Khái niệm về trao đổi chất và trao đổi năng lượng

Trao đổi chất và năng lượng
- 3 -
CHƯƠNG I. KHÁI NIỆM VỀ TRAO ĐỔI CHẤT VÀ TRAO
ĐỔI NĂNG LƯNG


Các phản ứng enzyme có tính đònh hướng và liên quan mật thiết với nhau xảy
ra trong tế bào mà ta gọi là quá trình trao đổi chất. Sản phẩm trung gian hình thành
trong quá trình này được gọi là chất trao đổi và toàn bộ chuỗi biến hóa đó được gọi
là quá trình trao đổi trung gian.
Sự biến hóa năng lượng đi kèm với mỗi phản ứng enzyme của quá
trình trao
đổi trung gian. Ở một số giai đoạn của quá trình dò hóa năng lượng hóa
học của các chất trao đổi được tích lũy (thường ở dạng năng lượng của liên kết
phosphate). Ở những giai đoạn nhất đònh của quá trình đồng hóa năng lượng này
được đem ra sử dụng. Khía cạnh này của trao đổi chất được gọi là sự liên hợp
năng lượng.
Trao đổi trung gian và liên hợp năng lượng là những khái niệm liên quan
nhau và phụ thuộc nhau. Vì vậy, khi nghiên cứu trao đổi chất, cùng với tìm hiểu các
phản ứng dẫn đến sự biến đổi cấu trúc đồng hóa trò của các chất tiền thân để tạo ra
các sản phẩm của phản ứng, chúng ta cần nắm được những biến đổi về mặt năng
lượng đi kèm với các phản ứng đó. Để hiểu được cả hai khía cạnh này của trao đổi
chất, trước hết, cần phải hiểu rõ các khái niệm cơ bản của nhiệt động học.
I. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN CỦA NHIỆT ĐỘNG HỌC.
Khi vận dụng quy luật của các phản ứng hóa học để tìm hiểu các tính chất
của hệ thống sinh học chúng ta thường gặp các quy luật sau:
Lực phát sinh năng lượng và trạng thái cân bằng của phản ứng hóa học;
Cơ chế phản ứng, tức các con đường và chiều hướng phản ứng diễn ra qua các
giai đoạn trung gian có tính quy luật và tốc độ phản ứng phụ thuộc vào các quy luật
này. Do tính chất đặc trưng của các phản ứng sinh học là xúc tác bằng enzyme nên

bên cạnh hai quy luật trên cần phải quan tâm tới các quy luật tác dụng của enzyme.
Nhiệt động học hóa sinh học vì vậy có nhiệm vụ vận dụng các đònh luật của
nhiệt động học của các phản ứng hóa học để giải thích các quá trình trao đổi chất,
đặc biệt là trong việc tìm hiểu và giải thích sự kết hợp các quy luật biến đổi vật
chất trong trao đổi trung gian với các thông số năng lượng, từ đó cho phép dự đoán
về mặt năng lượng tiềm tàng và năng lượng giải phóng cũng như về tính chất cân
bằng của phản ứng hóa học, trong đó đáng chú ý là mức độ biến thiên của các
trạng thái chức năng như thể tích, áp suất và nhiệt độ.
1.Đònh luật thứ nhất của nhiệt động học.
Theo đònh luật thứ nhất của nhiệt động học, tổng số nhiệt và công trong hệ
thống trao đổi với môi trường chung quanh bằng mức độ biến đổi năng lượng bên
trong (nội năng) của hệ thống.
Như vậy có nghóa là trong hệ thống có năng lượng dư trữ bao gồm các dạng
khác nhau như nhiệt, công, công suất, điện năng v.v.... Chúng được tính bằng các
đơn vò tương ứng là calor (nhiệt), kilogam-meter (công), volt (điện thế), wat/giây
(công suất)...
GS.TS. Mai Xuân Lương Khoa Sinh học

Trao đổi chất và năng lượng
- 4 -
Vì cơ thể sống là một thể thống nhất nên theo đònh luật thứ nhất của nhiệt
động học thì nội năng U là một trạng thái và U phụ thuộc vào các nhân tố thể tích
V, áp suất P và nhiệt độ T.
Trong quá trình biến đổi năng lượng thành nhiệt lượng Q và công A thì nội
năng U sẽ biến đổi từ U
1
đến U
2
. Do đó Q và A tính theo nội năng sẽ là :
U

