MCCf036 Bridging Life Sciences

ΔG-
 

1. Exergonische Reaktion:

    •    ΔG < 0 (negativ):
Eine Reaktion mit negativem ΔG gibt Energie frei und ist spontan. Das bedeutet, die Reaktion läuft freiwillig ab. Man bezeichnet sie als exergonisch.
    •    Beispiel: Holzverbrennung

Warum ist die Holzverbrennung exergonisch?

    •    Bei der Verbrennung von Holz wird chemische Energie freigesetzt, meist in Form von Wärme und Licht. Das bedeutet, die Reaktion gibt Energie an die Umgebung ab.
    •    Der Wert von ΔG für die Verbrennung von Holz ist negativ, da es eine spontane Reaktion ist, sobald sie gestartet wurde, und sie Energie freisetzt.

Beispiel:

Bei der Holzverbrennung reagieren die Kohlenstoffverbindungen im Holz mit Sauerstoff (O₂) aus der Luft, und es entstehen Kohlendioxid (CO₂) und Wasser (H₂O). Diese Reaktion setzt viel Energie in Form von Wärme frei, was typisch für eine exergonische Reaktion ist.

ΔG+

2. Endergonische Reaktion:

    •    ΔG > 0 (positiv):
Reaktion benötigt Energie von außen, um abzulaufen, und ist nicht spontan. Man bezeichnet sie als endergonisch.
    •    Beispiel: Elektrolyse von Wasser

    •    Bei der Elektrolyse wird Wasser (H₂O) in seine Bestandteile Wasserstoff (H₂) und Sauerstoff (O₂) zerlegt.
    •    Diese Reaktion benötigt elektrische Energie von außen, um abzulaufen, da Wasser nicht spontan in Wasserstoff und Sauerstoff zerfällt.

ΔG=ΔH−TΔS 

Hier ist, was die einzelnen Begriffe bedeuten:

• ΔG: Änderung der Gibbs'schen freien Energie (gibt an, ob eine Reaktion spontan oder nicht spontan ist).
• ΔH: Änderung der Enthalpie (Wärmeenergie), also die Wärme, die bei der Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird.
• T: Temperatur in Kelvin (K).(C°+273.15)
• ΔS: Änderung der Entropie (Unordnung des Systems).

Schritte zur Berechnung von ΔG:

1. Bestimme ΔH
   • Dies ist die Änderung der Enthalpie der Reaktion. Es gibt an, ob die Reaktion Wärme freisetzt (exotherm, ΔH-) oder aufnimmt (endotherm, ΔH+
2. Bestimme ΔS
   • Dies ist die Änderung der Entropie. Ein positiver Wert bedeutet, dass die Unordnung im System zunimmt, und ein negativer Wert bedeutet, dass die Unordnung abnimmt.
3. Setze die Werte in die Formel ein:
   • Wenn du ΔH (in Joule oder kJ), T(in Kelvin) und ΔS (in Joule/Kelvin oder kJ/Kelvin) hast, setzt du diese in die Gleichung ein und berechnest ΔG

Beispiel:

Angenommen, eine Reaktion hat:

• ΔH=−100kJ/mol (die Reaktion gibt Wärme ab),
• ΔS=0,2kJ/K mol (die Unordnung nimmt zu),
• T=298K (Temperatur in Kelvin).

Setze die Werte in die Gleichung ein:

ΔG=−100kJ/mol−298K×0,2kJ/K mol

ΔG=−100kJ/mol−59,6kJ/mol

ΔG=−159,6kJ/mol

Da ΔG unter 0 ist (-), ist die Reaktion spontan und exergonisch.

ΔS ist die Änderung der Entrophie (Unordung, Zufälligkeit)

ΔS+ Unordung nimmt zu (Schmelzen, Verdampfen)

ΔS- Unordung nimmt ab (Frieren, Kondensieren)

ΔH ist die Änderung der Enhalphie (Gesamtenergie bei konstantem Druck). (Angabe ob Wärme aufgenommen oder abgegeben wird)

ΔH- exotherm (Holz verbrennen)

ΔH+ endotherm (Eis schmelzen)

ΔG gibt an ob eine Reaktion spontan oder nicht spontan abläuft. Also von selber oder ob es einen Zusatz braucht. 

ΔG- Exergonic, spontan

ΔG+ Endergonic, nicht spontan

Adenosine Triphosphate

ATP ist der "Treibstoff" für viele zelluläre Prozesse.

