Reazione endergonica
# Reazione endergonica

Nella termodinamica chimica, una reazione endoergonica (chiamata anche reazione non spontanea di assorbimento di calore o reazione sfavorevole) è una reazione chimica in cui la variazione standard di energia libera è positiva ed è necessaria una forza aggiuntiva per eseguire questa reazione. In parole povere, la quantità totale di energia utile è negativa (ci vuole più energia per avviare la reazione di quella che si ottiene da essa) quindi l'energia totale è un risultato netto negativo. Per un guadagno complessivo nel risultato netto, si veda la reazione esoergonica. Un altro modo per esprimerlo è che l'energia utile deve essere assorbita dall'ambiente circostante nel sistema funzionante affinché la reazione avvenga.

In condizioni di temperatura e pressione costanti, ciò significa che la variazione dell'energia libera di Gibbs standard risulta positiva,

    $\Delta G^{\circ }>0$

per la reazione in condizioni standard (cioè a pressione = 1 bar e concentrazioni standard = 1 molare di tutti i reagenti).

Nel metabolismo, un processo endoergonico è anabolico, il che significa che l'energia viene immagazzinata; in molti di questi processi anabolici l'energia viene fornita accoppiando la reazione all'adenosina trifosfato (ATP) e conseguentemente producendo un fosfato organico ad alta energia, caricato negativamente, e adenosina difosfato (ADP) positivo.

## Equilibrio costante

La costante di equilibrio per la reazione è correlata all'energia Δ G ° dalla relazione:

    $K=e^{-{\frac {\Delta G^{\circ }}{RT}}}$

dove T è la temperatura assoluta e R è la costante dei gas. Un valore positivo di Δ G ° implica quindi:

    $K<1\,$

in modo che a partire da quantità stechiometriche molari una tale reazione si muoverebbe all'indietro verso l'equilibrio, non in avanti.

Tuttavia, le reazioni endoergoniche sono abbastanza comuni in natura, specialmente in biochimica e fisiologia. Esempi di reazioni endoergoniche nelle cellule includono la sintesi proteica e la pompa Na $^+$ / K $^+$ che guida la conduzione nervosa e la contrazione muscolare.

## Energia libera di Gibbs per reazioni endoergoniche

Tutti i sistemi fisici e chimici nell'universo seguono la seconda legge della termodinamica e procedono in direzione discendente, cioè in maniera esoergonica. Quindi, lasciato a se stesso, qualsiasi sistema fisico o chimico procederà, secondo la seconda legge della termodinamica, in una direzione che tende ad abbassare l'energia libera del sistema, e quindi a consumare energia sotto forma di lavoro. Queste reazioni si verificano spontaneamente.

Una reazione chimica è endoergonica quando non spontanea. Quindi in questo tipo di reazione l'energia libera di Gibbs aumenta. L'entropia è inclusa in ogni variazione dell'energia libera di Gibbs. Ciò differisce da una reazione endotermica in cui l'entropia non è inclusa. L'energia libera di Gibbs viene calcolata con l'equazione di Gibbs – Helmholtz:

    $\Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S$

dove:

    T = temperatura in kelvin (K)
    Δ G = variazione dell'energia libera di Gibbs
    Δ S = variazione di entropia (a 298 K) come Δ S = Σ { S (Prodotto) } - Σ { S (reagente) }
    Δ H = variazione di entalpia (a 298 K) come Δ H = Σ { H (Prodotto) } - Σ { H (Reagente) }

Una reazione chimica progredisce in modo non spontaneo quando l'energia libera di Gibbs aumenta, ovvero quando il Δ G è positivo. Nelle reazioni esoergoniche il Δ G è negativo e nelle reazioni endoergoniche il ΔG è positivo:

    $\Delta _{\mathrm {R} }G<0$ esoergonica
    $\Delta _{\mathrm {R} }G>0$ endoergonica

dove:

    $\Delta _{\mathrm {R} }G$ è uguale alla variazione nell'energia libera di Gibbs dopo il completamento di una reazione chimica.
