Freie Enthalpie Bedeutung, Erklärung und Definition.

Freie Enthalpie (Formelzeichen ), klassisch auch Gibbs freie Energie, Gibbs-Potential oder freie Reaktionsenthalpie genannt, ist ein thermodynamisches Potential mit den natürlichen unabhängigen Variablen Temperatur , Druck und Teilchenzahl . Es berechnet sich gemäß

mit der inneren Energie , dem Volumen und der Entropie . Der differentielle Ausdruck davon ist

Dieses Potential ist maßgeblich für chemische Reaktionen, da diese sehr häufig an ein Druck-, sowie an ein Temperatur-Reservoir gekoppelt sind.

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1 Anwendung der Freien Enthalpie in der Chemie 2 Siehe auch 3 Weblinks

Anwendung der Freien Enthalpie in der Chemie

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 eine chemische oder enzymatische Umsetzung der (beliebigen) Agenzien und in

und 

abläuft. Hier ist das entscheidende Kriterium die freie Enthalpie G. Für die Änderung der freien Enthalpie während einer Reaktion gilt

• : exergone Reaktion, die unter den gegebenen Bedingungen (Konzentrationen) spontan abläuft;
• : Gleichgewichtssituation, keine Reaktion;
• : endergone Reaktion, deren Ablauf in der angegebenen Richtung Energiezufuhr erforden würde.

Bezogen auf eine die obige Reaktionsgleichung gilt für die Änderung der freien Enthalpie

Darin sind [A] bis [D] die molaren Konzentrationen der entsprechenden Moleküle (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 (in der Enzymkinetik nach Konvention 298 K entsprechend 25 °C) und
• eine reaktionsspezifische Konstante, die noch abzuleitende freie Standardenthalpie.

Es gilt die Gleichheit , 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 also die (hypothetische) Reaktionsrichtung bei 1 M Konzentrationen aller Reaktionspartner abgelesen werden (sog. "Standardbedingungen").''

Die Gleichgewichtseinstellung der Reaktion folgt bei beliebigen Ausgangskonzentrationen [A] bis [D] dem Kriterium minimaler freier Enthalpie. Im Gleichgewicht ändert sich definitionsgemäß nicht mehr, d.h. es gilt , woraus folgt

Zusammen 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 aus der entsprechenden Gleichgewichtskonstanten bei derselben konstanten Temperatur ermitteln lässt. Somit ist die Änderung der freien Standardenthalpie die charakteristische thermodynamische Konstante einer jeden Reaktion.

Auf der anderen Seite ist mit der Konzentration der Reaktionspartner veränderlich. Gleichheit zwischen ΔG und ΔG^o herrscht nur bei (hypothetischen) Konzentrationen von 1 mol/l (1M) und zwar gleichzeitig für alle Edukte und Produkte.

ist derjenige Wert, welcher die Reaktionsrichtung bestimmt: Nur bei negativem  liegt die Reaktionsrichtung auf der Produktseite.  Eine durch positives  gekennzeichnete Reaktion kann durchaus in der geschriebenen Richtung ablaufen, sofern die Ausgangskonzentrationen ein negatives  gewährleisten.

Siehe auch

Redox-Potential, Thermodynamisches Potential, Gruppenübertragungspotential, Formelsammlung Wärmelehre

Weblinks

• Bioenergetik

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