Endergonisk reaktion

En endergonisk reaktion (som fotosyntes ) är en reaktion som kräver energi för att drivas. Endergonic betyder "absorbera energi i form av arbete." Aktiveringsenergin för reaktionen är vanligtvis större än den totala energin för den exergoniska reaktionen (1) . Endergoniska reaktioner är icke-spontana. Reaktionens fortskridande visas med linjen. Förändringen av Gibbs fria energi (

Δ G

) under en endergonisk reaktion är ett positivt värde eftersom energi erhålls (2).

Inom kemisk termodynamik är en endergonisk reaktion (från grekiska ἔνδον (endon) 'inom' och ἔργον (ergon) ' arbete '; även kallad en värmeabsorberande icke-spontan reaktion eller en ogynnsam reaktion ) en kemisk reaktion där standardändringen är fri . energin är positiv, och en ytterligare drivkraft behövs för att utföra denna reaktion. I lekmannatermer är den totala mängden användbar energi negativ (det tar mer energi att starta reaktionen än vad som tas emot av den) så den totala energin är ett netto negativt resultat. För en total vinst i nettoresultatet, se exergonisk reaktion . Ett annat sätt att formulera detta är att användbar energi måste absorberas från omgivningen in i det fungerande systemet för att reaktionen ska ske.

Under konstanta temperaturer och konstanta tryckförhållanden betyder detta att förändringen i standard Gibbs fria energi skulle vara positiv,

\Delta G^{\circ }>0

för reaktionen vid standardtillstånd (dvs. vid standardtryck (1 bar ), och standardkoncentrationer (1 molar ) av alla reagenser).

I ämnesomsättningen är en endergonisk process anabol , vilket betyder att energi lagras; i många sådana anabola processer tillförs energi genom att koppla reaktionen till adenosintrifosfat (ATP) och följaktligen resultera i ett högenergi, negativt laddat organiskt fosfat och positivt adenosindifosfat .

Jämviktskonstant

Jämviktskonstanten för reaktionen är relaterad till Δ G ° genom relationen :

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

där T är den absoluta temperaturen och R är gaskonstanten . Ett positivt värde på Δ G ° innebär därför

K<1\,

så att utgående från molära stökiometriska storheter skulle en sådan reaktion röra sig bakåt mot jämvikt, inte framåt.

Ändå är endergoniska reaktioner ganska vanliga i naturen, särskilt inom biokemi och fysiologi . Exempel på endergoniska reaktioner i celler inkluderar proteinsyntes och Na ⁺ /K ⁺ -pumpen som driver nervledning och muskelsammandragning .

Gibbs fri energi för endergoniska reaktioner

Alla fysiska och kemiska system i universum följer termodynamikens andra lag och fortsätter i en nedförsbacke, dvs exergonisk riktning. Alltså, lämnat åt sig självt, kommer vilket fysiskt eller kemiskt system som helst att fortsätta, enligt termodynamikens andra lag, i en riktning som tenderar att sänka systemets fria energi, och därmed förbruka energi i form av arbete . Dessa reaktioner uppstår spontant.

En kemisk reaktion är endergonisk när den inte är spontan. I denna typ av reaktion ökar alltså Gibbs fria energi . Entropin ingår i varje förändring av Gibbs fria energi . Detta skiljer sig från en endoterm reaktion där entropin inte ingår. Gibbs fria energi beräknas med Gibbs–Helmholtz ekvation :

\Delta G=\Delta HT\cdot \Delta S

var:

T

= temperatur i kelvin (K)

\Delta G

= förändring i Gibbs fria energi

\Delta S

= förändring i entropi (vid 298 K) som

{\textstil \Delta S=\summa S({\text{Produkt}})-\summa S({\text{Reagens}})} Δ H

displaystyle \Delta H}

= förändring i entalpi (vid 298 K) som

{\textstil \Delta H=\summa H({\text{Produkt}})-\summa H({\text{Reagens}})}

En kemisk reaktion fortskrider icke spontant när Gibbs fria energi ökar, i så fall är $\Delta G$ positiv. I exergoniska reaktioner är $\Delta G$ negativ och i endergoniska reaktioner är $\Delta G$ positiv:

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

exergon

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

endergon

där $\Delta _{\mathrm {R} }G$ är lika med förändringen i Gibbs fria energi efter fullbordandet av en kemisk reaktion.

Att få endergoniska reaktioner att hända

Endergoniska reaktioner kan uppnås om de antingen dras eller pressas av en exergonisk (stabilitetsökning, negativ förändring i fri energi ) process. Naturligtvis är nettoreaktionen i det totala systemet (reaktionen som studeras plus puller- eller pusherreaktionen) exergonisk.

Dra

Reagenser kan dras genom en endergonisk reaktion, om reaktionsprodukterna rensas snabbt genom en efterföljande exergonisk reaktion. Koncentrationen av produkterna från den endergoniska reaktionen förblir således alltid låg, så reaktionen kan fortgå.

Ett klassiskt exempel på detta kan vara det första steget i en reaktion som fortskrider via ett övergångstillstånd . Processen att ta sig till toppen av aktiveringsenergibarriären till övergångstillståndet är endergonisk. Reaktionen kan dock fortgå eftersom den efter att ha nått övergångstillståndet snabbt utvecklas via en exergon process till de mer stabila slutprodukterna.

Skjuta på

Endergoniska reaktioner kan skjutas fram genom att koppla dem till en annan reaktion som är starkt exergonisk, genom en delad intermediär.

Det är ofta så biologiska reaktioner fortskrider. Till exempel på egen hand reaktionen

X+Y\longrightarrow XY

kan vara för endergonisk för att förekomma. Det kan dock vara möjligt att få det att inträffa genom att koppla det till en starkt exergonisk reaktion – såsom, mycket ofta, nedbrytning av ATP till ADP och oorganiska fosfatjoner, ATP → ADP + P _i , så att

X+{\mathit {ATP}}\longrightarrow {\mathit {XP}}+{\mathit {ADP}}

{\mathit {XP}}+Y\longrightarrow {\mathit {XY}}+P_{i}

Denna typ av reaktion, där ATP-nedbrytningen ger den fria energi som behövs för att få en endergonisk reaktion att inträffa, är så vanlig inom cellbiokemin att ATP ofta kallas den "universella energivalutan" för alla levande organismer.

Se även