2
– U
1
= -∆U = - (Q + A)
Người ta quy đònh năng lượng giải phóng (thải ra, cung cấp) có ký hiệu là dấu
âm (-), còn năng lượng tiêu hao (thu vào) có ký hiệu là dấu dương (+).
Tùy theo con đường xảy ra phản ứng mà có thể biến đổi từ trạng thái U
1
đến
trạng thái U
2
và ngược lại, cũng có thể biến đổi từ trạng thái U
2
đến trạng thái U
1
.
Vì vậy, đối với các quá trình có tính tuần hoàn thì tổng biến đổi nội năng bằng
không (zero):
∑∆U = 0
Như vậy, nội năng là một trạng thái chức năng, do đó nó không phụ thuộc vào
con đường biến đổi. Ngược lại, Q và A phụ thuộc đáng kể vào con đường hình
thành chúng. Vì tỉ lệ giữa A và Q đối với phản ứng thuận và nghòch có thể khác
nhau nên con đường hình thành nên chúng mang tính quyết đònh.
Như đã nói ở trên, các trạng thái thay đổi của một hệ thống đều dẫn đến các
biến đổi hóa học trong quá trình giải phóng và tiêu hao năng lượng phụ thuộc vào
các nhân tố như áp suất, thể tích và nhiệt độ. Trong các hệ thống sống mối quan hệ
phụ thuộc này đơn giản hơn, vì các phản ứng xảy ra hầu hết trong môi trường nước,
đo đó áp suất được coi là hằng số, còn nhiệt độ và thể tích thay đổi không đáng kể.
Các quá trình khác nhau có mức năng lượng khác nhau; hiệu số nhiệt lượng
giữa hai trạng thái gọi là hiệu ứng nhiệt (∆H), được tính theo công thức sau:

∆H = ∑(∆H
p
- ∆H
s
)
trong đó p là sản phẩm , s là cơ chất của phản ứng.
Ví dụ tính biến đổi đẳng nhiệt (tính hiệu ứng nhiệt ∆H) khi đốt cháy glucose
trong điều kiện T = 298
o
K (25
o
C) và p = 1 atm:
C
6
H
12
O
6
+ O
2
⎯→ 6CO
2
+ 6H
2
O
(rắn) (khí) (khí) (lỏng)
Ta có ∆Η = -304,6 +0 = 6(-94,5) + 6(-68,4)
= -567,0 – 410,4 + 304,6
≈ -673Kcal/mol..
Khi đốt cháy glucose trong nhiệt lượng kế người ta cũng thu được một nhiệt

lượng tương đương là –673 Kcal/mol. Điều đó chứng tỏ giá trò tuyệt đối của U và H
theo quan điểm nhiệt động học không có gì đáng chú ý và phần lớn trường hợp
không khác nhau vì chúng ta chỉ đo hiệu số giữa hai trạng thái và có hiệu ứng nhiệt
bằng không (0).
2. Đònh luật thứ hai của nhiệt động học.
Theo đònh luật thứ nhất của nhiệt động học thì biến đổi trạng thái từ A sang B
bằng với sự biến đổi từ B sang A. Như vậy, đònh luật thứ nhất không cho chúng ta
biết chiều hướng của biến đổi. Do đó muốn biết chiều hướng biến đổi thì phải dựa
vào đònh luật thứ hai của nhiệt động học. Đònh luật này bao gồm các nguyên tắc cơ
bản là nhiệt lượng biến thành công. Nhưng trong tự nhiên không bao giờ có quá
GS.TS. Mai Xuân Lương Khoa Sinh học

Trao đổi chất và năng lượng
- 5 -
trình mà trong đó diễn ra sự biến đổi tương hỗ giữa nhiệt lượng và công, có nghóa là
không có động cơ vónh cửu.
Trong tự nhiên các quá trình tự xảy ra (như các phản ứng hóa học) thường
không thuận nghòch mà chỉ xảy ra theo một hướng xác đònh. Nếu muốn quá trình
xảy ra theo hướng ngược lại (tạo thành trạng thái ban đầu) đòi hỏi phải bổ sung
công tác động từ bên ngoài vào hệ thống.
Như vậy vấn đề đặt ra là lực khởi động của một phản ứng hóa học như thế
nào và có thể làm thay đổi mức độ bất thuận nghòch được không. Để trả lời câu hỏi
này cần phải nói tới một khái niệm nhiệt động học là entropy. (S). Nó được xác
đònh theo công thức dưới đây:
S = Q/T (Cal/
o
K)
trong đó Q là nhiệt lượng tạo thành khi phản ứng xảy ra thuận nghòch, T là
nhiệt độ tuyệt đối.
Như vậy, đònh luật thứ hai của nhiệt động học bao gồm các nội dung sau:

a/ Trong một hệ thống kín mà phản ứng tự xảy ra là quá trình không thuận
nghòch, lúc đó entropy tăng lên (∆S > 0).
b/ Biến đổi trạng thái diễn ra từ từ thì entropy cũng có thể tăng.
c/ Khi nào entropy của hệ thống kín đạt giá trò cực đại thì hệ thống đạt được
trạng thái cân bằng.
d/ Ở trạng thái cân bằng biến đổi entropy (∆S) của hệ thống bằng không
(zero)
Căn cứ vào phương trình S = Q/T [Cal/
o
K) có thể tính được biến thiên entropy
bằng các thông số nhiệt lượng mà hệ thống đã trao đổi với môi trường bên ngoài
khi thay đổi trạng thái, do đó entropy có thể là dương và cũng có thể là âm.
Nếu coi entropy là mức độ mất trật tự của hệ thống thì kết quả sẽ là:
- Khi tăng entropy (ký hiệu dương: +) mức độ mất trật tự của hệ thống sẽ tăng
lên;
Khi giảm entropy ((ký hiệu âm: -) mức độ ổn đònh của hệ thống sẽ tăng lên
và mức độ mất trật tự của hệ thống sẽ giảm xuống.
Thể khí có entropy lớn hơn thể lỏng vì các phần tử ở thể khí có mức độ tự do
lớn hơn thể lỏng. Tương tác các hợp chất phân tử nhỏ có entropy cao hơn các chất
phân tử lớn.
II. BIẾN THIÊN NĂNG LƯNG TỰ DO CỦA CÁC PHẢN ỨNG
HÓA HỌC.
Khi kết hợp đònh luật thứ nhất với đònh luật thứ hai của nhiệt động học, chúng
ta có hai trạng thái chức năng mới là: nhiệt lượng tự do (H) và mức độ năng lượng
tự do (G). Trong quá trình phản ứng thuận và nghòch H và G biến đổi thì trạng thái
của hệ thống cũng bò biến đổi theo. Như vậy, theo đònh luật thứ nhất của nhiệt động
học chúng ta có:
U
2
– U

1
= ∆U = ∆Q + ∆A
Và từ phương trình S = Q/T [Cal/
o
K) ta có
S
2
– S
1
= ∆S = ∆Q/T
Phối hợp hai phương trình trên đây, chúng ta có dạng sau:
∆A = ∆U - T∆S
GS.TS. Mai Xuân Lương Khoa Sinh học

Trao đổi chất và năng lượng
- 6 -
Mặt khác chúng ta có mối quan hệ gữa năng lượng tự do G với nhiệt lượng tự
do H như sau:
H = G + TS, do đó ∆H = ∆G + T∆S
Như vậy vấn đề đặt ra cái gì là lực khởi động của một phản ứng hóa học?
Trên cơ sở phân tích nhiệt động học thì lực khởi động của phản ứng là biến thiên
năng lượng tự do ∆G. Nếu mức độ năng lượng tự do G là công thì từ phương trình
∆H = ∆G + T∆S có thể suy ra ∆G = ∆H - T∆S. Như vậy, biến thiên năng lượng tự
do ∆G có vai trò quan trọng đối với các phản ứng hóa học.
Ở điều kiện nhiệt độ và áp suất nhất đònh biến thiên năng lượng tự do là một
thông số đặc trưng của hệ thống. Trong những điều kiện đó năng lượng tự do của
hệ thống có xu hướng giảm đến giá trò tối thiểu ứng với trạng thái cân bằng.
Biến thiên năng lượng tự do ∆G của phản ứng hóa học được rút ra từ đònh
luật cân bằng hóa học.
Đối với phản ứng bất kỳ

aA + bB cC + dD (1)
trong đó a, b, c, d là số phân tử tương ứng của A, B, C và D. Biến thiên năng lượng
tự do của phản ứng bằng:
[C]
c
[D]
d
∆G = ∆G
o
+ RTln (2)
[A]
a
[B]
b

trong đó [A], [B], [C], [D] là nồng độ của A, B, C và D tính bằng mol/l; R là hằng
số khí tuyệt đối; (∆G
o
là biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn.
Đối với phản ứng (1) trên đây, tại trạng thái cân bằng, không phụ thuộc vào
nồng độ của A, B, C, D, năng lượng tự do có giá trò tối thiểu và nó không tiếp tục
biến thiên nữa, tức (∆G =O. Do đó, thay giá trò này của ∆G vào phương trình (2), ta
có
[C]
c
[D]
d

∆G
o

= - RTln (3)
[A]
a
[B]
b

Thay giá trò của hằng số cân bằng của phản ứng
[C]
c
[D]
d

K'
eq
= (4)
[A]
a
[B]
b

ta có: ∆G
o
= -RTln K'
eq
(5)
hay: ∆G
o
= -2,303RTlgK'
eq
(6)

