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2025-07-18T10:13:14Z

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[[Chemische Reaktion]]en werden in Bezug darauf, ob die [[Gibbs-Energie|freie Enthalpie]] G der an der Reaktion beteiligten Komponenten ab- oder zunimmt, als '''exergone''' (bzw. exergonische) oder '''endergone''' (bzw. endergonische) '''Reaktionen''' bezeichnet:<ref name="Florian Horn">{{Literatur| Autor=Florian Horn | Titel=Biochemie des Menschen das Lehrbuch für das Medizinstudium | Verlag=Georg Thieme Verlag | ISBN=978-3-13-130884-9 | Jahr=2009 | Online={{Google Buch | BuchID=U6_elMWl2_UC | Seite=63 }} | Seiten=63 }}</ref>

* exergon: <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G < 0</math>
* endergon: <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G > 0</math>

Diese Begriffe sind nicht mit '''''[[exotherm]]''''' und '''''[[Endotherme Reaktion|endotherm]]''''' zu verwechseln (siehe unten sowie ''[[Exothermer Vorgang#Abgrenzung|Abgrenzung]]'').

== Exergone und endergone Reaktionen ==
Exergone Reaktionen können spontan („freiwillig“) ablaufen, wenn die Reaktionsgeschwindigkeit hinreichend groß ist, um die Reaktion als beobachtbar bezeichnen zu können (s. [[Reaktionskinetik]]). Endergone Reaktionen laufen nicht spontan.<ref>P. Stephan, K. Schaber, K. Stephan, F. Mayinger: ''Thermodynamik - Grundlagen und technische Anwendungen - Band 2: Mehrstoffsysteme und chemische Reaktionen'' 15. Auflage, Springer, Heidelberg 2010, ISBN 978-3-540-36709-3.</ref>

Ein Beispiel für eine endergone Reaktion ist die Entstehung eines [[Protein]]s<ref name="Ulf Dettmer und Malte Folkerts">{{Literatur| Autor=Ulf Dettmer und Malte Folkerts | Titel=Biochemie | Verlag=Elsevier, Urban & Fischer Verlag | ISBN=978-3-437-44450-0 | Jahr=2005 | Online={{Google Buch | BuchID=6SqwILsGHDwC | Seite=6 }} | Seiten=6 }}</ref> in einer [[Wässrige Lösung|wässrigen Lösung]] von [[Aminosäure]]n. Sie kann allein nicht spontan ablaufen, kann aber als Teilreaktion realisiert werden, wenn sie an andere, exergone Teilreaktionen gekoppelt wird, so dass in der Summe das [[Vorzeichen (Zahl)|Vorzeichen]] von <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G</math> negativ ist. In [[Biologie|biologischen Systemen]] gelingt dies meist durch die [[Hydrolyse]] von [[Adenosintriphosphat|ATP]].<ref name="H.A. Harper, G. Löffler, P.E. Petrides, L. Weiss">{{Literatur| Autor=H.A. Harper, G. Löffler, P.E. Petrides, L. Weiss | Titel=Physiologische Chemie Eine Einführung in die medizinische Biochemie für Studierende der Medizin und Ärzte | Verlag=Springer-Verlag | ISBN=978-3-662-09766-3 | Jahr=2013 | Online={{Google Buch | BuchID=NzmzBgAAQBAJ | Seite=257 }} | Seiten=257 }}</ref>

Da die [[Rückreaktion]] einer endergonen Reaktion stets exergon ist (und umgekehrt), sollten Proteine eigentlich spontan wieder in ihre Aminosäuren zerfallen. Allerdings ist die Geschwindigkeit der Zerfallsreaktion unter [[physiologisch]]en Bedingungen so klein, dass sie vernachlässigt werden kann, d. h. [[Peptidbindung]]en sind in diesem Fall ''kinetisch stabil'' (oder: ''metastabil''). Hier entscheidet also ein Kriterium aus der Reaktionskinetik darüber, ob die Reaktion spontan abläuft, präziser: beobachtet wird.

Systeme streben stets dem [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewichtszustand]] zu, weil hier die freie Enthalpie den minimalen Wert annimmt. Hat ein System sein Gleichgewicht erreicht, so verändern sich die [[Konzentration (Chemie)|Konzentrationen]] der Reaktionspartner nicht mehr, weil ''G'' auf keinem Weg weiter verringert werden kann, und es gilt <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G = 0 </math>.

