Odpowiedź egzergoniczna i endergoniczna

Reakcje chemiczne są określane  jako reakcje egzergoniczne lub endergoniczne w odniesieniu do tego, czy wolna entalpia G składników biorących udział w reakcji wzrasta, czy maleje :

• egzergon: ${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} G <0}$
• endergon: ${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} G> 0}$

Tych terminów nie należy mylić z egzotermicznymi i endotermicznymi (patrz poniżej i ich rozgraniczenie ).

Reakcje egzergoniczne i endergoniczne

Reakcje korzystne termodynamicznie określane są jako egzergoniczne lub egzergoniczne , natomiast reakcje endergoniczne są termodynamicznie niekorzystne .

Zarówno reakcje egzergoniczne, jak i endergoniczne zachodzą w zasadzie „dobrowolnie”, o ile pozwala na to kinetyka reakcji . W reakcjach egzergonicznych równowaga jest tylko dalej po stronie produktów niż w reakcjach endergonicznych. Należy zauważyć, że przy bliższym przyjrzeniu się każda reakcja jest reakcją równowagową .

Przykładem endergonic procesu jest tworzenie się białka w roztworze wodnym z aminokwasami . Reakcja ta może być zrealizowana tylko wtedy, gdy jest sprzężona z innymi, egzergonicznymi procesami, tak że w sumie znak jest ujemny; w układach biologicznych, to najczęściej uzyskuje się przez hydrolizę z ATP . Bez tego sprzężenia reakcja miałaby miejsce, ale tylko w marginalnym zakresie, który byłby całkowicie niewystarczający do radzenia sobie z zadaniem biochemicznym .${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} G}$

Ponieważ reakcja odwrotna reakcji endergonicznej jest zawsze egzergoniczna (i odwrotnie), białka powinny w rzeczywistości spontanicznie ponownie rozpadać się na aminokwasy. Jednak szybkość reakcji rozpadu jest tak niska w warunkach fizjologicznych , że można ją pominąć; H. W tym przypadku wiązania peptydowe są stabilne kinetycznie . Decydujący jest tutaj argument z kinetyki reakcji.

Systemy zawsze dążą do stanu równowagi , ponieważ tutaj entalpia swobodna przyjmuje wartość minimalną. Gdy układ osiągnie równowagę, stężenia reagentów już się nie zmieniają, ponieważ G nie może być dalej redukowane i ma to zastosowanie . ${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} G = 0}$

Ważne rozróżnienia

• ${\ displaystyle \ mathrm {\ Delta} G}$ jest ogólnie zmianą wolnej entalpii podczas procesu
• ${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} G}$ opisuje zmianę entalpii swobodnej po zakończeniu reakcji.

Jest hipotetyczne, że reakcja zachodzi w całości, ponieważ każda reakcja prowadzi tylko do równowagi chemicznej. Niemniej jednak jest to ważna wielkość, ponieważ za jej pomocą można obliczyć stałą równowagi K :${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} G}$

${\ Displaystyle K = \ exp \ lewo ({\ Frac {- \ Delta _ {\ mathrm {R}} G ^ {0}} {R \ cdot T}} \ prawo)}$

Z

• stała gazowa  R
• temperatura bezwzględna  T.

Wyznaczanie swobodnej entalpii reakcji

${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} G}$jest określony przez następującą zależność (często nazywaną również równaniem Gibbsa-Helmholtza ):

${\ Displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta _ {\ mathrm {R}} HT \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S}$

Z

• ${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} G}$: wolna entalpia reakcji
• ${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} H}$: Entalpia reakcji (tj. Zmiana entalpii substancji podczas przebiegu reakcji)
• ${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta} _ {\ mathrm {R}} S}$: Entropia reakcji (tj. Zmiana entropii substancji w miarę postępu reakcji).

${\ Displaystyle \ mathrm {\ Delta _ {\ mathrm {R}} G}}$można obliczyć dla warunków standardowych za pomocą tabelarycznych wartości (standardowe entalpie reakcji i standardowe entropie reakcji ) . Mówi się wtedy o swobodnej standardowej entalpii reakcji . Konwersję do innych temperatur można przeprowadzić za pomocą równania Van-'t-Hoffa . ${\ Displaystyle \ Delta H ^ {\ Cir}}$${\ Displaystyle \ Delta S ^ {\ Cir}}$${\ Displaystyle \ Delta G ^ {\ Cir}}$

Interpretacja równania Δ G = Δ H - T · Δ S

Termodynamika reakcji chemicznej

Siłą napędową zajścia reakcji chemicznej jest wzrost entropii S we wszechświecie ( por. II zasada termodynamiki ).

Jeśli spojrzymy na układ, który nie może wymieniać ciepła z otoczeniem ( układ adiabatyczny ), jedyny warunek, jaki należy postawić w spontanicznie zachodzącym procesie, to . Decydującym czynnikiem nie jest tutaj to, czy indywidualna reakcja jest egzergoniczna czy endergoniczna, ale to, że system nie jest jeszcze w równowadze. ${\ displaystyle \ Delta S _ {\ rm {System}}> 0}$

Reakcja egzotermiczna i endotermiczna

Jeżeli pozwoli się układowi na wymianę ciepła z otoczeniem ( układ diabatyczny ), należy również wziąć pod uwagę zmianę entropii w środowisku. Można to zarejestrować poprzez zmianę entalpii systemu: ${\ displaystyle \ Delta H}$

• jako negatywny wpływ, jeśli reakcja jest egzotermiczna , energia cieplna jest rozprowadzana do otoczenia iw ten sposób entropia wzrasta w środowisku,
• jako pozytywny wkład, jeśli reakcja jest endotermiczna, a entropia w środowisku spada, ponieważ energia cieplna jest skoncentrowana w naczyniu reakcyjnym.

System dąży do stanów o minimalnej entalpii swobodnej, ponieważ jest to stan maksymalnej entropii.

Indywidualne dowody

1. ↑ ^{a b} Florian Horn: Biochemia człowieka, podręcznik do studiów medycznych . Georg Thieme Verlag, 2009, ISBN 978-3-13-130884-9 , s. 63 ( ograniczony podgląd w wyszukiwarce Google Book). 
2. ↑ P. Stephan, K. Schaber, K. Stephan, F. Mayinger: Termodynamika - Podstawy i zastosowania techniczne - Tom 2: Systemy wieloskładnikowe i reakcje chemiczne 15 wydanie, Springer, Heidelberg 2010, ISBN 978-3-540-36709-3 .
3. ↑ Ulf Dettmer i Malte Folkerts: Biochemistry . Elsevier, Urban & FischerVerlag, 2005, ISBN 978-3-437-44450-0 , s. 6 ( ograniczony podgląd w wyszukiwarce Google Book). 
4. ^ HA Harper, G. Löffler, PE Petrides, L. Weiss: Chemia fizjologiczna Wprowadzenie do biochemii medycznej dla studentów medycyny i lekarzy . Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-662-09766-3 , s. 257 ( ograniczony podgląd w wyszukiwarce Google Book). 
5. ↑ Walter J. Moore; „Podstawy chemii fizycznej”, Walter de Gruyter, 1990.