Es wird in den Mitochondrien durch Prozesse wie die Zellatmung und die Glykolyse erzeugt.

pro gramm:

Synthesis = Aus kleinen Molekülen und Atomen wird ein Grosses. z.B. Amino Säuren zu Proteinen. (Ein Produkt)

Decomposition = Gegenteil von Synthesis. Grosse Moleküle werden zerbrochen. Sie geben Energie ab. (Ein Reaktant)

Exchange Reaction = Enthält beides, Synthesis und Decomposition. Verbunde werden Gebrochen und neu Formatiert. 

Die pH-Skala reicht von 0 bis 14 und misst, ob eine Lösung sauer, neutral oder basisch ist:

    •    Sauer: pH < 7 (hohe Konzentration an H⁺Ionen)
    •    Neutral: pH = 7 (gleiches Verhältnis von H⁺ und OH^- Ionen, wie in reinem Wasser)
    •    Basisch: pH > 7 (hohe Konzentration an OH^-Ionen)

Auf der pH-Skala ist jeder Wert um den Faktor 10 unterschiedlich. Das bedeutet, eine Lösung mit pH 3 ist 10-mal saurer als eine mit pH 4.

•    Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung Protonen (H⁺) abgeben. Ein Beispiel für eine starke Säure ist Salzsäure (HCl), die in Wasser vollständig zu H⁺ und Cl^- dissoziiert. = haben viele H⁺

    •    Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen oder Hydroxid-Ionen (OH^-) freisetzen. Ein Beispiel für eine starke Base ist Natriumhydroxid (NaOH), die in Wasser vollständig zu Na⁺ und OH^- dissoziiert. = haben viele OH^-

Die Stärke einer Säure oder Base hängt davon ab, wie vollständig sie in einer wässrigen Lösung dissoziiert. Starke Säuren und Basen dissoziieren vollständig, während schwache Säuren und Basen nur teilweise dissoziieren.

- sehr stabil -> aromaticity ist die bezeichnung dafür

- nicht sehr reaktive (weniger reaktiv als alkenes)

- meist 6er Ring (benzene Ring)

-

Eine Reaktion, bei der Wärme aus der Umgebung aufgenommen wird (ΔH ist positiv). Beispiel: Schmelzen von Eis.

Enthalpie ist die Wärmeenergie, die in einem System gespeichert ist. Sie wird durch die Differenz zwischen den Produkten und Reaktanten in einer chemischen Reaktion bestimmt.

Entropie ist ein Maß für die Unordnung oder Zufälligkeit in einem System. Eine Zunahme der Entropie (ΔS > 0) bedeutet, dass die Unordnung im System zunimmt.

Die Gibbsche freie Energie ist die Energie, die für Arbeit zur Verfügung steht. Sie wird durch die Formel ΔG = ΔH - TΔS beschrieben.

Eine Reaktion mit einem negativen ΔG-Wert ist spontan, das heißt, sie läuft von selbst ab.

Eine Reaktion mit einem positiven ΔG-Wert ist nicht spontan und benötigt Energiezufuhr, um abzulaufen.

Die minimale Energie, die benötigt wird, um eine chemische Reaktion zu starten. Sie ist die "Energiebarriere", die überwunden werden muss.

Ein Katalysator beschleunigt eine chemische Reaktion, indem er die Aktivierungsenergie senkt, ohne dabei selbst verbraucht zu werden.

Temperatur, Konzentration der Reaktanten, Anwesenheit eines Katalysators und die Oberfläche der Reaktanten.

Eine Reaktion, bei der zwei oder mehr Substanzen zu einer neuen Verbindung kombiniert werden. Beispiel: A+B→ABA + B → ABA+B→AB

Eine Reaktion, bei der eine Verbindung in zwei oder mehr einfachere Substanzen zerfällt. Beispiel: AB→A+BAB → A + BAB→A+B

Eine Reaktion, bei der Teile von zwei Verbindungen ausgetauscht werden, um neue Verbindungen zu bilden. Beispiel: AB+CD→AD+CBAB + CD → AD + CBAB+CD→AD+CB

Eine Reaktion, die in beide Richtungen ablaufen kann, sodass sich die Produkte wieder in die Reaktanten zurückverwandeln können.

Eine Reaktion, die nur in eine Richtung abläuft und nicht umkehrbar ist. Beispiel: Verbrennung von Benzin.