Freie Enthalpie
Freie Enthalpie (G), klassisch auch Gibbs' freie Energie, Gibbs-Potential oder freie Reaktionsenthalpie genannt. Der Begriff freie Standardenthalpie (Go bzw. Go') wird im Textverlauf eingeführt.Chemische Reaktionen und enzymatische Umsetzungen gehorchen den Gesetzen der Thermodynamik. Die Thermodynamik beschreibt Beziehungen zwischen verschiedenen Energieformen und beantwortet die Frage ob, unter welchen Bedingungen und in welchem Umfang z.B. die chemische oder enzymatische Umsetzung
abläuft. Hier ist das entscheidende Kriterium die freie Enthalpie G. Für die Änderung der freien Enthalpie ΔG während einer Reaktion gilt
- ΔG < 0 (negativ): exergone Reaktion, die unter den gegebenen Bedingungen (Konzentrationen) spontan abläuft;
- ΔG = 0 Gleichgewichtssituation: keine Reaktion;
- ΔG > 0 (positiv): endergone Reaktion, deren Ablauf in der angegebenen Richtung Energiezufuhr (in Form von Arbeit) erforden würde.
Darin sind [A] bis [D] die molaren Konzentrationen der entsprechenden Moleküle (Metabolite) und a bis d ihre Stöchiometrien. R steht für die Gaskonstante:
- R=8.31434.10-3 [kJ/(mol.grd)], früher: R=1.98717.10-3 [kcal/(mol.grd)]
- T ist die absolute Temperatur (in der Enzymkinetik nach Konvention 298 K entsprechend 25 °C) und
- ΔGo eine reaktionsspezifische Konstante, die noch abzuleitende freie Standardenthalpie.
Zusammen mit der aus dem Massenwirkungsgesetz folgenden Definition der Gleichgewichtsk onstanten, K = ([C]c[D]d)/([A]a[B]b) ergibt sich vereinfachend
Hierdurch wird illustriert, dass sich ΔGo aus der entsprechenden Gleichgewichtskonstanten bei derselben Temperatur ermitteln lässt. Somit ist die Änderung der freien Standardenthalpie die charakteristische thermodynamische Konstante einer jeden Reaktion.
- ''Es ist wichtig, die unterschiedlichen Definitionen der Parameter ΔG (Änderung der freien Enthalpie) und ΔGo (Änderung der freien Standardenthalpie) genau zu beachten und zu verstehen.
Damit wird klar, dass ΔG derjenige Parameter ist, welcher die Reaktionsrichtung bestimmt (bei negativem ΔG liegt die Reaktionsrichtung auf der Produktseite, d.h. die freie Enthalpie kann beim Reaktionsverlauf einem Minimum zustreben). Andererseits kann eine durch positives ΔGo gekennzeichnete Reaktion durchaus in der geschriebenen Richtung ablaufen, sofern die Ausgangskonzentrationen ein negatives ΔG gewährleisten.
Tabelle: Gleichgewichtskonstante K und ΔGo: Nur die Daten für exergone Reaktionen (negatives ΔGo, d.h. unter Standardbedingungen ablaufend) sind gezeigt. Bei Umkehrung der Vorzeichen, d.h. endergone Reaktionen, gelten für K die Kehrwerte. Nach dem zweiten Hauptsatz der Thermodynamik, ΔG = ΔH - TΔS, können exergone Reaktionen diese Eigenschaft haben, weil sie exotherm verlaufen (ΔH negativ) oder weil sie Entropie-getrieben sind (ΔS positiv).
{| ID="Tabelle1" BORDER="1" CELLSPACING="1" CELLPADDING="1" WIDTH="100%" NOFINSIDE="~! ~!" |
K |
) Go [kJ/mol] | |
1 |
0 | ||
10 |
-6 | ||
100 |
-11 | ||
1000 |
-17 | ||
10000 |
-23 | ||
1E5 |
-29 |