1.4 Energetische Grundlagen: Unterschied zwischen den Versionen
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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
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- 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
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- 2. Teilreaktion: CO₂-Synthese
- CO + 0,5O₂ → CO₂
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- Gesamtbilanz:
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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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