Reacción endergónica

En termodinámica química, una reacción endergónica (del griego ἔνδον (endon) 'dentro', y ἔργον (ergon) 'trabajo'; también llamado reacción no espontánea que absorbe calor o reacción desfavorable) es una reacción química en la que el cambio estándar de 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 que la que se recibe), 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 se debe absorber energía útil del entorno hacia el sistema viable para que se produzca 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 cargado negativamente de alta energía y un difosfato de adenosina positivo.

Constante de equilibrio

La constante de equilibrio de la reacción está relacionada con ΔG° mediante la relación:

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

donde T es la temperatura absoluta y R es la constante del gas. Por lo tanto, un valor positivo de ΔG° implica

${displaystyle #$

de modo que, a partir de cantidades estequiométricas molares, dicha reacción retrocedería hacia el equilibrio, no hacia adelante.

Sin embargo, las reacciones endergónicas son bastante comunes en la naturaleza, especialmente en bioquímica y fisiología. 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 avanzan en dirección descendente, es decir, exergónica. Así, abandonado a sí mismo, cualquier sistema físico o químico procederá, según la segunda ley de la termodinámica, en una dirección que tiende a disminuir la energía libre del sistema y, por tanto, a gastar energía en forma de trabajo. Estas reacciones ocurren de forma espontánea.

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

${displaystyle Delta G=Delta H-Tcdot Delta S}$

donde:

${displaystyle T}$ = temperatura en kelvins (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 de enthalpy (a 298 K) como ${textstyle Delta H=sum H({text{Product}})-sum H({text{Reagent})}$

Una reacción química progresa no espontáneamente cuando el Gibbs aumenta la energía libre, en ese caso el ${displaystyle Delta G}$ es positivo. En las reacciones exergónicas ${displaystyle Delta G}$ es negativo y en reacciones endergónicas los ${displaystyle Delta G}$ es positivo:

${displaystyle Delta _{mathrm {R}G0 made}$ exergónica

${displaystyle Delta _{mathrm {R} }G Conf0}$ endergónica

Donde ${displaystyle Delta _{mathrm {R}G}$ iguala el cambio en la energía libre de Gibbs después de la terminación de una reacción química.

Hacer que sucedan reacciones endergónicas

Las reacciones endergónicas se pueden lograr si son jaladas o empujadas por un proceso exergónico (aumento de 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 del tirador o del empujador) es exergónica.

Tirar

Los reactivos se pueden extraer a través de una reacción endergónica, si los productos de la reacción se eliminan rápidamente mediante una reacción exergónica posterior. Por lo tanto, 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 cima de la barrera de energía de activación hacia el estado de transición es endergónico. Sin embargo, la reacción puede continuar porque, una vez alcanzado el estado de transición, evoluciona rápidamente mediante un proceso exergónico hacia productos finales más estables.

Empujar

Las reacciones endergónicas se pueden impulsar acoplándolas a otra reacción que sea fuertemente exergónica, a través de un intermediario compartido.

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

${displaystyle X+Ylongrightarrow XY.$

puede ser demasiado endergónico para ocurrir. Sin embargo, es posible lograrlo acoplándolo a una reacción fuertemente exergónica, como, muy a menudo, la descomposición de ATP en ADP e iones fosfato inorgánicos, ATP → ADP + P_i, por lo que eso

${displaystyle X+{matit {ATP}longrightarrow {Mathit {XP}+{mathit {ADP}}$

${displaystyle {Mathit {XP}+Ylongarrow {fnMitit {XY}+P_{i}$

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 al ATP a menudo se le llama la "moneda de energía universal" de todos los organismos vivos.