Reacție endergonică

O reacție endergonică (cum ar fi fotosinteza) este o reacție care necesită energie pentru a continua. Endoergonic (din prefixul endo-, derivat din cuvântul grecesc ἔνδον endon , „în interior”, și din cuvântul grecesc ἔργον ergon , „ muncă ”) înseamnă „a absorbi energia sub formă de muncă”. Energia de activare a reacției este de obicei mai mare decât energia totală a reacției exergonice (1). Reacțiile endogonice nu sunt spontane. Progresul reacției este arătat de curba grafică. Variația energiei libere Gibbs (ΔG) în timpul unei reacții endergonice este o valoare pozitivă, deoarece energia este câștigată (2).

În termodinamica chimică , o reacție endergonică (numită și reacție de absorbție a căldurii non-spontană sau reacție nefavorabilă ) este o reacție chimică în care schimbarea standard a energiei libere este pozitivă și este necesară o forță suplimentară pentru a efectua această reacție. Pur și simplu, cantitatea totală de energie utilă este negativă (este nevoie de mai multă energie pentru a începe reacția decât obțineți din ea), astfel încât energia totală este un rezultat negativ net. Pentru un câștig global în rezultatul net, a se vedea reacția exergonică . O altă modalitate de exprimare este că energia utilă trebuie absorbită din mediul înconjurător în sistemul funcțional pentru ca reacția să aibă loc.

În condiții de temperatură și presiune constante, aceasta înseamnă că variația energiei standard Gibbs este pozitivă,

\Delta G^{\circ }>0

{\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ}> 0}

{\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ}> 0}

pentru reacția în condiții standard (adică la presiune = 1 bar și concentrații standard = 1 molar din toți reactivii).

În metabolism , un proces endoergonic este anabolic , ceea ce înseamnă că energia este stocată; în multe dintre aceste procese anabolice energia este furnizată prin cuplarea reacției la adenozin trifosfat (ATP) și, prin urmare, producerea unei energii ridicate, fosfat organic încărcat negativ și adenozin difosfat pozitiv (ADP) .

Echilibru constant

Constanta de echilibru pentru reacție este legată de energia Δ G ° prin relația:

K=e^{-{\frac {\Delta G^{\circ }}{RT}}}

{\ displaystyle K = e ^ {- {\ frac {\ Delta G ^ {\ circ}} {RT}}}}

{\ displaystyle K = e ^ {- {\ frac {\ Delta G ^ {\ circ}} {RT}}}}

unde T este temperatura absolută și R este constanta gazului . Prin urmare, o valoare pozitivă de Δ G ° implică:

K<1\,

{\ displaystyle K <1 \,}

{\ displaystyle K <1 \,}

astfel încât pornind de la cantități stoichiometrice molare o astfel de reacție s-ar deplasa înapoi spre echilibru, nu înainte.

Cu toate acestea, reacțiile endergonice sunt destul de frecvente în natură, în special în biochimie și fiziologie . Exemple de reacții endergonice în celule includ sinteza proteinelor și pompa Na ⁺ / K ⁺ care antrenează conducerea nervului și contracția musculară .

Energie liberă Gibbs pentru reacții endergonice

Toate sistemele fizice și chimice din univers urmează a doua lege a termodinamicii și procedează într-o direcție descendentă, adică într-o manieră exergonică . Prin urmare, lăsat în sine, orice sistem fizic sau chimic va proceda, conform celei de-a doua legi a termodinamicii, într-o direcție care tinde să scadă energia liberă a sistemului și, prin urmare, să consume energie sub formă de muncă. Aceste reacții apar spontan.

O reacție chimică este endergonică atunci când nu este spontană. Deci, în acest tip de reacție, energia liberă a lui Gibbs crește. Entropia este inclusă în orice variație a energiei libere a lui Gibbs. Aceasta diferă de o reacție endotermă în care entropia nu este inclusă. Energia liberă Gibbs este calculată cu ecuația Gibbs - Helmholtz :

\Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S

{\ displaystyle \ Delta G = \ Delta HT \ cdot \ Delta S}

{\ displaystyle \ Delta G = \ Delta H-T \ cdot \ Delta S}

unde este:

T = temperatura în kelvin (K)

Δ G = variația energiei libere Gibbs

Δ S = modificarea entropiei (la 298 K) ca Δ S = Σ { S ( produs )} - Σ { S ( reactiv )}

Δ H = modificarea entalpiei (la 298 K) ca Δ H = Σ {H (produs)} - Σ {H (reactiv)}

O reacție chimică progresează non-spontan atunci când energia liberă a lui Gibbs crește, adică atunci când Δ G este pozitiv. În reacțiile exergonice Δ G este negativ și în reacțiile endergoniche ΔG este pozitiv:

\Delta _{\mathrm {R} }G<0

{\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G <0}

{\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G <0}

exergonice

\Delta _{\mathrm {R} }G>0

{\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G> 0}

{\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G> 0}

endoergonica

unde este:

\Delta _{\mathrm {R} }G

{\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G}

{\ displaystyle \ Delta _ {\ mathrm {R}} G}

este egal cu modificarea energiei libere Gibbs după finalizarea unei reacții chimice.

Elemente conexe