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Echanges d’énergie et équilibres
U.F.R. BIOMEDICALEPCEM 1
Médecine Paris Descartes
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I- Mise en place de l'outil thermodynamique1- Caractérisation d'un système
a) Systèmes – b) Variables d'état – c) Fonction d'état –d) Etat d’équilibre - e) Transformation réversible, irréversible
2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation2.1- Echanges avec l'extérieur, convention de signe2.2- Premier principe de la thermodynamique. Energie interne U2.3- Transformations à pression constante. Enthalpie H2.4- Applications du premier principea) Chaleur de réaction à pression constante - b) Etat standard -c) Détermination et utilisation des enthalpies de réaction
enthalpie de formation, Loi de Hess - énergie de liaison
3 - Evolution spontanée d’un système3.1- Spontanéité thermodynamique3.2- Deuxième principe de la thermodynamiqueVariation de l’entropie S lors d’une transformation3.3- Entropie absolue (troisième principe)3.4- Variation d’entropie lors d’une réaction chimique
4 - Variation d’enthalpie libre4.1- Enthalpie libre G : Fonction de Gibbs4.2- Variation d’enthalpie libre pour une transformation généraleà pression et température constantes
PlanEchanges d’énergie et équilibres
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I- Mise en place de l'outil thermodynamique (suite)4.3- Potentiel chimique μi
4.4- Variation de G par unité d’avancement d’une réaction
a) Avancement de la réaction : ξ
b) Variation de G par unité de ξc) Illustration graphique
d) Variation de G par unité de ξ et évolution des réactions chimiques à P et T constantes
4.5- Variation d’enthalpie libre standarda) Cas d’une réaction en solution aqueuseb) Conditions standard biologiquesc) Calcul de ΔrG pour une réaction chimique
II- Etats Stationnaires1 - Equilibre chimique (ΔrGT = 0)
1.1 - Loi d’action de masse1.2 - Lois du déplacement de l’équilibre
a) Variation de K avec la températureb) Variation de la composition d’un système à P et T Ctes
Equation de van’t Hoff2 - Etat stationnaire de NON équilibre (système ouvert)3 - Echange d’énergie en milieu biologique et réactions couplées
Profil énergétique de la glycolysePrincipe des réactions couplées
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I.1- Caractérisation d'un système
Observations depuis le milieu extérieur
SYSTEME * HOMOGENE : 1 phase (liquide, solide ou gaz)* HETEROGENE : ≥ 2 phases
1a) Système thermodynamique
Récipient scellétotalement isoléde l’extérieur
Récipient clos siège d’une
réaction
Cellule vivanteExemples
aucunEnergieEnergie + Matière
Echanges
ISOLEFERMEOUVERTSystème
Partie de l’universprise en considération
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I.1- Caractérisation d'un système
1b) Etat et variables d’état d’un Système
• Description MICROSCOPIQUE : considère les particules constitutives du système.
A cette échelle le système est décrit par des lois statistiques (thermodynamique statistique).
• Description MACROSCOPIQUE : considère les propriétés observables et mesurables à notre échelle.
Un système qui ne subit aucune transformation possède des propriétés physiques stables avec le temps, alors qu’il est le siège de modifications permanentes à l’échelle microscopique.
Un état macroscopique d’un système peut être décrit par des grandeurs physiques qui le caractérisent, les VARIABLES D’ETAT :
masse, T, P, V, composition …
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m1
Système 1
m1
Système 1
Système 2
m2 = 2 m1
I.1- Caractérisation d'un système
Variables EXTENSIVES additives et définies sur l’ensemble du système(masse, volume, nombre de moles, énergie …)
Variables INTENSIVES non additives et définies indépendamment en tout pointdu système (température, pression, concentration …)
Variables d’état
T1 T1
T2 = T1
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I.1- Caractérisation d'un système
L’état d’un système est défini par des variables d’état indépendantes
Par exemple, dans le cas d’un gaz parfait : PV = nRTLes valeurs de 3 d’entre elles suffisent à définir le système.
