaque transfert d'énergie, une certaine quantité d'énergie est perdue sous une forme inutilisable. Dans la plupart des cas, cette forme est l'énergie thermique. Thermodynamically, scientists define heat energy as energy that transfers from one system to another that is not doing work. For example, when an airplane flies through the air, it loses some of its energy as heat energy due to friction with the surrounding air. This friction actually heats the air by temporarily increasing air molecule speed. De même, une partie de l'énergie est perdue sous forme d'énergie thermique lors des réactions métaboliques cellulaires. This is good for warm-blooded creatures like us, because heat energy helps to maintain our body temperature. Strictly speaking, no energy transfer is completely efficient, because some energy is lost in an unusable form.

An important concept in physical systems is that of order and disorder (or randomness). The more energy that a system loses to its surroundings, the less ordered and more random the system. Scientists refer to the measure of randomness or disorder within a system as entropy . High entropy means high disorder and low energy ((Figure)). To better understand entropy, think of a student’s bedroom. If no energy or work were put into it, the room would quickly become messy. It would exist in a very disordered state, one of high entropy. Energy must be put into the system, in the form of the student doing work and putting everything away, in order to bring the room back to a state of cleanliness and order. This state is one of low entropy. Similarly, a car or house must be constantly maintained with work in order to keep it in an ordered state. Left alone, a house’s or car’s entropy gradually increases through rust and degradation. Molecules and chemical reactions have varying amounts of entropy as well. For example, as chemical reactions reach a state of equilibrium, entropy increases, and as molecules at a high concentration in one place diffuse and spread out, entropy also increases.

Transfer of Energy and the Resulting Entropy Set up a simple experiment to understand how energy transfers and how a change in entropy results.

  1. Take a block of ice. This is water in solid form, so it has a high structural order. This means that the molecules cannot move very much and are in a fixed position. The ice’s temperature is 0°C. As a result, the system’s entropy is low.
  2. Allow the ice to melt at room temperature. What is the state of molecules in the liquid water now? How did the energy transfer take place? Is the system’s entropy higher or lower? Pourquoi?
  3. Heat the water to its boiling point. What happens to the system’s entropy when the water is heated?

Think of all physical systems of in this way: Living things are highly ordered, requiring constant energy input to maintain themselves in a state of low entropy. As living systems take in energy-storing molecules and transform them through chemical reactions, they lose some amount of usable energy in the process, because no reaction is completely efficient. They also produce waste and by-products that are not useful energy sources. This process increases the entropy of the system’s surroundings. Since all energy transfers result in losing some usable energy, the second law of thermodynamics states that every energy transfer or transformation increases the universe’s entropy. Even though living things are highly ordered and maintain a state of low entropy, the universe’s entropy in total is constantly increasing due to losing usable energy with each energy transfer that occurs. Essentially, living things are in a continuous uphill battle against this constant increase in universal entropy.


Résumé de la section

In studying energy, scientists use the term “system” to refer to the matter and its environment involved in energy transfers. Everything outside of the system is the surroundings. Single cells are biological systems. We can think of systems as having a certain amount of order. It takes energy to make a system more ordered. The more ordered a system, the lower its entropy. Entropy is a measure of a system’s disorder. As a system becomes more disordered, the lower its energy and the higher its entropy.

The laws of thermodynamics are a series of laws that describe the properties and processes of energy transfer. The first law states that the total amount of energy in the universe is constant. This means that energy cannot be created or destroyed, only transferred or transformed. The second law of thermodynamics states that every energy transfer involves some loss of energy in an unusable form, such as heat energy, resulting in a more disordered system. In other words, no energy transfer is completely efficient, and all transfers trend toward disorder.

Questions de révision

Which of the following is not an example of an energy transformation?

  1. turning on a light switch
  2. solar panels at work
  3. formation of static electricity
  4. none of the above

In each of the three systems, determine the state of entropy (low or high) when comparing the first and second: i. the instant that a perfume bottle is sprayed compared with 30 seconds later, ii. an old 1950s car compared with a brand new car, and iii. a living cell compared with a dead cell.

