Samenvatting H3 biochemische reacties metabolisme semester 2

H3 Biochemische reacties
Drijfveren voor chemische reacties
Reacties worden hoofzakelijk beschreven aan de hand van 2 belangrijke aspecten:

1) De thermodynamica  geeft inzicht in de spontaniteit van een reactie en gaat
gepaard met belangrijke begrippen zoals chemisch evenwicht, enthalpie
H ,entropie S , Gibbs vrije energie
2) De kinetiek  geeft weer hoe snel een reactie verloopt en wordt beschreven met
behulp van activeringsenergie (Ea)

THERMODYNAMICA
Vrije energie, enthalpie en entropie

De energetica van een reactie wordt bepaald door twee factoren:

1) Het enthalpieverschil (H) = de totale opgenomen of afgestane hoeveelheid warmte
 H < 0 = exotherme reactie = warmte-inhoud is lager na de reactie  warmte
afgegeven
 H > 0 = endotherme reactie = warmte- inhoud is hoger na de reactie  warmte
opgenomen

Bij chemische reactie streeft men naar verlaging in enthalpie

2) De stijging of daling in entropie (S) = mate van wanorde
 S > 0 = wanorde van het systeem is hoger dan voor de reactie
 S < 0 = wanorde van het systeem is lager dan voor de reactie

Beiden worden, samen met de absolute temperatuur T waarbij een reactie doorgaat, gebundeld
onder de term ‘Gibbs vrije energie” (G)



(G) = H – (T x S)
G = Gna – Gvoor < 0 (doel)

Wanneer gaat een reactie spontaan door?

Algemeen stelt men dat een reactie doorgaat met als DOEL de Gibbs vrije energie van een systeem
te verlagen, ofwel:

G = Gproducten – Greagentia < 0



G <0  spontane / exergonische reactie

G > 0 positief  niet-spontane / endergonische reactie
 In dit geval is de omgekeerde reactie de spontane
Wanneer een systeem in evenwicht is

, bv. reactie A  verloopt even snel als de omgekeerde reactie, dan is er geen nettowijziging meer in
het systeem.
 G = 0

Een reactie verloopt spontaan wanneer de enthalpie daalt en de entropie stijgt
- Exotherme reacties (H < 0)  G is negatief  energie – inhoud van systeem wordt
verlaagd en energie komt vrij (ovv warmte)
- Endotherme reacties (H> 0)  G is positief  netto energie verbruiken
 Enkel als de reactie zoveel extra entropie oplevert (S groot) dat de vrije energie
uiteindelijk wel naar beneden gaat (G<0)  als er een gas of oplossing wordt gevormd
- Er is geen reactie als G > 0


Bijna geen enkele reactie loopt in 1 richting
 Teruggaande reactie vaak mogelijk = chemisch evenwicht
 Teruggaande reactie te verwaarlozen = aflopende reactie


H S G = H – T .  S
- + Reactie zowel enthalpisch als entropisch gunstig  altijd spontaan doorgaan
= reactie is EXERGONISCH
- - Reactie is enthalpisch gunstig, entropisch ongunstig  reactie enkel
doorgaan bij lage temperatuur  T < H/S
+ + Reactie entropisch gunstig, enthalpisch ongunstig (endotherm)  reactie
enkel doorgaan bij hoge temperatuur  T > H/S
+ - Reactie zowel enthalpisch als entropisch ongunstig  nooit spontaan
doorgaan (endergonische reactie)


Ideale situatie
 H < 0 = exotherme reactie (warmte vrijgesteld)
 S (na reactie) > S (voor reactie) = maximale wanorde (entropie)

KINETIEK
Chemische reacties verlopen volgens een botsingsmodel
Bv. in oplossing zijn moleculen aanwezig en die bewegen, om effectief te reageren met elkaar
moeten ze elkaar kunnen treffen  stof AB moet in contact komen met stof C
 Klein beetje energie voor nodig = activatie-energie
o Hoe hoger de Ea, hoe meer energie men nodig heeft om te botsen en te
recombineren, hoe trager een reactie zal doorgaan
 De energie van de reactieproducten ligt lager dan de energie van de reagentia

De reactiesnelheid is afhankelijk van de activeringsenergie en de temperatuur