R = constante des gaz parfaits = 8,32 J.K-1.mol-1
N = nombre d’Avogadro = 6,023 x 1023 mol-1
= nombre de particules élémentaires contenues dans une moleT = température (K) (zéro absolu = 0 K = - 273°C)V = volume (m3) (1 m3 = 103 L)m = masse (kg)P = pression (Pa) (1 atm = 101,325 x 103 Pa = 1,01 bar)ni = nombre de moles du constituant i (mol)xi = ni/nt = fraction molairepression partielle Pi = xi.Pt => PiV = niRTconcentration ci = [ i ] = ni/V (mol.L-1)Energie (J) (1 cal = 4,18 J)
Composition du système
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I.1- Caractérisation d'un système1c) Fonction d’état : fonction des variables d’état
F = f(T, P, n) État 1T1, P1, n1
F1
État 2T2, P2, n2
F2
• Pour une transformation déterminée entre deux états :
(T1, P1, n1)
(T2, P2, n2)
dF(T, P, n)=Δ F = F2 (T2, P2, n2) – F1 (T1, P1, n1)
• Variation de F lors d’une transformation infinitésimale :
dF = dT + dP + dn∂F∂T P,n
∂F∂P T,n
∂F∂n P,T
Différentielle totale exacte
Dérivées partielles
Ex.: V = nRT/PContre-ex. : W (travail), Q (chaleur)
indépendant du chemin suivi
Δ F = cte
ne dépend que de l’état du système
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I.1- Caractérisation d'un système
1d) Etat d’équilibre thermodynamique
C’est l’état d’un système qui n’échange ni énergie ni matière avec l’extérieur, et dont les valeurs des variables d’état sont constantes dans le
temps et identiques en tout point du système.
Pour un équilibre thermique : T Cte, mécanique : P Cte, chimique : Ci Cte
1
2CH3CO2H + CH3-CH2OH CH3-CO2-CH2-CH3 + H2O
acide acétique éthanol acétate d’éthyle
t0 1 mol 1 mol 0 mol 0 mol
v1
v2
t∞ (1 - x) mol (1 - x) mol x mol x mol
Apparence macroscopique d’un équilibre chimique dynamiqueà l’échelle microscopique ( V1 = V2 )
1
2
ne signifie pas ETAT d’EQUILIBRE atteintmais réaction RENVERSABLE vers le sens 1 ou le sens 2.
Rmq :
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I.1- Caractérisation d'un système
1e) Transformation réversible, irréversible
• Réversible : le passage de l’état initial à l’état final implique une successiond’états d’équilibres infiniment proches.
A chaque instant le système est si près de l’équilibre, qu’une variation infinitésimale d’une variable d’état permettrait d’inverser le sens de la transformation
• Dans les autres cas la transformation est irréversible (conditions réelles)
..
h
Ep1
Ep2
ΔEp = mgh
..
(irréversible)
..
..(réversible)
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Système
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation2.1- Echanges avec l'extérieur, convention de signe
ΔE = + |Er| – |Ec|
(+)
reçoit
Er
(-)
cède
Ec
2.2- Premier principe de la thermodynamique. Energie interne U
L’énergie ne peut être ni créée ni détruite
= principe de conservation de l’énergie
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I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
Ecin UEsyst. = Epot+ +U = énergie INTERNE : énergie de la matière contenue dans le système.
(énergie de vibration, de rotation, de translation, d’interaction intermoléculaire, énergies de liaisons des constituants moléculaires qui se déforment et interagissent
entre eux)= fonction d’état extensive
- Seul ΔU = U2 – U1 peut être déterminé pour une transformation définie(U ne peut être déterminée de manière absolue)
- En chimie (généralement) ΔEcin et ΔEpot sont négligeables devant ΔU.
