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Wenn einer oder mehrere Stoffe chemisch reagieren, wird Energie benötigt oder freigesetzt. Dies gilt für alle chemischen und daher auch biochemisch-physiologischen Vorgänge. Die dabei genutzte Energie wird meist als Wärme umgesetzt, den Wärmeinhalt bei konstantem Druck bezeichnet man als '''Enthalpie H'''[1]. | Wenn einer oder mehrere Stoffe chemisch reagieren, wird Energie benötigt oder freigesetzt. Dies gilt für alle chemischen und daher auch biochemisch-physiologischen Vorgänge. Die dabei genutzte Energie wird meist als Wärme umgesetzt, den Wärmeinhalt bei konstantem Druck bezeichnet man als '''Enthalpie H'''[1]. | ||
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Je nachdem, ob die Enthalpie der Edukte oder die der Produkte größer ist, unterscheidet man zwischen '''exergoner''' Reaktion (Energie wird frei; H(Edukte) > H(Produkte)) und '''endergoner''' Reaktion (Energie muß zum Ablauf der Reaktion zugeführt werden; H(Edukte) < H(Produkte)) bzw. synonym zwischen '''exothermer''' (Wärme wird frei) und '''endothermer''' Reaktion (Wärme wird aufgenommen). | Je nachdem, ob die Enthalpie der Edukte oder die der Produkte größer ist, unterscheidet man zwischen '''exergoner''' Reaktion (Energie wird frei; H(Edukte) > H(Produkte)) und '''endergoner''' Reaktion (Energie muß zum Ablauf der Reaktion zugeführt werden; H(Edukte) < H(Produkte)) bzw. synonym zwischen '''exothermer''' (Wärme wird frei) und '''endothermer''' Reaktion (Wärme wird aufgenommen). | ||
| − | Die Standardreaktionsenthalpie[2] [[Bild:Standardreaktionsenthalpie.jpg]] läßt sich anhand der Standardbildungsenergien[2] [[Bild:Standardbildungsenergie.jpg]] | + | Die '''Standardreaktionsenthalpie'''[2] '''[[Bild:Standardreaktionsenthalpie.jpg]]''' läßt sich anhand der '''Standardbildungsenergien'''[2] '''[[Bild:Standardbildungsenergie.jpg]]''' berechnen: |
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| − | Für Elemente beträgt die Standardbildungsenergie | + | Für Elemente beträgt die Standardbildungsenergie [[Bild:Standardbildungsenergie für Elemente.jpg]]. Für Elemente, die – wie z. B. Kohlenstoff – in unterschiedlichen Modifikationen vorliegen, erhält die stabilste Form 0. So beträgt beispielsweise [[Bild:Standardbildungsenergie für Graphit.jpg]] und [[Bild:Standardbildungsenergie für Diamant.jpg]]. Bei Verbindungen muß [[Bild:Standardbildungsenergie.jpg]] entsprechenden Tabellen entnommen werden. |
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GERMAIN HENRI HESS stellte 1840 in einem Wärmesatz den Einfluß des Reaktionswegs (über unterschiedliche Zwischenprodukte von ein und demselben Edukt zum gleichen Produkt) auf die bei der entsprechenden Reaktion entstehende Reaktionsenthalpie dar. Wärmesatz nach HESS: | GERMAIN HENRI HESS stellte 1840 in einem Wärmesatz den Einfluß des Reaktionswegs (über unterschiedliche Zwischenprodukte von ein und demselben Edukt zum gleichen Produkt) auf die bei der entsprechenden Reaktion entstehende Reaktionsenthalpie dar. Wärmesatz nach HESS: | ||
| − | Die Enthalpieänderung | + | <div align="center">''Die Enthalpieänderung [[Bild:Standardreaktionsenthalpie.jpg]] einer Gesamtreaktion ist die Summe der Einzeländerungen der Einzelreaktionen.''</div> |
| − | ist die Summe der Einzeländerungen der Einzelreaktionen. | + | |