Từ phương trình này, ta thấy, nếu biết được giá trò của hằng số cân bằng
K'eq của phản ứng ở nhiệt độ bất kỳ cho trước, ta có thể xác đònh được giá trò của
biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn ∆G
o
của phản ứng đó. Như vậy, ∆G
o
là một
hằng số nhiệt động học đặc trưng cho một phản ứng hóa học.
Qua phương trình (2), ta có thể thấy rằng ∆G
o
sẽ bằng ∆G

khi nồng độ của
mỗi chất tham gia phản ứng đều bằng 1M.
Biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn ∆G
o
của phản ứng có thể hiểu là hiệu
số giữa năng lượng tự do tiêu chuẩn của các chất ban đầu G
o
r và năng lượng tự do
tiêu chuẩn của sản phẩm của phản ứng G
o
p. tức là:
∆G
o
= G
o
p - G
o
r (7)

GS.TS. Mai Xuân Lương Khoa Sinh học

Trao đổi chất và năng lượng
- 7 -
Như vậy, đối với phản ứng (1) hiệu số năng lượng tự do có thể biểu diễn
bằng phương trình
∆G
o
= (cG
o
C
+ dG
o
D
) - (aG
o
A
+ bG
o
B
) (8)
Năng lượng tự do tiêu chuẩn G
o
của một hợp chất nào đó là số năng lượng tự
do có thể giải phóng khi 1 mol chất đó bò phân hủy hoàn toàn.
∆G
o
đối với mỗi phản ứng tại một nhiệt độ nhất đònh là một hằng số, còn
∆G của phản ứng biến đổi tùy thuộc vào nồng độ của các chất ban đầu và sản
phẩm của phản ứng. Giá trò ∆G cho thấy phản ứng có xảy ra theo chiều ta mong

muốn hay không ở điều kiện nồng độ nào đó của các chất tham gia phản ứng. Phản
ứng chỉ có thể xảy ra trong trường hợp ∆G có giá trò âm, tức trong trường hợp biến
thiên năng lượng tự do giảm. Trong khi đó phản ứng mà biến thiên năng lượng tự
do tiêu chuẩn ∆G
o
của nó có giá trò dương vẫn có thể xảy ra nếu các chất ban đầu
và sản phẩm của phản ứng có nồng độ sao cho ∆G của phản ứng có giá trò âm.
Phương trình (6) cho biết giá trò ∆G
o
của bất cứ phản ứng nào trên cơ sở giá
trò của K'
eq
. Nếu hằng số cân bằng của phản ứng bằng đơn vò thì ∆G
o
=0. Nếu hằng
số cân bằng lớn hơn đơn vò thì ∆G
o
< 0. Phản ứng trong trường hợp đó là loại phản
ứng giải phóng năng lượng; Nếu K'
eq
nhỏ hơn đơn vò thì ∆G
o
> 0 và phản ứng trong
trường hợp này là loại phản ứng hấp thu năng lượng. Loại phản ứng này không thể
tự xảy ra theo chiều thuận ở nồng độ ban đầu của các chất tham gia phản ứng đều
bằng 1,0M.
Tất cả các quy luật trên đây đều đúng với các phản ứng sinh hóa. Tuy nhiên
khi phân tích các hệ thống sinh hóa về mặt nhiệt động học cần phải bổ sung ba
điều kiện có ý nghóa rất quan trọng sau đây:
1/ Nếu chất phản ứng ban đầu hay sản phẩm của phản ứng là nước thì nồng

độ ban đầu của nó được xem là bằng 1,0M.
2/ Giá trò pH chuẩn được xem là pH=7,0 chứ không phải pH=0 như trong các
hệ thống phản ứng hóa học thông thường.Trong trường hợp này biến thiên năng
lượng tự do tiêu chuẩn (ở pH=7,0) được ký hiệu là ∆G
o
'.
3/ Sử dụng gía trò ∆G
o
' trong việc xác đònh biến thiên năng lượng của các
phản ứng sinh hóa có nghóa là tỷ lệ các dạng ion-hóa và không ion-hóa ở pH=7,0
của các chất tham gia phản ứng và sản phẩm của phản ứng phải được xem là trạng
thái tiêu chuẩn.
Vì cùng với sự biến đổi giá trò pH mức độ ion-hóa của một hay một số thành
phần cũng biến đổi theo, nên giá trò ∆G
o
' không phải lúc nào cũng có thể được sử
dụng cho các gía trò pH khác nhau.
III. KHÁI NIỆM VỀ PHOSPHATE CAO NĂNG.
Thông qua việc xác đònh hằng số cân bằng của các phản ứng người ta đã xác
đònh được gía trò ∆G
o
' của các phản ứng thủy phân ATP. Trong khi phản ứng thủy
phân ATP thành ADP và phosphate vô cơ và thủy phân ADP thành AMP và
phosphate vô cơ có ∆G
o
'= -7,3Kcal, thì phản ứng thủy phân AMP thành adenosin và
phosphate vô cơ ∆G
o
' chỉ bằng -3,4Kcal.
GS.TS. Mai Xuân Lương Khoa Sinh học