- Pour toute transformation l’énergie échangée peut être de deux types :
ΔU = (Q + W) 1 2
(en Joule ou kJ)
Q = énergie thermiqueW = toute autre forme d’énergie (mécanique, électrique, rayonnante, chimique …)
Rmq: Q et W ne sont, en général, pas des fonctions d’état
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I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
Conséquence du 1er principe : CONSERVATION DE L'ENERGIE
Pour un système isolé : δQ = 0, δW = 0 donc ΔU = 0 (univers)
U : ENERGIE INTERNE, fonction d’état extensive
État 1 État 2
transformation cyclique : ΔUC = (QC + WC)1 1 = 0 avec QC et WC ≠ 0
C
Dans le cas le plus général : dU = δQ + δW (Q et W ne sont pas des fonctions d’état)
ΔUA = ∫12 δQA + ∫1
2 δWA = (QA + WA)1 2
A
ΔUB = ∫12 δQB + ∫1
2 δWB = (QB + WB)1 2
B
ΔUA = ΔUB (QA ≠ QB et WA ≠ WB)
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Travail contre les forces de pression
S P
x dx
|δW| = |F.dx| = |P.S.dx| = |PdV|
Par convention : δW = - PdV
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformationDans le cas le plus général :
Energie thermique
Toute autre forme d’énergie
Travail contre les forces de pression (mécanique)dU = δQ + δW
= δQ - PdV + δW’
Pour une transformation thermomécanique : δW’ = 0donc dU = δQ - PdV
Si en plus, transformation à V cte : dU = δQV
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2.3- Transformation thermomécanique à pression constante. Enthalpie H
État 1m, P, T1, V1
État 2m, P, T2, V2
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
Soit un système fermé qui subit une transformation thermomécanique (δW’ = 0) à pression Cte :
Quelle est l’énergie thermique échangée avec l’extérieur ?
QP = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)
Nouvelle fonction d’état : l’ENTHALPIE
H = U + PV
Grandeur extensive(J ou kJ)
ΔH = H2 –H1 = Qp Qp est une fonction d’état
dU = δQP – PdV
et donc : ΔU = QP – P(V2 – V1)
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I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
aA + bB cC + dDSystème ferméP = Cte, T fixée
ΔH = Qp énergie thermique échangée avec le milieu extérieur (J ou kJ)> 0 le système reçoit de l’énergie du milieu extérieur< 0 le système cède de l’énergie
2.4- Applications du premier principea) Chaleur de réaction à pression constante
chaleur
ΔrH = Qp (kJ.mol-1)ΔrH < 0 : réaction EXOTHERMIQUEΔrH > 0 : réaction ENDOTHERMIQUEΔrH = 0 : réaction ATHERMIQUE
Ex. : combustion du glucoseC6H12O6 (sol) + 6 O2 (gaz) 6 CO2 (gaz) + 6 H2O (liq)ΔrH° = ΔrH°298K = - 2810 kJ.mol-1 => très exothermique
a, b, c et d : coefficents stoechiométriques de la réaction (sans dimension)
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I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
2.4 b) Etat standard ; conditions standard
Etat standard (conditions standard) : état de référence pour réactifs et produits : corps pur à P = 1 atm et T = Cte, [i] = 1 mol.L-1 pour un solutéEtat standard de référence : état physique le plus stable à P = 1 atm et T Cte
ΔrH° de changement d’état = chaleur latente de changement d’état d’une mole de corps pur
Par convention : ΔrH°T = ΔrH° pour T = 298 K
FusionSOL LIQ
SublimationSOL GAZ
Vaporisation LIQ GAZ
ΔrH°chgt d’état > 0
(endothermique)
SolidificationLIQ SOL
CondensationGAZ SOL
LiquéfactionGAZ LIQ
ΔrH°chgt d’état < 0
(exothermique)
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= - 44 kJ.mol-1
ΔliqH°
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation2.4.c) Détermination et utilisation des enthalpies de réaction
ΔfH° = Enthalpie de la réaction de formation de 1 mole de composé dans son état standard à partir des corps simples pris dans leur état standard de référence, à P = 1 atm (et T = 298 K)
H2gO2gCgraphiteN2gCl2g
H2 + 1/2 O2 H2O(g) (g) (l)ΔfH°(l) = -286 kJ.mol-1
Enthalpie standard de formation
état fictif
H2O(g)
Attention : ΔfH°(H2O(l)) ≠ ΔfH°(H2O(g))
= - 242 kJ.mol-1
ΔfH°(g)
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ΔfH°(corps simples pris dans leur état standard de référence) = 0 kJ.mol-1
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformationEnthalpie standard de formation de quelques composés à 298K
- 487CH3CO2H (l) [Acide acétique]
2C(graphite) + 2H2 + O2
- 84,5C2H6(g) [éthane]
2C(graphite) + 3H2
- 278C2H5OH (l)- 75CH4(g) [méthane]
C(graphite) + 2H2
- 235C2H5OH (g) [éthanol]2C(graphite) + 3H2 +
1/2O2
- 393,5CO2(g)C(graphite) + O2
- 411NaCl (s)- 110,5CO(g)C(graphite) + 1/2O2
- 182NaCl (g)Na(solide) + 1/2Cl2
- 46NH3(g)1/2N2 + 3/2H2
+ 83C6H6(g) [benzène]
6C(graphite) + 3H2- 92,5HCl(g)1/2H2 + 1/2Cl2
+ 227C2H2(g) [acétylène]
2C(graphite) + H2- 286H2O(l)H2 + 1/2O2
+ 52,5C2H4(g) [éthylène]
2C(graphite) + 2H2- 242H2O(g)H2 + 1/2O2
ΔfH°(kJ/mol)
ComposésElémentsΔfH°(kJ/mol)
ComposésEléments
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I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
Détermination de l’enthalpie standard d’une réaction chimiqueà partir des enthalpies de formation des réactifs et produits :
aA + bB cC + dDΔrH°1 = ?