Für die Synthese von Kohlenstoffdioxid gibt es mehrere Möglichkeiten. Die einfachste ist die direkte Synthese aus den Elementen Kohlenstoff und Sauerstoff. | Für die Synthese von Kohlenstoffdioxid gibt es mehrere Möglichkeiten. Die einfachste ist die direkte Synthese aus den Elementen Kohlenstoff und Sauerstoff. | ||
| − | Reaktion: | + | :Reaktion: |
| − | C + O2 | + | |
| − | + | ::C + O2 → CO2 | |
| − | Anstatt der direkten Oxidation von Kohlenstoff mit 2 Sauerstoffatomen kann unter bestimmten Voraussetzungen nur 1 O übertragen werden und erst dann das Zweite: | + | ::[[Bild:Standardreaktionsenthalpie CO2.jpg]] |
| − | 1. Teilreaktion: Kohlenmonoxidsynthese | + | :Anstatt der direkten Oxidation von Kohlenstoff mit 2 Sauerstoffatomen kann unter bestimmten Voraussetzungen nur 1 O übertragen werden und erst dann das Zweite: |
| − | C + | + | ::1. Teilreaktion: Kohlenmonoxidsynthese |
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| − | 2. Teilreaktion: | + | ::::C + 0,5O₂ → CO |
| − | CO + | + | ::::[[Bild:Standardreaktionsenthalpie CO2-1.jpg]] |
| − | + | ::2. Teilreaktion: CO₂-Synthese | |
| − | Gesamtbilanz: | + | |
| − | + | ::::CO + 0,5O₂ → CO₂ | |
| − | + | ::::[[Bild:Standardreaktionsenthalpie CO2-2.jpg]] | |
| − | Neben der energetischen (thermischen) Zwängen und Gegebenheiten chemischer Systeme spielt die Entropie eine weitere wichtige Rolle. Sie ist ein Maß für die Unordnung eines Systems. Gem. des 2. Hauptsatz der Thermodynamik streben alle (und damit auch chemische) Systeme zu einem größtmöglichen Entropiezustand. So ist beispielsweise die Entropie eines Stoffes im festen Aggregatzustand kleiner als die im flüssigen und diese wiederum kleiner als die Entropie des gasförmigen Zustands. | + | :Gesamtbilanz: |
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| + | ::[[Bild:Standardreaktionsenthalpie CO2 gesamt allgemein.jpg]] | ||
| + | ::[[Bild:Standardreaktionsenthalpie CO2 gesamt.jpg]] | ||
| + | Neben der energetischen (thermischen) Zwängen und Gegebenheiten chemischer Systeme spielt die '''Entropie''' eine weitere wichtige Rolle. Sie ist ein Maß für die Unordnung eines Systems. Gem. des 2. Hauptsatz der Thermodynamik streben alle (und damit auch chemische) Systeme zu einem größtmöglichen Entropiezustand. So ist beispielsweise die Entropie eines Stoffes im festen Aggregatzustand kleiner als die im flüssigen und diese wiederum kleiner als die Entropie des gasförmigen Zustands. | ||
Die sog. '''freie Enthalpie'''[3] kann als Maß der Triebkraft einer chemischen Reaktion – angetrieben durch Entstehung energiearmer und damit stabiler Endzustände (ΔH < 0) sowie durch Zunahme der Entropie (S > 0) – angegeben und berechnet werden: | Die sog. '''freie Enthalpie'''[3] kann als Maß der Triebkraft einer chemischen Reaktion – angetrieben durch Entstehung energiearmer und damit stabiler Endzustände (ΔH < 0) sowie durch Zunahme der Entropie (S > 0) – angegeben und berechnet werden: | ||
<div align="center">ΔG = ΔH - T * ΔS</div> | <div align="center">ΔG = ΔH - T * ΔS</div> | ||
mit | mit | ||
| − | :ΔG: freie Enthalpie | + | :ΔG: freie Enthalpie |
| − | :ΔH: Enthalpieänderung | + | :ΔH: Enthalpieänderung |
| − | :T: Temperatur in K[4] | + | :T: Temperatur in K[4] |
| − | :ΔS: Entropieänderung | + | :ΔS: Entropieänderung |
