relação água planta

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(Parte 2 de 7)

As avaliações termodinâmicas de um sistema somente no equilíbrio geram alguns problemas conceituais para os sistemas biológicos. Isto porque, se os resultados termodinâmicos só são válidos para sistemas em equilíbrio, seria correto aplicá-los a sistemas como uma célula viva, que se sabe não estar em equilíbrio? Para um exemplo concreto, uma raiz viva é um sistema que não está em equilíbrio, pois está absorvendo nutrientes, consumindo oxigênio, gerando potenciais eletroquímicos etc. Pode-se crer que as relações hídricas de uma célula possam ser governadas por equações termodinâmicas, como a do potencial da água:

-Ψa = -Ψm- Ψπ+ Ψp

Em sistemas biológicos, pressupõe-se que, no momento da avaliação do sistema, este esteja em equilíbrio estacionário (“steady-state”), também chamado de homeostase, antes e depois de um fluxo ocorrer. Este equilíbrio estacionário significa que as quantidades de matéria e energia que entram no sistema se equivalem às quantidades que saem deste. Por exemplo, pode-se prever o movimento da água do solo para a planta e da planta para a atmosfera, analisando-se o valor do potencial da água no solo (-Ψa,s), da planta (-Ψa,p) e da atmosfera (-Ψa,atm), mas não o fluxo que, como foi citado acima, não pode ser estudado pela termodinâmica. Outro exemplo é que pode-se estudar o provável movimento de íons do apoplasto para o simplasto, através do potencial eletroquímico transmembranar, mas não o seu fluxo. Evidentemente, outros processos biológicos, como o consumo de oxigênio, a síntese protéica ou a atividade de bombas iônicas, influenciarão estes processos. Mas a influência maior será na taxa de ocorrência (ou velocidade) do processo, que não é estudada pela termodinâmica, e que simplesmente pode prever a direção provável da ocorrência do fluxo. Enquanto a noção de taxas é estranha à termodinâmica clássica, a noção de direção das mudanças não, pois se pode avaliar as propriedades termodinâmicas antes e depois das mudanças. Por exemplo, pode-se questionar se uma mistura de amido e ácido fosfórico vai mudar espontaneamente para hexose-fosfato, ou se a direção da mudança espontânea ocorre na ordem inversa. Isto pode ser medido, inibindo-se a reação por um momento para analisar as suas propriedades (Stadler, 1989). Outro conceito importante da termodinâmica é que, enquanto os planetas e estrelas, numa visão macroscópica, têm sua velocidade de deslocamento no espaço sideral diminuída gradativamente, os elétrons no espaço atômico, numa visão microscópica, teriam movimentos perpétuos, incessantes, em torno do núcleo do átomo. Contudo, hoje se sabe que também os átomos são divisíveis em partículas menores, os quarks e glúons. Já se sabe também que os elétrons têm um movimento finito, quando ocorre a concentração de toda a matéria, inclusive os átomos, num buraco negro. Portanto, houve um início e haverá um fim do movimento dos elétrons. Porém, este movimento é infinitamente longo na escala de tempo e, para as nossas observações, ele pode ser considerado como infinito. Estes exemplos servem para caracterizar em que ordem de grandeza a termodinâmica deve ser usada, ou seja, em sistemas grandes o suficiente para serem vistos a olho nu ou em microscópios; e em temperaturas não muito próximas do zero absoluto, onde ocorrem os fenômenos de supercondutividade em hélio líquido, por exemplo, que alteram as propriedades termodinâmicas do sistema (Pauling, 1970).

A termodinâmica clássica tem como fundamento a impossibilidade do “moto-continuum”, e isso define a ordem de grandeza de suas observações como sendo macroscópica. Além disto, ela não lida com mecanismos que são vistos na mecânica, mas sim com a geração de potência (energia) química, osmótica, elétrica ou de outras formas, que por sua vez permitirão a ocorrência dos mecanismos. Portanto, a termodinâmica clássica permite prever a direção em que um sistema vai se modificar espontaneamente, quando liberado de suas barreiras; além disso, ela fornece relações, como a constante de equilíbrio de uma reação, ou o potencial osmótico de uma solução e sua pressão de vapor, ou ainda o potencial eletroquímico de uma membrana, que caracterizam o sistema em observação (Nobel, 1999). O estudo desta disciplina leva, portanto, a uma visão mais ampla do meio que nos circunda, e, portanto, do universo, transcendendo os seus mecanismos.