  1. je. low, ii. high, iii. low
  2. je. low, ii. high, iii. high
  3. je. high, ii. low, iii. high
  4. je. high, ii. low, iii. low

Questions de pensée critique

Imagine an elaborate ant farm with tunnels and passageways through the sand where ants live in a large community. Now imagine that an earthquake shook the ground and demolished the ant farm. In which of these two scenarios, before or after the earthquake, was the ant farm system in a state of higher or lower entropy?

The ant farm had lower entropy before the earthquake because it was a highly ordered system. After the earthquake, the system became much more disordered and had higher entropy.

Energy transfers take place constantly in everyday activities. Think of two scenarios: cooking on a stove and driving. Explain how the second law of thermodynamics applies to these two scenarios.

While cooking, food is heating up on the stove, but not all of the heat goes to cooking the food, some of it is lost as heat energy to the surrounding air, increasing entropy. While driving, cars burn gasoline to run the engine and move the car. This reaction is not completely efficient, as some energy during this process is lost as heat energy, which is why the hood and the components underneath it heat up while the engine is turned on. The tires also heat up because of friction with the pavement, which is additional energy loss. This energy transfer, like all others, also increases entropy.

Glossary


A question about entropy and Thermodynamics - Biology

Les tâches principales d'une cellule vivante consistant à obtenir, transformer et utiliser de l'énergie pour effectuer un travail peuvent sembler simples. Cependant, la deuxième loi de la thermodynamique explique pourquoi ces tâches sont plus difficiles qu'il n'y paraît. None of the energy transfers we’ve discussed, along with all energy transfers and transformations in the universe, is completely efficient. Dans chaque transfert d'énergie, une certaine quantité d'énergie est perdue sous une forme inutilisable. Dans la plupart des cas, cette forme est l'énergie thermique. Thermodynamically, heat energy is defined as the energy transferred from one system to another that is not doing work. For example, when an airplane flies through the air, some of the energy of the flying plane is lost as heat energy due to friction with the surrounding air. This friction actually heats the air by temporarily increasing the speed of air molecules. De même, une partie de l'énergie est perdue sous forme d'énergie thermique lors des réactions métaboliques cellulaires. This is good for warm-blooded creatures like us, because heat energy helps to maintain our body temperature. Strictly speaking, no energy transfer is completely efficient, because some energy is lost in an unusable form.

Figure 1. Entropy is a measure of randomness or disorder in a system. Gases have higher entropy than liquids, and liquids have higher entropy than solids.

An important concept in physical systems is that of order and disorder (also known as randomness). Plus un système perd d'énergie dans son environnement, moins le système est ordonné et aléatoire. Les scientifiques appellent entropie la mesure du caractère aléatoire ou du désordre au sein d'un système. High entropy means high disorder and low energy (Figure 1). To better understand entropy, think of a student’s bedroom. If no energy or work were put into it, the room would quickly become messy. It would exist in a very disordered state, one of high entropy. Energy must be put into the system, in the form of the student doing work and putting everything away, in order to bring the room back to a state of cleanliness and order. This state is one of low entropy. Similarly, a car or house must be constantly maintained with work in order to keep it in an ordered state. Left alone, the entropy of the house or car gradually increases through rust and degradation. Molecules and chemical reactions have varying amounts of entropy as well. For example, as chemical reactions reach a state of equilibrium, entropy increases, and as molecules at a high concentration in one place diffuse and spread out, entropy also increases.

Try It Yourself

Set up a simple experiment to understand how energy is transferred and how a change in entropy results.

  1. Take a block of ice. This is water in solid form, so it has a high structural order. This means that the molecules cannot move very much and are in a fixed position. The temperature of the ice is 0°C. As a result, the entropy of the system is low.
  2. Allow the ice to melt at room temperature. What is the state of molecules in the liquid water now? How did the energy transfer take place? Is the entropy of the system higher or lower? Pourquoi?
  3. Heat the water to its boiling point. What happens to the entropy of the system when the water is heated?

All physical systems can be thought of in this way: Living things are highly ordered, requiring constant energy input to be maintained in a state of low entropy. As living systems take in energy-storing molecules and transform them through chemical reactions, they lose some amount of usable energy in the process, because no reaction is completely efficient. They also produce waste and by-products that aren’t useful energy sources. This process increases the entropy of the system’s surroundings. Since all energy transfers result in the loss of some usable energy, the second law of thermodynamics states that every energy transfer or transformation increases the entropy of the universe. Even though living things are highly ordered and maintain a state of low entropy, the entropy of the universe in total is constantly increasing due to the loss of usable energy with each energy transfer that occurs. Essentially, living things are in a continuous uphill battle against this constant increase in universal entropy.


A living cell &lsquos primary tasks of obtaining, transforming, and using energy to do work may seem simple enough, but they are more problematic than they appear. The second law of thermodynamics explains why: No energy transfers or transformations in the universe are completely efficient. Dans chaque transfert d'énergie, une certaine quantité d'énergie est perdue sous une forme inutilisable. In most cases, this energy is in the form of heat. Thermodynamically, heat energy is defined as the energy transferred from one system to another that is not doing work. For example, when an airplane flies through the air, some of the energy of the flying plane is lost as heat energy due to friction with the surrounding air. This friction heats the air by temporarily increasing the speed of air molecules. Likewise, some energy is lost in the form of heat during cellular metabolic reactions. This is good for warm-blooded creatures like us because heat energy helps to maintain our body temperature. Strictly speaking, no energy transfer is completely efficient because some energy is lost in an unusable form.

An important concept in physical systems is disorder (also known as randomness). Plus un système perd d'énergie dans son environnement, moins le système est ordonné et aléatoire. Scientists define the measure of randomness or disorder within a system as entropy. Une entropie élevée signifie un désordre élevé et une énergie faible. To better understand entropy, remember that it requires energy to maintain structure. For example, think about an ice cube. It is made of water molecules bound together in an orderly lattice. This arrangement takes energy to maintain. When the ice cube melts and becomes water, its molecules are more disordered, in a random arrangement as opposed to a structure. Overall, there is less energy in the system inside the molecular bonds. Therefore, water can be said to have greater entropy than ice.

This holds true for solids, liquids, and gases in general. Solids have the highest internal energy holding them together and therefore the lowest entropy. Liquids are more disordered and it takes less energy to hold them together. Therefore they are higher in entropy than solids, but lower than gases, which are so disordered that they have the highest entropy and lowest amount of energy spent holding them together.

Figure (PageIndex<1>) : Entropy: Entropy is a measure of randomness or disorder in a system. Gases have higher entropy than liquids, and liquids have higher entropy than solids.

Entropy changes also occur in chemical reactions. In an exergonic chemical reaction where energy is released, entropy increases because the final products have less energy inside them holding their chemical bonds together. That energy has been lost to the environment, usually in the form of heat.

All physical systems can be thought of in this way. Les êtres vivants sont très ordonnés, nécessitant un apport constant d'énergie pour être maintenus dans un état de faible entropie. As living systems take in energy-storing molecules and transform them through chemical reactions, they lose some amount of usable energy in the process because no reaction is completely efficient. They also produce waste and by-products that are not useful energy sources. This process increases the entropy of the system&rsquos surroundings. Since all energy transfers result in the loss of some usable energy, the second law of thermodynamics states that every energy transfer or transformation increases the entropy of the universe. Even though living things are highly ordered and maintain a state of low entropy, the entropy of the universe in total is constantly increasing due to the loss of usable energy with each energy transfer that occurs. Essentially, living things are in a continuous uphill battle against this constant increase in universal entropy.


Voir la vidéo: Termodinámica: Concepto de Entropía (Juin 2022).


Commentaires:

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