Reação endergônica: características, exemplos

Uma reação endergônica é aquela que não pode ocorrer espontaneamente e também requer um alto suprimento de energia. Na química, essa energia é geralmente calórica. As mais conhecidas entre todas as reações endergônicas são as reações endotérmicas, ou seja, aquelas que absorvem o calor para produzir.

Por que nem todas as reações são espontâneas? Porque eles subem as leis da termodinâmica: consomem energia e os sistemas formados pelas espécies envolvidas diminuem sua entropia; isto é, para fins químicos, eles se tornam molecularmente mais ordenados.

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Fonte: Pxhere

Construir uma parede de tijolos é um exemplo de reação endergônica. Somente os tijolos não são compactos o suficiente para formar um corpo sólido. Isso ocorre porque não há ganho de energia que promova seus sindicatos (também refletido em suas possíveis interações intermoleculares baixas).

Então, para construir o muro, você precisa de cimento e força de trabalho. Isso é energia, e a reação não espontânea (a parede não será construída automaticamente) se torna possível se um benefício energético (econômico, no caso da parede) for percebido.

Se não houver benefício, a parede entrará em colapso diante de qualquer perturbação e seus tijolos nunca poderão ser mantidos juntos. O mesmo vale para muitos compostos químicos, cujos blocos de construção não podem se ligar espontaneamente.

Características de uma reação endergônica

E se o muro puder ser construído espontaneamente? Para isso, as interações entre os tijolos devem ser muito fortes e estáveis, tanto que não será necessário cimento ou uma pessoa para solicitá-los; enquanto a parede de tijolos, embora resistente, é o cimento endurecido que os mantém unidos e não o próprio material de tijolos.

Portanto, as primeiras características de uma reação endergônica são:

-Não é espontâneo

-Absorve calor (ou outra energia)

E por que absorve energia? Porque seus produtos têm mais energia que os reagentes envolvidos na reação. O acima pode ser representado com a seguinte equação:

ΔG = G Produtos -G Reagentes

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Onde ΔG é a mudança de energia livre de Gibbs. Como o produto G é maior (porque é mais energético) que os reagentes G , a subtração deve ser maior que zero (ΔG> 0). A imagem a seguir resume ainda mais o que foi explicado:

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Fonte: Gabriel Bolívar

Observe a diferença entre os estados de energia entre os produtos e os reagentes (linha roxa). Portanto, os reagentes não são transformados em produtos (A + B => C) se primeiro não houver absorção de calor.

Aumentar a energia livre do sistema

Toda reação endergônica tem um aumento associado na energia livre de Gibbs do sistema. Se, para certas reações, for verdade que ΔG> 0, não será espontâneo e exigirá que uma fonte de alimentação seja executada.

Como saber matematicamente se uma reação é endergônica ou não? Aplicando a seguinte equação:

ΔG = ΔH – TΔS

Onde ΔH é a entalpia da reação, ou seja, a energia total liberada ou absorvida; ΔS é a variação da entropia e T a temperatura. O fator TΔS é a perda de energia não utilizada na expansão ou na ordenação de moléculas em uma fase (sólida, líquida ou gasosa).

Assim, ΔG é a energia que o sistema pode usar para realizar um trabalho. Como ΔG tem um sinal positivo para uma reação endergônica, energia ou trabalho deve ser aplicado ao sistema (os reagentes) para obter os produtos.

Então, conhecendo os valores de ΔH (positivo, para uma reação endotérmica, e negativo, para uma reação exotérmica) e TΔS, pode-se saber se a reação é endergônica. Isso significa que, embora uma reação seja endotérmica, não é necessariamente endergônica .

Cubo de gelo

Por exemplo, um cubo de gelo derrete na água líquida, absorvendo calor, o que ajuda a separar suas moléculas; no entanto, o processo é espontâneo e, portanto, não é uma reação endergônica.

E a situação em que você deseja derreter o gelo a uma temperatura bem abaixo de -100? Nesse caso, o termo TΔS da equação de energia livre torna-se pequeno em comparação com ΔH (porque T diminui) e, como resultado, ΔG terá um valor positivo.

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Em outras palavras: derreter o gelo abaixo de -100ºC é um processo endergônico e não é espontâneo. Um caso semelhante é o de congelar a água em torno de 50 ° C, o que não ocorre espontaneamente.

Os links dos seus produtos são mais fracos

Outra característica importante, também relacionada a ΔG, é a energia dos novos títulos. As ligações dos produtos formados são mais fracas que as dos reagentes. No entanto, a diminuição da resistência da ligação é compensada com um ganho de massa, o que se reflete nas propriedades físicas.

Aqui a comparação com a parede de tijolos começa a perder significado. De acordo com o exposto acima, as ligações dentro dos tijolos devem ser mais fortes do que aquelas entre eles e o cimento. No entanto, a parede como um todo é mais rígida e resistente devido à sua maior massa.

Na seção de exemplos, algo semelhante, mas com açúcar, será explicado.

É acoplado a reações exergônicas

Se as reações endergônicas não são espontâneas, como ocorrem na natureza? A resposta se deve ao acoplamento com outras reações bastante espontâneas (exergônicas) e que de alguma forma promovem seu desenvolvimento.

Por exemplo, a seguinte equação química representa este ponto:

A + B => C (reação endergônica)

C + D => E (reação exergônica)

A primeira reação não é espontânea e, portanto, naturalmente não pode ocorrer. No entanto, a produção de C permite que a segunda reação ocorra, causando E.

Adicionando energias livres de Gibbs para as duas reações, ΔG 1 e ΔG 2 , com um resultado menor que zero (ΔG <0), o sistema mostrará um aumento na entropia e, portanto, será espontâneo.

Se C não reagisse com D, A nunca poderia formar, porque não havia compensação de energia (como no caso de dinheiro com a parede de tijolos). Dizem então que C e D “puxam” A e B para reagir, mesmo sendo uma reação endergônica.

Exemplos

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Fonte: Max Pixel
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Fotossíntese

As plantas usam energia solar para criar carboidratos e oxigênio a partir de dióxido de carbono e água. CO 2 e O 2 , pequenas moléculas com ligações fortes, formam açúcares, de estruturas em anel, mais pesadas, sólidas e derretem a uma temperatura em torno de 186 ° C.

Observe que os links CC, CH e CO são mais fracos que os de O = C = O e O = O. E a partir de uma unidade de açúcar, a planta pode sintetizar polissacarídeos, como a celulose.

Síntese de biomoléculas e macromoléculas

As reações endergônicas fazem parte dos processos anabólicos. Assim como os carboidratos, outras biomoléculas, como proteínas e lipídios, exigem mecanismos complexos que, sem eles, e acoplados à reação de hidrólise do ATP , não poderiam existir.

Da mesma forma, processos metabólicos como respiração celular, difusão de íons através das membranas celulares e transporte de oxigênio pela corrente sanguínea são exemplos de reações endergônicas.

A formação de diamantes e compostos brutos pesados

Os diamantes requerem enormes pressões e temperaturas, para que seus componentes possam ser compactados em um sólido cristalino.

No entanto, algumas cristalizações são espontâneas, embora prossigam em velocidades muito lentas (a espontaneidade não está relacionada à cinética da reação).

Finalmente, o óleo por si só representa um produto de reações endergônicas, especialmente hidrocarbonetos pesados ​​ou macromoléculas chamadas asfaltenos.

Suas estruturas são muito complexas e sua síntese precisa de muito tempo (milhões de anos), calor e ação bacteriana.

Referências

  1. QuimiTube (2014). Reações endergônicas e exergônicas. Recuperado de: quimitube.com
  2. Khan Academy (2018). Energia livre. Recuperado de: es.khanacademy.org
  3. Dicionário de Biologia (2017). Definição de reação endergônica. Recuperado de: biologydictionary.net
  4. Lougee, Mary. (18 de maio de 2018). O que é uma reação endergônica? Sciencing Recuperado de: sciencing.com
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 de junho de 2018). Endergonic vs Exergonic (com exemplos). Recuperado de: thoughtco.com
  6. Arrington D. (2018). Reação endergônica: definição e exemplos. Estudo Recuperado de: study.com
  7. Audersirk Byers. (2009). Vida na Terra O que é energia? [PDF]. Recuperado de: hhh.gavilan.edu

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