I. O’quv materiallari

2. Termodinamikaning ikkinchi qonuni.
Muvozanatlanuvchi (qaytar) jarayonlarda entropiyaning kichik miqdorda o’zgarishi dS - sistema tomonidan yutilgan issiqga Q/T teng, ya’ni dS=0, bo’lsa, muvozanatlanmagan (qaytmas) jarayonlarda esa undan katta ya’ni dS  Q/T
Demak, izomerlangan sistemalarda kechadigan qaytar jarayonlarda dQ=0, qaytmas jarayonlarda esa dS>0 bo’lishi bilan xarakterlangan. Aynan mana shuning o’zi izomerlangan sistemalarida entropiyaning maksimal miqdor tomon o’sa borib, termodinamik muvozanat qaror topishi bilan tamomlanadigan qaytmas jarayonlar evolyutsiyasining kriteriysidir. Entropiyaning o’sishi sistema tartiblanganligining kamayi­shini bildiradi.
3. Entropiyaning ehtimolli xarakteri.
Entropiya sistemaning makroskopik darajadagi betartibligigina emas, molekulyar massasining ham o’lchovidir. N.Bonsmal har qanday mak­roskopik holat entropiyasi S, o’sha holat joriy etilishining ehtimolligi bilan bog’liq deb faraz qiladi. Bitta makro holat ko’p sonni makroholatlar evaziga amalga oshadi. Aynan o’sha son (w) - termodinamik ehtimollik . deb ataladi. (U matematik ehtimollikdan farqlanib, butun va katta sonlar bilan ifodalanadi) Entropiya bilan termodi­namik ehtimollik o’rtasidagi aloqa formula
S=kln w
orqali ifodalanib, bu yerda k-Bonsman doimiysi (k=1,3806x10 ^-23 Dj/K).
Biokimyoviy jarayonlar energetikasi hisob-kitobida Genmgons er­kin energiyasi (F) F = U - TS va to’la termodinamik potensial, ya’ni Gibbs erkin energiyasi: G = U + pV - TS katta ahamiyatga ega.
Agarda jarayon T, V = const sharoitda kechsa, u holda maksimal ish
A^’_max  -d(U - TS) = TdS - dU = -(dF)_T,V
T, r = const sharoitda esa,
A^’_max  -d(U + pV - TS) = TdS - dU - pdV = -(dG)_T,P ,
bo’lib, tengsizlik alomati jarayonning qaytmasligini bildiradi.
Shunday qilib, qaytmas jarayonlarda , maksimal foydali ishning A^’_max, bajarilishi, Genmgons yoki Gibbs energiyasining kamayishi bilan beradi. Eslatib o’tamiz, odatdagi biokimyoviy o’zgarishlar o’zgar­mas hajm sharoitida (dV=0) amalga oshadi va shuning uchun bunday hollarda dF va dG, bir xil kattalikka ega bo’ladi. Demak, klassik termodinamika xar xil biologik jarayonlarning energiyaviy effektini hisoblash hamda shu asosda birga kechish imkonini aniqlashga yordam beradi.
G va F-ni aniqlashning har xil usullari mavjud bo’lib, ular fizi­kaviy kimyo kursida batafsil ko’zdan kechiriladi. Masalan, sistema­dagi ikki tarkibiy qismlar redoks potensiallar farqi (E, B) ma’lum bo’lsa, elektrol ning redoks potensiali manfiy tarkibdan, redoks potensiali musbat tarkibga o’tishi munosabati bilan ularga mos erkin energiya o’zgarishini (G₀ ) hisoblab topish mumkin.
G₀ = nFE,
bu yerda n-o’tgan elektrollar soni, F- faradey soni (96,5 kDj/V). Agarda u yoki bu reaksiya davomida aralashmaning dastlabki muvoza­natlanmagan holatdan oxirgi muvozanatlangan holatga o’tishiga mos G kamayishini, ya’ni G₀ ni hisoblab topish mumkin.
Agarda, A  V tip reaksiya berilgan bo’lsa, G teng
G = -G_o + RTln(B/A),
bu yerda G_o -standart erkin energiya bo’lib, u teng G₀ = -RTlnK.
Shunga binoan
. G = - RTlnK + RTln(B/A)
Agarda olingan modda va mahsulot konsentratsiyalari o’zaro teng bo’l­sa, ya’ni aqv, u holda tenglamaning ikkinchi hadi nolga aynaladi (ln(b/a) = ln1 = 0). Shunga muvofiq, jarayonda erkin energiyasining o’zgarishi, uning muvozanat konstantasiga bog’liq bo’lib qoladi, ya’ni g = -g_o va g₀ = -rtlnk
Bu yerda r - gaz doimiysi (1,987 kan/k/mol yoki 8,314 dj/k/mon). Masalan, glyukozo-1-fosfat  glyukozo-6-fosfat reaksiyasining muvozanat konstantasi kq17. Shunga binoan mazkur reaksiya davomida g_o =-1700 kal/mol bo’lib, u <0. g <0 ham, reaksiya standart sharoitda o’zligidan kechib, muvozanat o’ng tomonga yo’nalganligini bildiradi, ya’ni k=17>>1.
Fosfat kislota qoldig`i g’ining ATF dan gidroliz natijasida suvga o’tkazilishi, ya’ni adenozin-F~F~F + N₂O  adenozin-F~F + N₃ RO₄,
ham shu xil reaksiyalardan bo’lib, reaksiyaning -G₀ = 7-9 kkal/mol bilan xarakterlanadi.
Odatda, modda va elektr zaryadining tashilish jarayonida,  kattalikning o’zgarishi, elektr kimyoviy potensial o’zgarishi ## orqali hisoblab topiladi, ya’ni G = n ^. bu yerda n-modda mol miqdorining soni.
Elektrokimyoviy potensial -bir mol modda ( ) va u bilan 1 mol (96,5000 kulon) zaryad tashilganda bajariladigan ishga (A en) ekvivalent kattalik bo’lib, umumiy holda  =  + A_en .
bu yerda  = ^o + RT ^. lnc bo’lib, ^o - standart kimyoviy potensial, elektr ish esa A_en = z^.F^. , z-zaryad soni, F-Faradey soni, - elektr potensiali.
Masalan, zaryadni zarracha (N⁺)ning membrana orqali, birinchi fazaga teshib o’tkazilganda ikkinchi fazadan elektrokimyoviy potensial o’zga­rishi
_2-1 = _2-1 + A_en =  ^o₂ -  ^o₁ + RT ^. ln(c₂ /c₁ ) + z ^. F ^. _2-1
Standart kimyoviy potensiallar  ^o₂ =  ^o₁ holida tashilish paytida moddalarning kimyoviy xossalari o’zgarmasa, tenglama
_2-1 = RT ^. ln(c₂ /c₁ ) + z ^. F ^. _2-1 ko’rinishga keladi.
Jarayonlar G₀ kattaliklarini o’zaro solishtirib, ulararo bog’la­nish bor yo’qligini, ya’ni bir jarayon G₀ kattaligining oshib (erga­shuvchi jarayon) borishi, ikkinchi bir ergashtiruvchi jarayon G₀ kattali­gining kamayish bilan borish imkonini aniqlash mumkin.
Masalan, nafas jarayonida glyukoza molekulasining oksidlanishi erkin energiyaning kamayishi bilan kechadi, ya’ni G₀ =-678 kkal.mol^-1. Bu esa, fotosintez jarayonida suv bilan karbonat angidrididan glyuko­zaning hosil bo’lishidagi G₀ -kattaligining oshishiga teng.
Shunday qilib, fotosintezning nafas bilan bog’lanishi termodina­mika nuqtai -nazaridan mumkin bo’lgan holdir. Mazkur yondashish boshqa jarayonlarning ham bog’langan yoki bog’lanmaganligini aniqlash uchun qo’llaniladi. Eslatib o’tish lozimki, barcha hollarda so’z jarayonning amalda, mazkur molekulyar mexanizmiga binoan kechishi haqida emas, balki faqat uning termodinamik ehtimolligi haqida borishi mumkin, xolos. Ammo bunday yondashuv reaksiya davomida yoki reaksiyalarning bog’lanish hollarida erkin energiyaning o’zgarishini to’g’ridan-to’g’ri inobatga ola olmaydi, albatta.