Thermodynamique des Équilibres Chimiques

Bio-énergétique thermodynamique - Cours L1

• Ce cours porte sur la bio-énergétique thermodynamique au niveau Licence 1.
• Le plan du cours comprend des généralités, les principes de thermodynamique, l'énergie libre de Gibbs, l'énergie d'activation, les calculs/relations et les utilisations (liaisons/couplages).
• Les cellules et organismes vivants doivent effectuer un travail en consommant de l'énergie pour survivre, croître et se reproduire. Cette énergie est prélevée et convertie à partir de sources variées.
• Les organismes autotrophes utilisent l'énergie lumineuse, tandis que les organismes hétérotrophes utilisent l'énergie chimique (catabolisme).
• La synthèse de molécules (lipides, protéines, acides nucléiques) est un exemple de travail chimique.
• Le transport actif de molécules à travers les membranes est un exemple de travail osmotique.
• Le fonctionnement des neurones et du cœur illustre le travail électrique.
• La contraction musculaire et le mouvement des flagelles sont des exemples de travail mécanique.
• Le maintien d'une température constante est un exemple de travail calorifique.
• La production de photons est un exemple de travail lumineux.
• La transformation de l'énergie externe en énergie exploitable par la cellule se fait par l'intermédiaire de la respiration.
• Les macro-molécules sont transformées et oxydées dans le processus de catabolisme pour générer de l'énergie sous forme de transfert d'énergie et permettent la survie.

Thermodynamique

• La thermodynamique classique décrit quantitativement les échanges de chaleur et d'énergie dans les réactions chimiques à l'équilibre.
• Les concepts fondamentaux de la thermodynamique classique sont les systèmes, les variables d'état, les fonctions d'état, la réversibilité et le couplage de réactions.
• Un système est la partie de l'univers étudiée. L'environnement inclut tout ce qui entoure le système. Les exemples incluent un récipient pour une réaction chimique ou une cellule/organite.
• Un système fermé échange uniquement de l'énergie avec l'environnement (ex: réfrigérateur, piles).
• Un système ouvert échange de l'énergie et de la matière avec l'environnement (ex: organisme vivant).
• Un système isolé n'échange ni matière ni énergie avec l'environnement (ex: contenant indéformable).
• Les systèmes fermés évoluent vers un état d'équilibre. Ainsi, dans une réaction chimique, la concentration des produits (et réactifs) atteint un niveau stable.
• Dans un système ouvert (échange d'énergie et de matière), les composés peuvent être exportés et importés. L'état stationnaire correspond aux concentrations chimiques constantes au cours du temps.
• Les transformations peuvent être réversibles ou irréversibles. Une transformation réversible peut revenir à son état initial avec une petite perturbation, tandis qu'une transformation irréversible ne peut pas.
• Les variables d'état (macroscopiques) permettent de décrire un système à l'équilibre. On distingue les grandeurs extensives (proportionnelles à la quantité de matière) et les grandeurs intensives (indépendantes de la quantité de matière).
• Les exemples de grandeurs extensives comprennent la masse et le volume. Les exemples de grandeurs intensives comprennent la température et la pression.
• Les fonctions d'état sont des grandeurs physiques qui dépendent uniquement de l'état actuel du système, et non du chemin suivi pour y arriver.
• Les fonctions d'état thermodynamiques comprennent la température, la pression, le volume, l'énergie interne, l'enthalpie et l'entropie.
• La chaleur (Q), le travail (W) ne sont pas des fonctions d'état, et dépendent du chemin suivi. Par exemple, l'enthalpie (H) = U + P x V , l'entropie (S) représentent le désordre microscopique du système.

Thermodynamique - Energie libre de Gibbs (ΔG)

• Le premier principe de thermodynamique indique que l'énergie totale de l'univers est constante.
• Le deuxième principe stipule que l'entropie de l'univers augmente.
• ΔH représente l'énergie thermique échangée avec l'extérieur
• ΔS est la variation de désordre entre les états initial et final.
• ΔG est l'énergie libre de Gibbs, permettant de comprendre l'évolution d'un système.
• ArG° = -RT In K (Relation fondamentale entre énergie libre de Gibbs et la constante d'équilibre).
• Dans une réaction spontané, ArG est négatif. À l'équilibre, ArG = 0.
• La constante d'équilibre (K) est la proportionnalité entre les concentrations des produits et réactifs à l'équilibre.
• Le couplage de réaction est lorsque une réaction qui fournit de l'énergie est couplée à une réaction non spontannée afin d'obtenir la réaction globale spontanée.

Thermodynamique - Utilisation de ΔG

• En biochimie, la mesure des énergies totales est moins importante que la mesure des variations d'énergie.
• La variation d'énergie libre (ΔrG) est utile pour prédire si une réaction peut se produire spontanément.
• Les réactions exergoniques (ΔrG < 0) sont spontanées, tandis que les réactions endergoniques (ΔrG > 0) ne le sont pas.
• L'énergie d'activation représente l'énergie nécessaire pour amorcer une réaction.
• La variation d'enthalpie libre standard (ΔrG°) est déterminée à des conditions standard.
• Pour les réactions en milieu physiologique, la variation d'enthalpie libre est dépendante du potentiel du système.
• La variation d'enthalpie libre pour une réaction est déterminée en utilisant les conditions standards et les concentrations des réactifs et produits au départ.
• Différentes réactions peuvent ainsi être couplées pour former une réaction globale spontanée.