1.2• PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA

O conceito de trabalhoé familiar a todos, assim como a idéia do produto força vezes distância, como sendo uma medida de trabalho. Esta é uma função extremamente útil, e é importante se conscientizar disso, pois conceitos como Entropiaou Energia Livre, expressos adiante, são menos evidentes no dia-a-dia, que a idéia de trabalho. Por exemplo, se o sistema em estudo contém um corpo em movimento, o produto 1/2 mv2(msendo a massa do corpo e va sua velocidade) representa o trabalho realizado, quando uma força é aplicada ao corpo. Portanto, há uma correlação entre uma forma de energia aplicada (a força) e o trabalho produzido. Isto leva ao princípio de que energia é necessária para ocorrer trabalho, o qual produzirá mudanças, de diferentes formas, naquele corpo (ou sistema), como movimento, deformação etc. Estas mudanças dão uma idéia de que “algo” está sendo armazenado, quando a mudança se dá em uma direção, ou sendo liberado, quando na direção oposta. “Algo” que, na ausência de atrito, por exemplo, nunca seria perdido. Por isto, basta chamar-se esse “algo” de energia, e reconhecer que ela existe em diferentes formas, e chega-se ao princípio da conservação da energia (Spanner, 1964).

Quando a força de fricção atua em sentido contrário ao movimento do corpo, há uma tendência de aumento da temperatura, causada pelo calor transmitido, que é uma outra forma de energia. O aumento da temperatura reflete o aumento da energia cinética das moléculas do corpo ou, como exemplos mais comuns, de um gás que é aquecido, ou da água que ferve e evapora-se, quando posta no fogo. A água aquecida evapora, passando do estado líquido para o gasoso, devido ao aumento da energia das moléculas, causado pelo aquecimento, e que é percebido pelo aumento da temperatura. O mesmo ocorre com o gelo passando ao estado líquido, quando recebe calor. Nestes processos, as moléculas aquecidas por uma fonte externa ao sistema aumentam sua energia (de vibração, excitação, rotação etc.), e um fator específico percebido pelos átomos de água é que a aquisição de energia sob a forma de calor aumenta o caos, isto é a desorganização do sistema (aumentando a dispersão desses átomos, quando passam de um estado para outro, por exemplo), enquanto a aquisição na forma “mecânica” de trabalho não tem este efeito. Quando um gás simples é comprimido lentamente em contato com um banho termostatado, o trabalho realizado pela compressão se converte exatamente na mesma quantidade de calor produzido pelo sistema (Fermi, 1936).

Por outro lado, quando uma mistura de gases reativos, como hidrogênio, nitrogênio e amônia, por exemplo, é comprimida, similarmente, o calor produzido excede o trabalho de compressão e percebe-se que a reação química é direcionada para um aumento da concentração de amônia, equivalente à diminuição da concentração dos outros dois componentes. A expansão destes gases para o estado inicial restaura as concentrações dos gases no começo do processo. Portanto, da mesma forma que a energia potencial pode ser associada com o movimento de um corpo, no princípio mecânico de conservação de energia, a energia química potencial pode ser associada à capacidade de reação dos gases, e é classificada como uma das categorias de energia, mantendo a primeira lei da termodinâmica. E, assim, quando uma energia química potencial é incluída no processo, o princípio ainda é mantido, pois a energia não pode ser criada nem destruída, só transformada, durante a compressão daquela mistura de gases (Stadler, 1989).

