Reacções Endergónicas vs Exergónicas e Exemplos

Reacções endergónicas e exergónicas são definidas de acordo com a alteração da energia livre de Gibbs. Numa reacção endergónica, a energia livre dos produtos é superior à energia livre dos reagentes ((∆G > 0; a energia é armazenada nos produtos), pelo que a reacção não é espontânea e deve ser fornecida energia adicional para que a reacção prossiga. Numa reacção exergónica, a energia livre dos reagentes é maior do que a energia livre dos produtos (∆G < 0). A energia é libertada para o ambiente, o que supera a energia de activação da reacção e a torna espontânea.

p>Aqui está uma visão mais atenta das reacções endergónicas e exergónicas, exemplos de cada tipo, e como as reacções são acopladas para forçar a ocorrência de reacções desfavoráveis.

Reacções endergónicas

Uma reacção endergónica é uma reacção química com um padrão positivo de energia livre de Gibbs, a temperatura e pressão constantes:
∆G° > 0
Por outras palavras, há uma absorção líquida de energia livre. As ligações químicas nos produtos armazenam energia. As reacções endergónicas são também chamadas reacções desfavoráveis ou não espontâneas porque a energia de activação de uma reacção endergónica é geralmente maior do que a energia da reacção global. Porque a energia livre de Gibbs está relacionada com a constante de equilíbrio, K < 1.

Existem várias formas de fazer com que as reacções desfavoráveis prossigam. Pode-se fornecer energia aquecendo a reacção, acoplando-a a uma reacção exergónica, ou fazendo-a partilhar um intermediário com uma reacção favorável. Pode puxar a reacção para prosseguir removendo o produto do sistema.

Exemplos de reacções endergónicas incluem fotossíntese, a bomba de Na+/K+ para contracção muscular e condução nervosa, síntese proteica, e dissolução de cloreto de potássio na água.

Reacções exergónicas

Uma reacção exergónica é uma reacção química com um padrão negativo de energia livre de Gibbs, a temperatura e pressão constantes:

∆G° < 0

Por outras palavras, há uma libertação líquida de energia livre. A quebra das ligações químicas nos reagentes liberta mais energia do que a utilizada para formar novas ligações químicas nos produtos. As reacções exergónicas são também conhecidas como reacções exoérgicas, favoráveis, ou espontâneas. Como em todas as reacções, existe uma energia de activação que deve ser fornecida para que uma reacção exergónica prossiga. Mas, a energia libertada pela reacção é suficiente para satisfazer a energia de activação e manter a reacção a decorrer. Note-se que, embora uma reacção exergónica seja espontânea, pode não prosseguir rapidamente sem a ajuda de um catalisador. Por exemplo, a oxidação do ferro é exergónica, mas muito lenta.

Exemplos de reacções exergónicas incluem respiração celular, a decomposição do peróxido de hidrogénio, e combustão.

Endergónica/Exergónica vs Endotérmica/Exotérmica

Reacções endotérmicas e exotérmicas são tipos de reacções endergónicas e exergónicas, respectivamente. A diferença é a energia absorvida por uma reacção endotérmica ou libertada por uma reacção exotérmica é o calor. As reacções endergónicas e exergónicas podem libertar outros tipos de energia além do calor, tais como a luz ou mesmo o som. Por exemplo, um bastão fluorescente é uma reacção exergónica que liberta luz. Não é uma reacção exotérmica porque não liberta calor.

Reacções Avante e Inversa

Se uma reacção é endergónica numa direcção, é exergónica na outra direcção (e vice versa). Para esta reacção, as reacções endergónicas e exergónicas podem ser chamadas reacções reversíveis. A quantidade de energia livre é a mesma tanto para a reacção directa como para a reacção inversa, mas a energia é absorvida (positiva) pela reacção endergónica e libertada (negativa) pela reacção exergónica. Por exemplo, considere a síntese e degradação do trifosfato de adenosina (ATP).

p>ATP é feita pela união de um fosfato (Pi) ao fosfato de adenosina (ADP):
ADP + Pi → ATP + H2O
Esta reacção é endergónica, com ∆G = +7,3 kcal/mol em condições padrão. O processo inverso, a hidrólise de ATP, é um processo exergónico com um valor energético livre de Gibbs igual em magnitude, mas oposto em sinal de -7,3 kcal/mol:

ATP + H2O → ADP + Pi

Aplicação de Reacções Endergónicas e Exergónicas

Reacções químicas prosseguem tanto na direcção da frente como na direcção inversa até se atingir o equilíbrio químico e as reacções da frente e inversa prosseguem ao mesmo ritmo. Em equilíbrio químico, o sistema está no seu estado energético mais estável.

Equilíbrio é má notícia para a bioquímica, porque as células precisam de reacções metabólicas para ocorrerem ou então morrem. As células controlam a concentração de produtos e reagentes para favorecer a direcção da reacção necessária no momento. Assim, para que uma célula faça ATP, precisa de fornecer energia e adicionar ADP ou remover ATP e água. Para continuar a converter ATP em energia, a célula fornece reagentes ou remove produtos.

Muitas vezes, uma reacção química alimenta a seguinte e as reacções endergónicas são acopladas a reacções exergónicas para lhes dar energia suficiente para prosseguir. Por exemplo, a bioluminescência do pirilampo resulta da luminescência endergónica por luciferina, acoplada à libertação de ATP exergónico.

• Hamori, Eugene (2002). “Construir uma fundação para a bioenergética”. Educação em Bioquímica e Biologia Molecular. 30 (5):296-302. doi:10.1002/bmb.2002.494030050124
• Hamori, Eugene; James E. Muldrey (1984). “Utilização da palavra “ansioso” em vez de “espontâneo” para a descrição de reacções exergónicas”. Journal of Chemical Education. 61 (8): 710. doi:10.1021/ed061p710

li>IUPAC (1997). Compendium of Chemical Terminology (2ª ed.) (o “Livro de Ouro”). ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook