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Transkript Freie Energie der Hydrolyse

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um:  die "Freie Energie der Hydrolyse". Um dieses Video gut verstehen zu können, wäre es schön, wenn ihr wisst, worum es sich bei ∆G, der Gibbs´ freien Energie, handelt. Vom Zusammenhang: ∆G=∆H-T×∆S solltet Ihr schon gehört haben und wissen, dass ∆H die Enthalpie und ∆S die Entropie ist. Die Begriffe "exergon" und "endergon" sollten Euch geläufig sein. Und ihr solltet wissen, worum es sich bei "Standardbedingungen" handelt. Schön wäre es, wenn ihr den Begriff "Gibbs´ freie Bildungsenergie" bereits kennt. Und was eine Hydrolyse ist, das werdet ihr wissen. Davon gehe ich aus. Gliederung des Videos: 1. Gibbs´ freie Standardenergie 2. Freie Energie der Hydrolyse 3. Vergleich beider Energien an einem Beispiel 4. Einige Tabellenwerte 5. Phosphatgruppen-Übertragung und 6. Zusammenfassung 1. Gibbs´ freie Standardenergie Die Gibbs´ freie Energie ∆G ist eine thermodynamische Größe, die angibt, ob ein Prozess spontan, das heißt ohne äußeres Zutun, abläuft. In diesem Fall muss ∆G kleiner als 0 sein. Man bezeichnet den Prozess dann als exergon. Im anderen Fall, wenn ∆G größer als 0 ist, ist dieser Prozess endergon. Er ist nicht spontan und läuft ohne äußeres Zutun nicht ab. ∆G ist mit der Enthalpie ∆H und der Entropie des Prozesses ∆S verknüpft über die Gleichung: ∆G=∆H-T×∆S. Handelt es sich bei dem thermodynamischen Prozess um eine chemische Reaktion, so bezeichnet man ∆H auch als Reaktionswärme. ∆S ist ein Maß für die Unordnung des Systems. Oder genauer gesagt, für die Veränderung der Unordnung während dieser chemischen Reaktion. Um gut vergleichbare Größen zu erhalten, hat man sogenannte "Standardbedingungen" eingeführt. Die Standardbedingungen betreffen die Zustandsgrößen Temperatur und Druck, die auf 298 Kelvin und 1,013 bar festgelegt wurden. Die Gibbs´ freie Energie bei diesen Bedingungen bezeichnet man als "Gibbs´ freie Standardenergie". Das Symbol dafür ist ∆G0. 2. Freie Energie der Hydrolyse Betrachten wir die Hydrolyse des Ethylacetats mit Wasser. Im Ergebnis entstehen Essigsäure und Ethanol. Man kann für diese Reaktion eine freie Reaktionsenergie ∆G messen. Manchmal wird auch das Symbol ∆RG verwendet. Aus dem Abschnitt 1 wissen wir, dass die freie Standardreaktionsenergie ∆G Null für die Temperatur von 298 Kelvin und für den Druck 1,013 bar definiert wird. Für die freie Energie der Hydrolyse ∆G0 Strich gelten ebenfalls diese Bedingungen. Zusätzlich wird festgelegt, dass der Prozess in wässriger Lösung abläuft. Der pH-Wert beträgt 7. Wirkt Wasser als Reaktant, so wird für S ein Konzentration von 1 mol/l festgelegt. 3. Vergleich beider Energien an einem Beispiel Wir wollen hier die freie Standardreaktionsenergie ∆G0 und die freie Energie der Hydrolyse ∆G0 Strich am Beispiel der Hydrolyse des Ethylacetats miteinander vergleichen. Die freie Standardreaktionsenergie ∆G0 werde ich nun mit Hilfe der freien Standardbildungsenergien der einzelnen Verbindungen, Edukte und Produkte, berechnen. Die Einheit ist jeweils kJ/mol. Die Werte für die Verbindungen haben ich einer Schulformelsammlung entnommen. Für ∆G0 ergibt sich daraus ein Wert um die Null von -1 kJ/mol. Der Wert von ∆G0 Strich fällt mit -20 kJ/mol klar kleiner aus. Das hier Festgestellte gilt auch für andere hydrolytische Prozesse. Die Hydrolyse ist exergon und läuft damit spontan ab. Diese Schlussfolgerung ist für Lebensprozesse von größter Bedeutung. Wir können somit feststellen: Die Hydrolyse ist energetisch günstig. Um das Gesagte zu untermauern, möchte ich 4. einige Tabellenwerte hinzufügen. In der Tabelle sind die Spalten "Edukt", "Produkte" sowie ∆G0 Strich, die freie Energie der Hydrolyse in kJ/mol aufgeführt. Wenn Acetylphosphat zu Acetat und Phosphat hydrolysiert wird, so erhalten wir für ∆G0 Strich einen Wert von -42 kJ/mol. Für die berühmte Reaktion ATP zu ADP und Phosphat erhalten wir -30 kJ/mol. Die Hydrolyse von Pyrophosphat zu Phosphat ergibt einen Wert für ∆G0 Strich von -33 kJ/mol. Für die Reaktion von Acetylthioester zu Acetat plus Thiol in Form von Coenzym A ergibt sich der gleiche Wert für die freie Energie der Hydrolyse. Einen noch niedrigeren Wert erhält man, wenn man Phosphoenolpyruvat zu Pyruvat und Phosphat hydrolisiert: ∆G0 Strich ist gleich -62 kJ/mol. Und hier noch eine Reaktion, die man selbst im Chemielabor durchführen kann. Acetanhydrid wird hydrolisiert und es bildet sich 2 mal Acetat. ∆G0 Strich beträgt in diesem Fall -91 kJ/mol. Alle Werte für die freie Energie der Hydrolyse zeigen exergone Reaktionen an. Das heißt aber noch lange nicht, dass die Reaktionen ohne Weiteres ablaufen. Die Edukte sind nämlich kinetisch stabil. Das bedeutet, dass für den Ablauf der Reaktionen Katalysatoren, also Enzyme, von Nöten sind. 5. Phosphatgruppen-Übertragung Phosphatgruppen-Übertragung spielt bei der Energienutzung im lebenden Organismus eine herausragende Rolle. Dabei sind sogenannte "Kopplungsreaktionen" von Bedeutung. Nehmen wir zum Beispiel die Hydrolyse von Acetylphosphat zu Acetat und Phosphat. ∆G0 Strich beträgt dabei -42 kJ/mol. Die für den Energiehaushalt zentrale Reaktion der Energiespeicherung von ADP und Phosphat zu ATP hat einen Wert für ∆G0 Strich von +30 kJ/mol. Die erste Reaktion ist exergon, spontan, die zweite hingegen endergon. Sie läuft ohne äußeres Zutun von alleine nicht ab. Vereinigt man beide Reaktionen, man führt sozusagen eine Kopplung der Reaktionen durch, so erhält man die chemische Gesamtreaktion: Acetylphosphat + ADP -> Acetat + ATP. Der summarische Wert für ∆G0 ergibt sich zu -12 kJ/mol. Durch eine exergone Reaktion kann somit eine Energiespeicherung im ATP stattfinden. Hier noch einmal die Reaktion in vollständiger Formelschreibweise. Acetylphosphat + ADP -> Acetat + ATP. Wie man sieht, findet bei dieser chemischen Reaktion eine Phosphatgruppenübertragung statt. Die Fähigkeit einer chemischen Verbindung, Phosphatgruppen zu übertragen, bezeichnet man als "Phosphatgruppen-Übertragungspotenzial". 6. Zusammenfassung Die freie Energie der Hydrolyse, ∆G0 Strich, wird bei hydrolytischen Prozessen verwendet. Neben den Standardbedingungen von 298 K und 1,013 bar definiert man zusätzlich eine wässrige Lösung, einen pH-Wert von 7 und, wenn Wasser als Reaktant auftritt, eine Konzentration des Wassers von 1mol/l. Die freien Energien der Hydrolyse zeigen an, dass die entsprechenden Reaktionen durchgängig exergon sind. Da die Edukte jedoch kinetisch stabilisiert sind, braucht man für die Durchführung so einer Reaktion einen Katalysator. Hydrolyse-Reaktionen werden für sogenannte "Kopplungsreaktionen" verwendet. Endergone Reaktionen werden mit exergonen Reaktionen gekoppelt, so dass die Gesamtreaktion exergon bleibt. Als Beispiel ist die Gesamtreaktion Acetylphosphat + ADP -> Acetat + ATP anzuführen. Das Erstaunliche daran, und vor allem Wichtige für die Lebensprozesse ist, dass dabei eine Energiespeicherung stattfindet. Die Fähigkeit einer chemischen Verbindung, wie zum Beispiel vom Acetylphosphat, Phosphatgruppen zu übertragen, bezeichnet man als "Phosphatgruppen-Übertragungspotenzial". Das war es schon wieder für heute. Ich danke für Eure Aufmerksamkeit. Alles Gute. Auf Wiedersehen.