Das vollständige Ablaufen einer Reaktion ist hypothetisch, da jede Reaktion nur bis zum chemischen Gleichgewicht läuft. <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G</math> ist eine wichtige Größe, da sie mit der allgemeinen thermodynamischen [[Gleichgewichtskonstante]]n <math>K</math> in folgendem Zusammenhang steht:<ref>Walter J. Moore; "Grundlagen der physikalischen Chemie", Walter de Gruyter, 1990.</ref>

:<math>K = \exp \left( \frac{-\Delta_\mathrm{R} G}{R \cdot T} \right)</math>

mit
* der [[Gaskonstante]] R
* der [[absolute Temperatur|absoluten Temperatur]] T.

=== Bestimmung der freien Reaktionsenthalpie ===
<math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G</math> ist gegeben durch folgende Beziehung (oft auch als [[Gibbs-Helmholtz-Gleichung]] bezeichnet):<ref name="Florian Horn" />

:<math>\Delta_\mathrm{R} G = \Delta_\mathrm{R} H - T \cdot \Delta_\mathrm{R} S</math>

mit
* <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G</math>: molare [[freie Reaktionsenthalpie]]
* <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} H</math>: molare [[Reaktionsenthalpie]] (d. h. Änderung der [[Enthalpie]] der Stoffe bei Ablaufen der Reaktion)
* <math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} S</math>: molare Reaktionsentropie (d. h. Änderung der [[Entropie]] der Stoffe bei Ablaufen der Reaktion, s. Entropie).

<math>\mathrm {\Delta}_\mathrm{R} G^0</math> kann direkt mit Hilfe tabellierter Werte (Standard-Reaktionsenthalpien <math>\Delta H^{\circ}</math> und Standard-Reaktionsentropien <math>\Delta S^{\circ}</math>) für [[Standardbedingungen]] berechnet werden. Eine Umrechnung auf andere Temperaturen kann mit Hilfe der [[Van-’t-Hoff-Gleichung]] geschehen.

== Deutung der Gleichung Δ''G'' = Δ''H'' – ''T'' · Δ''S'' ==
=== Thermodynamik der chemischen Reaktion ===
Triebkraft für das Ablaufen einer chemischen Reaktion ist die Zunahme der Entropie S im [[Universum (Astronomie)|Universum]] (''vgl.'' zweiter Hauptsatz der [[Thermodynamik]]).

Betrachtet man ein System, das keine Energie mit der Umgebung austauschen kann ([[abgeschlossenes System]]), so lautet die einzige Bedingung, die an einen spontan ablaufenden Vorgang zu stellen ist, <math> \Delta S_\text{abg} > 0 </math>. Entscheidend ist dabei nicht, ob die einzelne Reaktion exergon oder endergon ist, sondern dass das System sich noch nicht im Gleichgewicht befindet.

=== Exotherme und endotherme Reaktion ===
Erlaubt man dem System den Austausch von Arbeit oder Wärme mit der Umgebung ([[Geschlossenes System]]), so muss zusätzlich die Entropieänderung in der Umgebung berücksichtigt werden. Diese kann erfasst werden über die Wärmeaufnahme, d. h., bei [[Isobare Zustandsänderung|isobaren Prozessen]], die Enthalpieänderung <math>\Delta H</math> des Systems:
* als negativer Beitrag, wenn die Reaktion [[exotherm]] ist, Wärme an die Umgebung abgegeben wird und auf diese Weise in der Umwelt die Entropie zunimmt,
* als positiver Beitrag, wenn die Reaktion [[Endotherme Reaktion|endotherm]] verläuft und die Entropie in der Umwelt abnimmt, weil Wärme vom System aufgenommen wird.

Nach dem zweiten Hauptsatz der Thermodynamik gilt dann für die Gesamtentropieänderung

:<math> \Delta\mathrm{S}\ +\ \Delta\mathrm{S}_\text{Umg}\ =\ \Delta\mathrm{S}\ -\ \Delta\mathrm{H}/T\ >\ 0. </math>

Das ist gleichbedeutend mit

:<math> \Delta\mathrm{H} -\ T\Delta\mathrm{S}\ = \Delta\mathrm{G}\ <\ 0. </math>

Das System strebt Zustände mit minimaler freier Enthalpie an, da dies der Zustand maximaler Entropie ist.

== Einzelnachweise ==
<references/>

[[Kategorie:Thermodynamischer Prozess]]

Exergone und endergone Reaktion - Versionsgeschichte

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