Sofern ΔG < 0 findet ein freiwilliger Ablauf der Reaktion statt (die entsprechende Reaktion ist exeron). Wenn ΔG > 0 findet die Reaktion nicht freiwillig (nicht ohne weitere Energiezufuhr; Reaktion ist enderon) statt. | Sofern ΔG < 0 findet ein freiwilliger Ablauf der Reaktion statt (die entsprechende Reaktion ist exeron). Wenn ΔG > 0 findet die Reaktion nicht freiwillig (nicht ohne weitere Energiezufuhr; Reaktion ist enderon) statt. | ||
Die zur Auslösung einer Reaktion zugeführte Energie wird als Aktivierungsenergie E<sub>A</sub> bezeichnet. Erst wenn das chemische System entsprechend viel Energie aufgenommen hat, kann die Reaktion ablaufen: | Die zur Auslösung einer Reaktion zugeführte Energie wird als Aktivierungsenergie E<sub>A</sub> bezeichnet. Erst wenn das chemische System entsprechend viel Energie aufgenommen hat, kann die Reaktion ablaufen: | ||
| − | + | <div align="center">[[Bild:Reaktionsverlauf am Beispiel einer exothermen Reaktion.jpg]]</div> | |
| − | Abb. | + | <small>'''Abb. 3: Reaktionsverlauf am Beispiel einer exothermen Reaktion''' |
| − | Sofern dem System die notwendige Aktivierungsenergie E<sub>A</sub> zugeführt wurde, läuft die Reaktion unter Abgabe von Energie freiwillig ab. Dabei wird sowohl die Aktivierungsenergie frei, als auch zusätzliche Reaktionsenthalpie. | + | ::Sofern dem System die notwendige Aktivierungsenergie E<sub>A</sub> zugeführt wurde, läuft die Reaktion unter Abgabe von Energie freiwillig ab. Dabei wird sowohl die Aktivierungsenergie frei, als auch zusätzliche Reaktionsenthalpie.</small> |
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| + | <small>[1]: H für english "heat" = "Wärme" | ||
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| + | [2]: bei genormten Bedingungen von 25 °C Reaktionstemperatur und 1013 hPa Luftdruck | ||
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| + | [3]: syn. '''freie Energie''' | ||
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| + | [4]: Kelvin</small> | ||
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Aktuelle Version vom 25. November 2008, 10:10 Uhr
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II. Molekularbiologie
1.0 Grundlagen
1.4 Energetische Grundlagen
Wenn einer oder mehrere Stoffe chemisch reagieren, wird Energie benötigt oder freigesetzt. Dies gilt für alle chemischen und daher auch biochemisch-physiologischen Vorgänge. Die dabei genutzte Energie wird meist als Wärme umgesetzt, den Wärmeinhalt bei konstantem Druck bezeichnet man als Enthalpie H[1].
Allgemein erfolgt eine Reaktion wie folgt dargestellt:
Je nachdem, ob die Enthalpie der Edukte oder die der Produkte größer ist, unterscheidet man zwischen exergoner Reaktion (Energie wird frei; H(Edukte) > H(Produkte)) und endergoner Reaktion (Energie muß zum Ablauf der Reaktion zugeführt werden; H(Edukte) < H(Produkte)) bzw. synonym zwischen exothermer (Wärme wird frei) und endothermer Reaktion (Wärme wird aufgenommen).
Die Standardreaktionsenthalpie[2]
läßt sich anhand der Standardbildungsenergien[2]
berechnen:
Für Elemente beträgt die Standardbildungsenergie
. Für Elemente, die – wie z. B. Kohlenstoff – in unterschiedlichen Modifikationen vorliegen, erhält die stabilste Form 0. So beträgt beispielsweise
und
. Bei Verbindungen muß
entsprechenden Tabellen entnommen werden.