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3 Kommentare
  1. 001

    1. delta G null bezieht sich auf die Gasphase bei 298 K (25 Grad Celsius). Der Strich bedeutet die wässrige Lösung bei der selben Temperatur und pH = 7.
    2. Kinetische Stabilität heißt doch nur, dass die Aktivierungsenergioe für die Reaktion hoch ist. Um sie abzusenken, wird ein Katalysator verwendet.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 3 Jahren
  2. Default

    Und nächste Unklarheit ab min 6:33: Wieso wird bei kinetischer Stabilität der Edukte ein Katalysator verwendet? Ich hab mir Ihr Video zu Kinetik und Thermodynamik angeguckt, aber kriege den Zusammenhang hier mit exergon und Edukte nicht hin. Wie hat man kinetische Stabilität der Edukte hier zu verstehen?

    Von Skyliner88, vor mehr als 3 Jahren
  3. Default

    Hallo Herr Otto. Minute 4:35 kriege ich nicht geknackt. Sie führen einmal die Freie Standardreaktionsenergie delta G null von -1KJ/mol und die freie Energie der Hydrolyse von delta G null strich mit -20KJ/mol auf. Ich verstehe den Unterschied zwischen den beiden Aufführungen nicht. Beide delta G's beziehen sich doch auf die chemische Reaktion dadrüber, also auf die Hydrolyse des Ethylacetats. Worin liegt jetzt der unterschied zwischen der freien Standardreaktionsenergie und der freien Energie der Hydrolyse?

    Von Skyliner88, vor mehr als 3 Jahren