{Cgraph, H2(g), O2(g), N2(g), ...} (corps simples)
ΔrH°2 ΔrH°3
ΔrH°1 = ΔrH°2 + ΔrH°3
ΔrH°2 = - [aΔfH°(A) + bΔfH°(B)] et ΔrH°3 = [cΔfH°(C) + dΔfH°(D)]
ΔrH°1 = cΔfH°(C) + dΔfH°(D) - aΔfH°(A) - bΔfH°(B)
Loi de HESS : ΔrH° = Σ ΔfH°(PRODUITS) - Σ ΔfH°(REACTIFS)
Attention : ΔrH° = f(T) (ΔrH°298K ≠ ΔrH°T )
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I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
Ex : enthalpie d’hydrogénation de l’éthylène
H2C CH2 + H2 H3C CH3(g) (g)(g)
ΔrH° ?
2 C (graph) + 3 H2 (g)
ΔrH° = ΔfΗ°(H3C-CH3 g) − ΔfΗ°(H2C=CH2 g) - ΔfΗ°(H2 g)
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I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
Energie de liaison covalente = énergie libérée (< 0) lors de la FORMATION d’une liaison covalente d’un produit à l’état gazeux à partir de 2 ATOMES
à l’état gazeux à P = 1 atm.
ΔlH°(X-Y) (en kJ.mol-1) à partir d’une mole de chacun des atomes.
accessible expérimentalement :enthalpie de DISSOCIATION des liaisons.
H ClEx : H + Cl ..(g)(g)(g)
T = 298 K ; P = 1 atmΔlH° (H-Cl) = - 430 kJ.mol-1
Energie de liaison
H-Cl(g)
H (kJ.mol-1)
H(g) + Cl(g)
ΔlH°(HCl) = - 430
..
ΔlH°(X-Y) ≠ ΔfH°(X-Y)
ΔfH°(H-Cl) = ΔlH°(H-Cl) – 1/2[ΔlH°(H-H) + ΔlH°(Cl-Cl)]
1/2 H2 + 1/2 Cl2
ΔfH°(HCl) = - 92,5
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C C
C O
C N
C S
N N
O O
- 615 (moyenne)
- 614 (moyenne)
- 719 (moyenne)
- 476 (moyenne)
- 418 (moyenne)
- 497
C C
C N
N N
- 811 (moyenne)
- 890 (moyenne)
- 945 (moyenne)C C C CΔlH°( ) 3 ΔlH°( )
H O
H S
- 462 (moyenne)
- 339 (moyenne)
C C
C O
C N
C S
C F
C Cl
C Br
C I
- 347 (moyenne)
- 240 (moyenne)
- 291 (moyenne)
- 351 (moyenne)
- 259 (moyenne)
- 485 (moyenne)
- 328 (moyenne)
- 276 (moyenne)
N N
F FCl ClBr Br
I I
O OS S
P P- 161 (moyenne)
- 215 (moyenne)
- 138 (moyenne)
- 213 (moyenne)
- 153
- 242
- 192
- 151
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
ΔlH°(A-B) < 0 (kJ.mol-1)
H H
H F
H Cl
H Br
H I
(- 435)
(- 568)
(- 430)
(- 366)
(- 299)
H CH C
H C
H C
- 435 (CH4)
- 410 (C2H6)
- 414 (moyenne)
- 460 (C6H6)
H NH N
H N
- 460 (NH3)
- 430 (CH3NH2)
- 391 (moyenne)
A BA(g) + B(g) ..
(g)Energies de liaison
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[ xX + yY + zZ ...](atomes à l'état gazeux)
ΔrH°2 ΔrH°3
aA + bB cC + dDΔrH°1 = ?
Pour une réaction : (s)(l) (s)(s)
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
Détermination de l’enthalpie standard d’une réaction chimiqueà partir des énergies de liaison
Rmq : les valeurs ainsi calculées sont très approximatives car- les énergies de liaison sont des valeurs moyennes
ΔrH°2 ≅ - ΣΔlH°(Liaisons des REACTIFS) ΔrH°3 ≅ ΣΔlH°(Liaisons des PRODUITS)
ΔrH°1 = ΣΔlH°(Liaisons des PRODUITS) - ΣΔlH°(Liaisons des REACTIFS)
(g)aA + bB(g) cC + dD(g)(g)
- il est difficile de prendre en compte les changements d’état
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Ex. : enthalpie de formation de l’eau à partir de dihydrogène et de dioxygène
I.2- Variation d'énergie interne d'un système lors d'une transformation
+ 1/2(g) (g)(g)
ΔfH° ?H OH OO HH
2 H(g) + O(g)
ΔfH° = 2 ΔlΗ°(O-H) − ΔlΗ°(H-H) - 1/2 ΔlΗ°(O=O)
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P OO
OOO P
O
O N
N
N
NO
NH2
O
OH OH
PO
O-
---OHO P
O
O-
--
P OO
OO
N
N
N
NO
NH2
O
OH OH
PO
O-
-+
+ H2O
ADP PiATP
2) Dans quel sens a lieu la réaction dans des conditions données ?
3) Quelles sont les proportions des constituants à l’état stationnaire ?
Thermodynamique
1) Quelle est la quantité d’énergie échangée ?
ΔrH°(1) = - 21 kJ.mol-1
Une transformation est spontanée du point de vue thermodynamique si elle se produit sans apport d’énergie du milieu extérieur
3.1- Spontanéité thermodynamique3 - Evolution spontanée d’un système
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I.3 - Evolution spontanée d’un système
=> thermodynamique statistique (Boltzman ≅ 1900).
Un état macroscopique homogène observable peut être réalisé selon un grandnombre de répartitions (micro-états) différentes de ses particules entre toutes
les situations spatiales et énergétiques accessibles.
PRINCIPE D’EVOLUTION
3.2- Deuxième principe de la thermodynamique
Il existe nombre d’exemples de transformations spontanées :• expansion d’un gaz• dissolution d’un solide• égalisation des T, des concentrations…
Comment et pourquoi ?
Etat initial Etat final
Système isolé
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Etat initial
Probabilité (%)
Nbre de dispositions microscopiques (Ωspatial.)
Etat macroscopique
1,69,423,431,223,49,41,6
1615201561
0-61-52-43-34-25-16-0
Etat le plus probablele plus homogènele plus désordonné
Etat final
L’état macroscopique le plus probable <=> Ω max
L’évolution spontanée d’un système isolé évoluant entre deux états d’équilibre se déroule toujours dans un sens déterminé : l’état final est « le plus probable ».
Après ouverture, il existe 26 = 64 dispositions microscopiques(64 façons de ranger les 6 molécules dans les 2 compartiments).
Système isolé
3 - Evolution spontanée d’un système
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3 - Evolution spontanée d’un système
Pour chacune des répartitions spatiales, il existe un grand nombre derépartitions énergétiques.
Un état observable peut être réalisé de Ω façonsΩ = Ω spatial. Ω énergétique
⇒ Spontanément, un système évolue vers l’état le plus probable (⇔ Ωmax), c’est à dire l’état de plus grande multiplicité spatiale et énergétique
C’est l’ETAT d’EQUILIBRE.
