Reazioni Endergoniche vs Esergoniche ed Esempi

Le reazioni endergoniche ed esergoniche sono definite secondo il cambiamento dell’energia libera di Gibbs. In una reazione endergonica, l’energia libera dei prodotti è superiore all’energia libera dei reagenti ((∆G > 0; l’energia è immagazzinata nei prodotti), quindi la reazione non è spontanea e deve essere fornita energia supplementare per far procedere la reazione. In una reazione esergonica, l’energia libera dei reagenti è superiore all’energia libera dei prodotti (∆G < 0). L’energia viene rilasciata all’ambiente, che supera l’energia di attivazione della reazione e la rende spontanea.

Ecco uno sguardo più da vicino alle reazioni endergoniche ed esergoniche, esempi di ciascun tipo, e come le reazioni sono accoppiate per forzare reazioni sfavorevoli a verificarsi.

Reazioni endergoniche

Una reazione endergonica è una reazione chimica con un’energia libera di Gibbs standard positiva, a temperatura e pressione costante:
∆G° > 0
In altre parole, c’è un assorbimento netto di energia libera. I legami chimici nei prodotti immagazzinano energia. Le reazioni endergoniche sono anche chiamate reazioni sfavorevoli o non spontanee perché l’energia di attivazione di una reazione endergonica è solitamente più grande dell’energia della reazione complessiva. Poiché l’energia libera di Gibbs si riferisce alla costante di equilibrio, K < 1.

Ci sono diversi modi per far procedere reazioni sfavorevoli. Si può fornire energia riscaldando la reazione, accoppiandola ad una reazione exergonica, o facendole condividere un intermedio con una reazione favorevole. Si può far procedere la reazione rimuovendo il prodotto dal sistema.

Esempi di reazioni endergoniche includono la fotosintesi, la pompa Na+/K+ per la contrazione muscolare e la conduzione nervosa, la sintesi proteica, e lo scioglimento del cloruro di potassio in acqua.

Reazioni esergoniche

Una reazione esergonica è una reazione chimica con un’energia libera di Gibbs standard negativa, a temperatura e pressione costante:

∆G° < 0

In altre parole, c’è un rilascio netto di energia libera. La rottura dei legami chimici nei reagenti rilascia più energia di quella usata per formare nuovi legami chimici nei prodotti. Le reazioni esergoniche sono anche conosciute come reazioni esoergiche, favorevoli o spontanee. Come per tutte le reazioni, c’è un’energia di attivazione che deve essere fornita perché una reazione esergonica proceda. Ma, l’energia rilasciata dalla reazione è sufficiente per soddisfare l’energia di attivazione e mantenere la reazione in corso. Si noti che mentre una reazione esergonica è spontanea, non può procedere rapidamente senza l’aiuto di un catalizzatore. Per esempio, l’arrugginimento del ferro è esergonico, ma molto lento.

Esempi di reazioni esergoniche includono la respirazione cellulare, la decomposizione del perossido di idrogeno, e la combustione.

Endergonica/Esergonica vs Endotermica/Esotermica

Le reazioni endotermiche ed esotermiche sono tipi di reazioni endergoniche ed esergoniche, rispettivamente. La differenza è che l’energia assorbita da una reazione endotermica o rilasciata da una reazione esotermica è il calore. Le reazioni endergoniche ed esergoniche possono rilasciare altri tipi di energia oltre al calore, come la luce o anche il suono. Per esempio, un bastoncino luminoso è una reazione esergonica che rilascia luce. Non è una reazione esotermica perché non rilascia calore.

Reazioni in avanti e inverse

Se una reazione è endergonica in una direzione, è esergonica nell’altra direzione (e viceversa). Per questa reazione, le reazioni endergoniche ed esergoniche possono essere chiamate reazioni reversibili. La quantità di energia libera è la stessa sia per la reazione in avanti che per quella inversa, ma l’energia è assorbita (positiva) dalla reazione endergonica e rilasciata (negativa) dalla reazione esergonica. Per esempio, consideriamo la sintesi e la degradazione dell’adenosina trifosfato (ATP).

L’ATP è fatto unendo un fosfato (Pi) all’adenosina disfosfato (ADP):
ADP + Pi → ATP + H2O
Questa reazione è endergonica, con ∆G = +7,3 kcal/mol in condizioni standard. Il processo inverso, l’idrolisi dell’ATP, è un processo esergonico con un valore dell’energia libera di Gibbs uguale in grandezza, ma opposto in segno di -7.3 kcal/mol:

ATP + H2O → ADP + Pi

Accoppiamento delle reazioni Endergoniche ed Esergoniche

Le reazioni chimiche procedono sia in avanti che in direzione inversa finché l’equilibrio chimico è raggiunto e le reazioni avanti e indietro procedono alla stessa velocità. All’equilibrio chimico, il sistema è nel suo stato energetico più stabile.

L’equilibrio è una cattiva notizia per la biochimica, perché le cellule hanno bisogno che le reazioni metaboliche avvengano, altrimenti muoiono. Le cellule controllano la concentrazione di prodotti e reagenti per favorire la direzione della reazione necessaria in quel momento. Così, per fare ATP, una cellula deve fornire energia e aggiungere ADP o rimuovere ATP e acqua. Per continuare a convertire l’ATP in energia, la cellula fornisce reagenti o rimuove prodotti.

Spesso, una reazione chimica alimenta la successiva e le reazioni endergoniche sono accoppiate alle reazioni esergoniche per dare loro abbastanza energia per procedere. Per esempio, la bioluminescenza delle lucciole risulta dalla luminescenza endergonica della luciferina, accoppiata al rilascio esergonico di ATP.

• Hamori, Eugene (2002). “Costruire una base per la bioenergetica”. Educazione in biochimica e biologia molecolare. 30 (5):296-302. doi:10.1002/bmb.2002.494030050124
• Hamori, Eugene; James E. Muldrey (1984). “Uso della parola “desideroso” invece di “spontaneo” per la descrizione delle reazioni esergoniche”. Journal of Chemical Education. 61 (8): 710. doi:10.1021/ed061p710
• IUPAC (1997). Compendio di terminologia chimica (2a ed.) (il “Libro d’oro”). ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook