Biologia 07 – Termodinamica chimica Sistema e ambiente Una reazione chimica può essere vista come: 

Biologia 07 – Termodinamica chimica 1 Biologia 07 – Termodinamica chimica

Sistema e ambiente

Una reazione chimica può essere vista come:

 Sistema, che è la parte dell'universo oggetto di studio. Un esempio di sistema chimico è una miscela di sostanze chimiche all'interno di un becher;

 Ambiente, che è tutto ciò che circonda il sistema stesso (compresa l'aria circostante e le superfici con le quali il sistema è in contatto).

L'insieme del sistema e dell'ambiente costituisce il cosiddetto universo, che è un sistema isolato, cioè non scambia materia o energia con altri sistemi.

Coordinate energetiche di una reazione chimica

L’energia è un concetto abbastanza ampio che racchiude assieme vari tipi di energia (termica, chimica,…).

Tuttavia, tutte le energie possono convertirsi in altre energie, e quindi hanno la stessa unità di misura (ad esempio, la combustione del legno è un processo chimico – quindi energia chimica – che libera calore – quindi energia termica).

Tuttavia l’energia totale si conserva (tornando all’esempio precedente, il calore liberato è esattamente uguale all’energia che era contenuta nei legami delle molecole del legno).

Sul profilo energetico, ogni reazione chimica è condizionata da entalpia di legame, entropia, energia libera di Gibbs, energia di attivazione.

Entalpia di legame (H)

Si tratta di un’energia che comprende:

 L’energia insita nelle molecole (a causa dei legami che si formano);

 La temperatura a cui si trovano le molecole

 La pressione a cui si trovano le molecole Si indica con H

e H

(R = reagenti; P = prodotti).

Tuttavia, misurare l’entalpia singolarmente è impossibile; per questo, si valuta la ΔH = H

- H

. Considerando che le reazioni più comuni avvengono sempre a temperatura e pressione costante, la differenza di entalpia ci dice se la reazione è esoergonica o endoergonica.

Se ΔH < 0, allora vuol dire che i prodotti possiedono meno energia dei reagenti, e che quindi una parte di quella energia è stata “liberata” (esoergonica), verosimilmente sotto forma di calore (esotermica).

Se ΔH > 0, allora vuol dire che i prodotti possiedono più energia dei reagenti, e che quindi una parte di quella energia è stata “introdotta” (endoergonica) dall’ambiente in cui avviene la reazione, verosimilmente sotto forma di calore (endotermica).

Entropia (S)

È una misura del grado di disordine del sistema. Prima della reazione e dopo la reazione, le molecole possiedono un’energia che conferisce un certo grado di disordine al sistema.

Il concetto di entropia è più generale: pensiamo, ad esempio, a un bicchiere che cade dal tavolo e si rompe.

Questo era in uno stato “ordinato” (S bassa) ed è passato ad uno stato “disordinato” (S alta). La differenza di “disordine” tra il dopo e il prima è positiva (ΔS > 0) e il bicchiere rotto non tenderà mai a tornare integro da solo.

Anche nelle reazioni chimiche, la ΔS aumenta sempre naturalmente, quindi è sempre > 0. Solo in alcuni casi, è possibile artificialmente farla diventare < 0

Energia libera di Gibbs (G)

Sia i reagenti che i prodotti hanno quindi due energie: una dovuta ai legami che formano e che rompono (H) e una dovuta a quanto queste molecole “sono disordinate”.

L’energia libera di Gibbs serve a mettere in relazione queste due forme di energia, per avere una sorta di

“totale” energetico delle molecole.

I reagenti e i prodotti avranno una quantità di energia libera pari alla loro energia di legame (H), a cui va

tolta però l’entropia (S), che è energia di collisione, non interna alle molecole.

Biologia 07 – Termodinamica chimica 2 Considerando che:

 l’entropia dipende in maniera proporzionale alla temperatura in cui la reazione avviene

 la temperatura viene considerata costante

l’equazione per calcolare G

e G

saranno necessariamente:

 G

= H

– TS

 G

= H

– TS

Se consideriamo la differenza tra reagenti e prodotti, allora avremo ΔG = ΔH - TΔS.

ΔG è un valore che varia in ogni reazione e ci permette di stabilirne la spontaneità

 Se ΔG < 0, allora la reazione è spontanea Una reazione spontanea viene rappresentata da un'equazione chimica in cui il primo e il secondo membro sono separati da una freccia che con il verso da sinistra verso destra.

Esempio: NH

+ H

O → NH

+ OH

 Se ΔG > 0, allora la reazione non è spontanea. Una reazione non spontanea è invece rappresentata da un'equazione chimica in cui il primo e il secondo membro sono separati da una freccia che con il verso da destra verso sinistra.

Esempio: NH

+ OH

← NH

+ H

O

Da ciò si deduce che è sbagliata l’associazione “esotermico – spontaneo” (e viceversa), in quanto la spontaneità è correlata alla ΔG, e non al ΔH.

Ad esempio, sciogliere dello zucchero in una tazzina di caffè è un processo spontaneo, ma non esotermico (in quanto lo zucchero sequestra calore al caffè).

Energia di attivazione (G

)

I reagenti, prima di andare incontro alla reazione, urtano casualmente tra di loro. C’è bisogno di una quota di energia che permetta ai reagenti di incontrarsi e allinearsi tra di loro e iniziare a reagire: tale energia viene della energia di attivazione.

Questa rappresenta una sorta di “scalino” energetico che i reagenti devono superare affinchè la reazione prosegua. Essa determina la velocità della reazione (più è alta, più la reazione è lenta, e viceversa).

L’energia di attivazione varia considerevolmente da reazione a reazione e, insieme alla ΔG, permette di distinguere:

 Reazioni reversibili. Sono le reazioni in cui ΔG e ΔG

sono basse (tanto che ΔG si può assumere come costante). In queste condizioni, reagenti e prodotti si convertono tra di loro facilmente, in quanto non hanno barriere energetiche da superare. C’è quindi un equilibrio dinamico tra le concentrazioni dei prodotti e quelle dei reagenti

 Reazioni non reversibili. Sono le reazione in cui ΔG e/o ΔG

sono alte. In questo caso, la reazione inversa è sfavorita, perché la barriera energetica da superare è troppo elevata.

In questo caso, c’è uno squilibrio dinamico, in quanto la reazione inversa potrà accadere comunque, ma molto raramente.

Cenni di termodinamica enzimatica

Gli enzimi sono dei “catalizzatori” biologici, in quanto fanno sì che reazioni naturalmente lente riescano ad avvenire velocemente.

Per farlo, essi intervengono sull’energia di attivazione della reazione: l’enzima non fa altro che creare alcuni legami con i reagenti, solitamente tramite interazioni deboli, che poi ne permettano il rilascio una volta diventati prodotti.

In questo modo, una parte di quella energia di attivazione che serviva a far incontrare i reagenti e a

orientarli viene meno e le reazioni possono avvenire più velocemente, garantendo la disponibilità

immediata del prodotto.