Assim sendo, as formas de energia que um sistema material possui podem ser divididas em dois tipos: aquelas em que a energia é mantida numa forma dinâmica, e aquelas que são estáticas (Libardi, 1995). A primeira forma é normalmente a energia cinética e a parte cinética da energia térmica, como a vibração molecular; já a segunda é a energia potencial, que está associada com a gravidade, a deformação elástica e a configuração química. Contudo, calor e trabalho não pertencem a esta classificação, pois a energia não é mantida nessas formas. O trabalho e o calor são conceitos que emergem, quando se considera como a energia é passada de um sistema material para outro (o sistema A passa energia, do tipo trabalho ou do tipo calor, para o sistema B). Por isso, trabalho e calor são melhor vistos como formas de transmissão de energia. Outrossim, quando, por exemplo, um projétil atinge uma parede, o sistema “parede” absorve exatamente a mesma quantidade de energia que o projétil tinha em movimento, enquanto em processos químicos e de mudança de fase, como a evaporação da água, o aumento da energia térmica do sistema pode ser bastante inferior ao calor absorvido, pois, neste caso, uma forma “latente” ou química de energia é bloqueada, como uma energia potencial (Spanner, 1964).

Para deduzir-se a formulação matemática da primeira lei da termodinâmica, deve-se fazê-lo para um sistema fechado(que é um sistema onde não há troca de matéria com o meio e, portanto, a sua quantidade é fixa; no caso contrário, quando há troca de matéria entre o sistema e o meio, ele é chamado de sistema aberto), segundo Chagas (1999). Por exemplo, considerando-se 100 gramas de água em dois estados, 1 e 2, onde o sistema 1 está na temperatura de 20°C com 1atm de pressão, e o sistema 2 está a 100°C com também 1atm de pressão. Os sistemas podem se interconverter, sem variação de matéria, adicionando-se ou removendo-se diferentes formas de energia, como trabalho ou calor. Outra consideração a ser feita é que existem infinitas formas de trocas de energias (ou de caminhos) entre os sistemas 1 e 2. Por exemplo, aquecendo a água em um recipiente sob um bico de Bunsen (adição de calor), até atingir 100°C; outra seria sacudir esse recipiente violentamente até aquecer a água na temperatura desejada (trabalho mecânico), ou ainda mergulhar uma resistência elétrica dentro do recipiente com água (trabalho elétrico), ou mesmo usar parte de um método e parte de outro, fornecendo parte da energia como calor e parte como eletricidade. Neste último caso, na transição do sistema 1 para o 2, parte da energia é transmitida com calor (Q) e parte com trabalho (W), e juntos constituem a quantidade de energia total que variou entre os sistemas (Q + W) (Fermi, 1936). Portanto, a quantidade de energia (Q + W) é independente de tudo, exceto dos estados inicial e final, o que leva ao conceito de cada um dos sistemas possuir uma energia interna (U), e que a mudança entre os dois estados é dada por:

U2- U1= ∆U = Q + W (eq.1.1)

A primeira lei da termodinâmica, portanto, introduz uma outra função U, chamada de energia internado sistema, que é considerada como uma variável de estado, pois ela é fixa e estabelecida quando o estado do sistema é específico e determinado. Da mesma forma, o volume também é uma propriedade do sistema, com a diferença que sua magnitude é desconhecida. Portanto, a energia interna de um sistema pode ser aumentada de duas formas: aplicando um trabalho sobre o sistema (como comprimindoo ou distendendo-o [±P∆V] ou aplicando uma fricção), ou colocando-o em contato com outro corpo aquecido de forma que absorva calor (Fermi, 1936).

A energia interna do sistema pode ser claramente classificada como sendo uma propriedade extensivado sistema, pois sua magnitude depende do tamanho do sistema (quantidade de matéria deste). Outros exemplos de propriedades extensivas são a massa, o volume, o número de moles, a carga elétrica, a área e o calor de um sistema, assim como, ainda a ser definida, a entropia. Ao contrário das propriedades extensivas, as propriedades intensivasdo sistema não dependem do tamanho do sistema, como por exemplo, a temperatura, a pressão, a tensão superficial, o potencial elétrico e, ainda também a ser definido, o potencial químico de uma substância (Chagas, 1999).