GERMAIN HENRI HESS stellte 1840 in einem Wärmesatz den Einfluß des Reaktionswegs (über unterschiedliche Zwischenprodukte von ein und demselben Edukt zum gleichen Produkt) auf die bei der entsprechenden Reaktion entstehende Reaktionsenthalpie dar. Wärmesatz nach HESS:
Für die Synthese von Kohlenstoffdioxid gibt es mehrere Möglichkeiten. Die einfachste ist die direkte Synthese aus den Elementen Kohlenstoff und Sauerstoff.
- Reaktion:
- C + O2 → CO2
- Fehler beim Erstellen des Vorschaubildes: Die Miniaturansicht konnte nicht am vorgesehenen Ort gespeichert werden
- Anstatt der direkten Oxidation von Kohlenstoff mit 2 Sauerstoffatomen kann unter bestimmten Voraussetzungen nur 1 O übertragen werden und erst dann das Zweite:
- 1. Teilreaktion: Kohlenmonoxidsynthese
- C + 0,5O₂ → CO
- Fehler beim Erstellen des Vorschaubildes: Die Miniaturansicht konnte nicht am vorgesehenen Ort gespeichert werden
- 2. Teilreaktion: CO₂-Synthese
- CO + 0,5O₂ → CO₂
- Fehler beim Erstellen des Vorschaubildes: Die Miniaturansicht konnte nicht am vorgesehenen Ort gespeichert werden
- Gesamtbilanz:
- Fehler beim Erstellen des Vorschaubildes: Die Miniaturansicht konnte nicht am vorgesehenen Ort gespeichert werden
- Fehler beim Erstellen des Vorschaubildes: Die Miniaturansicht konnte nicht am vorgesehenen Ort gespeichert werden
Neben der energetischen (thermischen) Zwängen und Gegebenheiten chemischer Systeme spielt die Entropie eine weitere wichtige Rolle. Sie ist ein Maß für die Unordnung eines Systems. Gem. des 2. Hauptsatz der Thermodynamik streben alle (und damit auch chemische) Systeme zu einem größtmöglichen Entropiezustand. So ist beispielsweise die Entropie eines Stoffes im festen Aggregatzustand kleiner als die im flüssigen und diese wiederum kleiner als die Entropie des gasförmigen Zustands.
Die sog. freie Enthalpie[3] kann als Maß der Triebkraft einer chemischen Reaktion – angetrieben durch Entstehung energiearmer und damit stabiler Endzustände (ΔH < 0) sowie durch Zunahme der Entropie (S > 0) – angegeben und berechnet werden:
mit
- ΔG: freie Enthalpie
- ΔH: Enthalpieänderung
- T: Temperatur in K[4]
- ΔS: Entropieänderung
Sofern ΔG < 0 findet ein freiwilliger Ablauf der Reaktion statt (die entsprechende Reaktion ist exeron). Wenn ΔG > 0 findet die Reaktion nicht freiwillig (nicht ohne weitere Energiezufuhr; Reaktion ist enderon) statt.
Die zur Auslösung einer Reaktion zugeführte Energie wird als Aktivierungsenergie EA bezeichnet. Erst wenn das chemische System entsprechend viel Energie aufgenommen hat, kann die Reaktion ablaufen:
Abb. 3: Reaktionsverlauf am Beispiel einer exothermen Reaktion
- Sofern dem System die notwendige Aktivierungsenergie EA zugeführt wurde, läuft die Reaktion unter Abgabe von Energie freiwillig ab. Dabei wird sowohl die Aktivierungsenergie frei, als auch zusätzliche Reaktionsenthalpie.
[1]: H für english "heat" = "Wärme"
[2]: bei genormten Bedingungen von 25 °C Reaktionstemperatur und 1013 hPa Luftdruck
[3]: syn. freie Energie
[4]: Kelvin
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