Gibbs-Energie
Freie Reaktionsenthalpie (G), klassisch auch "Gibb́s freie Energie" oder "freie Enthalpie" genannt.
Chemische Reaktionen und enzymatische Umsetzungen gehorchen den Gesetzen der Thermodynamik. Die Thermodynamik beschreibt Beziehungen zwischen verschiedenen Energieformen und beantwortet die Frage, ob, unter welchen Bedingungen und in welchem Umfang die Reaktion
abläuft. Hier ist das entscheidende Kriterium die freie Enthalpie G. Für die Änderung der freien Enthalpie ΔG während einer Reaktion gilt
- ΔG < 0 (negativ): exergone Reaktion, die unter den gegebenen Bedingungen (Konzerntrationen) spontan abläuft;
- ΔG = 0 Gleichgewichtssituation: keine Reaktion
- ΔG >0 (positiv): endergone Reaktion, deren Ablauf Energiezufuhr (in Form von Arbeit) erforden würde
Bezogen auf eine die obige Reaktionsgleichung gilt für die Änderung der freien
Hierin sind [A] bis [D] die molaren Konzentrationen der entsprechenden Moleüle (Metabolite) und a bis d ihre Stöchiometrien. R steht für die Gaskonstante : : R=8.31434.10-3 [kJ/(mol.grd)], früher: R=1.98717.10-3 [kcal/(mol.grd)],
- T ist die absolute Temperatur (zumeist 298 K entsprechend 25oC) und ΔGo die eine reaktionsspezifische Konstante, die noch abzuleitende freie Standardenthalpie.
- Schon an dieser Stelle zeichnet sich allerdings ab, dass ΔGo = ΔG wird, wenn alle Edukte und Produkte in Konzentrationen von 1 mol/l vorliegen und somit ln([C]c.[D]d/[A]a.[B]b) gleich Null wird. Aufgrund des Vorzeichens kann aus ΔGo also die (hypothetische) Reaktionsrichtung bei 1 M Konzentrationen aller Reaktionspartner abgelesen werden.
Die Gleichgewichtseinstellung der Reaktion folgt bei beliebigen Ausgangskonzentrationen [A] bis [D] dem Kriterium minimaler freier Enthalpie. Im Gleichgewicht ändert sich ΔG definitionsgemäß nicht mehr und mit ΔG = 0 wird erhalten:
Mit der aus dem Massenwirkungsgesetz folgenden Definition der Gleichgewichtskonstanten, K = ([C]c[D]d)/([A]a[B]b) ergibt sich vereinfachend
Hierdurch wird illustriert, dass sich ΔGo prinzipiell aus der entsprechenden Gleichgewichtskonstanten bei derselben Temperatur ermitteln lässt. Somit ist die Änderung der freien Standardenthalpie eine charakteristische thermodynamische Konstante einer jeden Reaktion.
- Es ist wichtig, die unterschiedlichen Definitionen der Parameter ΔG (Änderung der freien Enthalpie) und ΔGo (Änderung der freien Standardenthalpie) genau zu beachten und zu verstehen. Hier soll der Unterschied anhand einer Analogie plausibel gemacht werden:
so wie der pK-Wert einer schwachen Säure bei gegebener Temperatur eine Konstante ist, ist ΔGo die Konstante einer jeden Reaktion. Auf der anderen Seite ist ΔG mit der Konzentration der Reaktionspartner veränderlich, etwa so, wie sich der pH-Wert in der Lösung einer schwachen Säure mit den Konzentrationen der Protonendonoren und -akzeptoren ändert. Gleichheit zwischen ΔG und ΔGo herrscht nur bei (hypothetischen) Konzentrationen von 1 M und zwar für alle Edukte und Produkte. Dies entspricht der Bedingung pH = pK wenn Protonendonor und -akzeptor gleichkonzentriert sind.
Damit wird klar, dass ΔG derjenige Parameter ist, welcher die Reaktionsrichtung bestimmt (bei negativem ΔG liegt die Reaktionsrichtung auf der Produktseite, d.h. die freie Enthalpie kann beim Reaktionsverlauf einem Minimum zustreben). Andererseits kann eine durch positives ΔGo gekennzeichnete Reaktion durchaus in der geschriebenen Richtung ablaufen, sofern die Ausgangskonzentrationen ein negatives ΔG gewährleisten.