Se dois sistemas são estudados juntos, a energia interna total é a soma da energia interna de cada um dos sistemas e, portanto, a energia interna de um sistema aberto (que tem variação da quantidade de matéria) pode ser aumentada pela adição da matéria.

Primeira lei da termodinâmica: - A energia do universo é conservada.

- No sistema isolado (que é um sistema fechado,onde,além de não haver entrada de matéria,não há entrada ou saída de energia),a soma de todas as formas de energia,incluindo mecânica,química ou térmica, permanece constante. - Em qualquer transformação de um sistema fechado,o aumento de energia interna do sistema é igual ao trabalho aplicado sobre o sistema somado ao calor absorvido por ele.

Deve-se ressaltar que W e Q não são propriedades do sistema, como

U, pois pode-se ter a mesma U com diferentes valores de W e de Q. Enquanto o coeficiente ∂U / ∂Tdefine propriedades de um sistema de matéria (a capacidade térmica), ∂Q / ∂Tnão tem este significado, pois Q pode ter qualquer valor arbitrário (Spanner, 1964).

1.3• SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA

Após a dedução da primeira lei da termodinâmica, pode-se discutir o que é uma das mais famosas de todas as leis da natureza. A primeira lei foi deduzida a partir do fato que energia é um dos constituintes da natureza, que pode mudar de forma, entre duas condições da matéria, sem contudo mudar em quantidade. A energia é algo que não pode ser criado nem destruído, ao menos dentro do nosso conhecimento, e é sempre fixa na sua quantidade total (Pauling, 1970).

A segunda lei da termodinâmica leva em conta um outro aspecto dos eventos naturais. Ela estipula, como aparenta ser reconhecido pelo mais profundo nível do inconsciente humano, que existe uma irrevogabilidade dos fatos no universo, e uma ação, ou mesmo um pensamento, uma vez realizado, não pode voltar atrás. É possível modificar ou cancelar alguns de seus efeitos, mas o status quo existente antes do seu efeito não pode ser recuperado (Anderson, 1996).

Qualquer acontecimento ao nível de matéria e de energia, como dissolver um sal em uma solução, a combustão de uma substância ou a evaporação da água, tem sua característica de irrevogabilidade. Isto não quer dizer que não seja possível voltar-se à situação original, evaporando a solução para recuperar o sal ou condensando a água evaporada; porém, isto tem um custo. A dissolução do sal ou a evaporação da água são processos espontâneos, que ocorrem numa direção e, a menos que haja alguma interferência, ocorrerão sempre naquele sentido; todo processo espontâneo deixa sua marca no mundo físico. Portanto, todos os acontecimentos, na natureza física, envolvem um certo grau de irreversibilidade. Estes processos ocorrem espontaneamente numa direção mas não em outra e, depois de ocorrido, algo foi perdido na soma total de coisas, que não é recuperável, e isto é o conceito da irreversibilidade termodinâmica. Outros exemplos seriam: a água que desce uma cachoeira pode ser transportada de volta ao alto da cachoeira, uma pedra que rola um morro pode ser transportada para o alto do morro, ou um balão de ar quente subindo na atmosfera pode ser transportado para baixo, porém através de um novo processo que necessita de energia e de trabalho. Todos estes processos espontâneos liberam energia, como numa chama, que é um exemplo bem evidente, ou em processos de difusão de moléculas, em gases ou em soluções, onde é menos evidente a liberação de energia, pois esta é pequena. Mas em todos estes casos é possível obter-se trabalho, por menor que seja. Por exemplo, o contato entre dois compartimentos, um com uma solução aquosa de sais e outro com água, ambos separados por uma membrana semipermeável, pode produzir trabalho, com a passagem de água através da membrana para o compartimento onde estão os sais, como ocorre numa célula viva. Não existe limite inferior para a capacidade de gerar trabalho num sistema; o que existe é o limite superior, máximo, de gerar trabalho (Spanner, 1964).

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