Reacción endergónica

Reacción química que requiere más energía para iniciarse que la que produce.

Una reacción endergónica (como la fotosíntesis ) es una reacción que requiere energía para ser impulsada. Endergónica significa "absorber energía en forma de trabajo". La energía de activación para la reacción es típicamente mayor que la energía total de la reacción exergónica (1). Las reacciones endergónicas no son espontáneas. El progreso de la reacción se muestra mediante la línea. El cambio de energía libre de Gibbs ( Δ G ) durante una reacción endergónica es un valor positivo porque se gana energía (2).

En termodinámica química , una reacción endergónica (del griego ἔνδον (endon)  'dentro' y ἔργον (ergon)  ' trabajo '; también llamada reacción no espontánea que absorbe calor o reacción desfavorable ) es una reacción química en la que el cambio estándar en energía libre es positivo y se necesita una fuerza impulsora adicional para realizar esta reacción. En términos sencillos, la cantidad total de energía útil es negativa (se necesita más energía para iniciar la reacción de la que se recibe de ella), por lo que la energía total es un resultado neto negativo, a diferencia de un resultado neto positivo en una reacción exergónica . Otra forma de expresar esto es que la energía útil debe ser absorbida del entorno hacia el sistema viable para que ocurra la reacción.

En condiciones de temperatura y presión constantes, esto significa que el cambio en la energía libre de Gibbs estándar sería positivo,

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

para la reacción en estado estándar (es decir, a presión estándar (1 bar ) y concentraciones estándar (1 molar ) de todos los reactivos).

En el metabolismo , un proceso endergónico es anabólico , lo que significa que se almacena energía; en muchos de estos procesos anabólicos, la energía se suministra acoplando la reacción al trifosfato de adenosina (ATP) y, en consecuencia, dando como resultado un fosfato orgánico de alta energía y carga negativa y un difosfato de adenosina positivo .

Constante de equilibrio

La constante de equilibrio de la reacción está relacionada con Δ G ° por la relación:

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

donde T es la temperatura absoluta y R es la constante de los gases . Un valor positivo de Δ G ° implica por tanto

${\displaystyle K<1\,}$

De modo que, a partir de cantidades estequiométricas molares, dicha reacción se movería hacia atrás, hacia el equilibrio, y no hacia adelante.

Sin embargo, las reacciones endergónicas son bastante comunes en la naturaleza, especialmente en bioquímica y fisiología . Algunos ejemplos de reacciones endergónicas en las células incluyen la síntesis de proteínas y la bomba Na ⁺ /K ⁺ que impulsa la conducción nerviosa y la contracción muscular .

Energía libre de Gibbs para reacciones endergónicas

Todos los sistemas físicos y químicos del universo siguen la segunda ley de la termodinámica y se mueven en una dirección descendente, es decir, exergónica . Por lo tanto, si se deja a su suerte, cualquier sistema físico o químico se moverá, según la segunda ley de la termodinámica, en una dirección que tiende a disminuir la energía libre del sistema y, por lo tanto, a gastar energía en forma de trabajo. Estas reacciones ocurren espontáneamente.

Una reacción química es endergónica cuando no es espontánea. Por lo tanto, en este tipo de reacción la energía libre de Gibbs aumenta. La entropía está incluida en cualquier cambio de la energía libre de Gibbs. Esto difiere de una reacción endotérmica donde la entropía no está incluida. La energía libre de Gibbs se calcula con la ecuación de Gibbs-Helmholtz :

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

dónde:

⁠ ⁠ ${\displaystyle T}$ = temperatura en kelvin (K)

⁠ ⁠ ${\displaystyle \Delta G}$ = cambio en la energía libre de Gibbs

⁠ ⁠ ${\displaystyle \Delta S}$ = cambio en la entropía (a 298 K) como ${\textstyle \Delta S=\sum S({\text{Product}})-\sum S({\text{Reagent}})}$

⁠ ⁠ ${\displaystyle \Delta H}$ = cambio en entalpía (a 298 K) como ${\textstyle \Delta H=\sum H({\text{Product}})-\sum H({\text{Reagent}})}$

Una reacción química no progresa espontáneamente cuando la energía libre de Gibbs aumenta, en cuyo caso ⁠ ⁠ es ${\displaystyle \Delta G}$ positiva. En las reacciones exergónicas ⁠ ⁠ ${\displaystyle \Delta G}$ es negativa y en las endergónicas ⁠ ⁠ es ${\displaystyle \Delta G}$ positiva:

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

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

donde es igual al cambio en la energía libre de Gibbs después de completarse una reacción química. ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {R} }G}$

Haciendo que ocurran reacciones endergónicas

Las reacciones endergónicas pueden lograrse si son exergónicas o atraídas por un proceso exergónico (que aumenta la estabilidad, cambio negativo en la energía libre ). Por supuesto, en todos los casos la reacción neta del sistema total (la reacción en estudio más la reacción de atracción o de empuje) es exergónica.

Jalar

Los reactivos pueden ser extraídos mediante una reacción endergónica si los productos de reacción se eliminan rápidamente mediante una reacción exergónica posterior. De esta manera, la concentración de los productos de la reacción endergónica siempre permanece baja, por lo que la reacción puede continuar.

Un ejemplo clásico de esto podría ser la primera etapa de una reacción que se desarrolla a través de un estado de transición . El proceso de llegar a la parte superior de la barrera de energía de activación hasta el estado de transición es endergónico. Sin embargo, la reacción puede continuar porque, una vez alcanzado el estado de transición, evoluciona rápidamente a través de un proceso exergónico hasta los productos finales más estables.

Empujar

Las reacciones endergónicas pueden impulsarse acoplándolas a otra reacción que sea fuertemente exergónica, a través de un intermedio compartido.

Así es como se desarrollan a menudo las reacciones biológicas. Por ejemplo, la reacción por sí sola

${\displaystyle X+Y\longrightarrow XY}$

Puede ser demasiado endergónica para que ocurra. Sin embargo, es posible que ocurra acoplándola a una reacción fuertemente exergónica, como, muy a menudo, la descomposición de ATP en ADP e iones de fosfato inorgánico, ATP → ADP + P _i , de modo que

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

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

Este tipo de reacción, en la que la descomposición del ATP proporciona la energía libre necesaria para que se produzca una reacción endergónica, es tan común en la bioquímica celular que a menudo se denomina al ATP la "moneda energética universal" de todos los organismos vivos.

Véase también

• Exergónico
• Reacción exergónica
• Exotérmico
• Endotérmico
• Reacción exotérmica
• Reacción endotérmica
• Endoterma
• Exotermia

Referencias