⇒ Le système écarté de cet état d’équilibre y revient spontanément.
Les particules changent de position et de niveau d’énergie sous l’effet de l’agitation thermique.
T
V ⇒ Ω
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3 - Evolution spontanée d’un système
Ω est un très grand nombre ⇒ on utilise son expression logarithmique
S = kB LnΩ kB = RN
= 8,32
6,023 x1023
(J.K-1.mol-1)
(mol-1) (Cte de BOLTZMAN)= 1,3807x10-23 J.K-1
S = ENTROPIE en J.K-1 (fonction d’état, propriété extensive)
ΔS = S2 – S1 ne dépend que de l’état initial et final.L’entropie S est maximale pour l’état macroscopique le plus probable, le plus désordonné (Ω maximal), c’est à dire pour l’état d’équilibre.
Etat initial6-0
Ω = 1
ΔS
Etat final3-3
Ω = 20Etats macroscopiques
Nbre de dispositions microscopiques
ΔS = kB Ln 20 – kB Ln 1 > 0
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2ème principe : dans un système ISOLE, toute transformation est accompagnée d’une variation d’entropie positive
ΔS > 0dS > 0
La variation d’entropie est un critère de spontanéité pour un système isolé
3 - Evolution spontanée d’un système
Ex.: l’univers est un système isolé : U = Cte mais S
Dans un système non isolé, on peut réaliser une transformation à dS < 0 à condition que la variation d’entropie du milieu extérieur soit positive et supérieure en valeur absolue à celle du système considéré.
dS1 < 0dS2 > 0et | dS2| > | dS1| dS = dS1 + dS2 > 0
Système isolé
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I.3 - Evolution spontanée d’un système
« Création d’entropie »= variation d’entropie
interne au système
Variation d’entropie associée aux échanges
thermiques avec l’extérieur
= δQ/T
dS = δSe + δSi
Dans le cas général :
Autre énoncé du 2ème principe : Pour toute transformation : δSi ≥ 0
δSi = 0 : transformation réversible
δSi > 0 : transformation irréversibleδSi < 0 : transformation interdite selon le 2ème principe
δSi est l’outil pour déterminer le sens spontané
iδSTδQdS +=
= 0 pour un système isolé
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I.3 - Evolution spontanée d’un système
Soit un système non isolé qui subit une transformation d’un état 1 vers 2 :
Pour un processus réversible :
δSi = 0 et dSrev. = δSe = δQrév/TÉtat 1 État 2
réversible
Pour un processus irréversible :
δSi > 0 et dSirr. = δSe + δSi
= δQirr/T + δSi
> δQirr/T
L’échange d’énergie est MAX pour un processus
réversible
or dSrev. = dSirr. > δQirr/T⇒ Qrév > Qirr
« Energie » restée piégée au sein du système sous une forme inutilisable
(désordre)= création d’entropie
irréversible
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I.3 - Evolution spontanée d’un système
3.3- Entropie absolue (troisième principe)
Au zéro absolu (T = 0 K ) : un corps pur adopte un ordre parfait (cristal parfait) => un seul état microscopique : Ω = 1
Ln Ω = 0 et donc :
Entropie absolue ST : Δ S = dS = ST - S0 = ST 0 K
T
Entropie absolue standard S° à 298 K : solides 5 < S° < 65 J .K-1.mol-1
liq.-gaz 65 < S° < 400 J.K-1.mol-1
Ex: C : S° (diamant ) = 2,51 < S° (graphite) = 5,72 (J .K-1.mol-1)
H2O : S° (liq.) = 70 < S° (gaz ) = 188,5 (J .K-1.mol-1)
S(corps pur à 0 K) = 0 J.K-1
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3.4- Variation d’entropie associée à une réaction chimiqueI.3 - Evolution spontanée d’un système
Pour une réaction chimique :
aA + bB cC + dDΔrS° = ?
− aΔfS°(A) − bΔfS°(B) + cΔfS°(C) + dΔfS°(D){Cgraph, H2, O2, N2, ...} (corps simples)
Hess :
0)standardétatleurdssimplesélts(SΔ 0f =
(réactifs)SΣΔ (pdts)SΣΔSΔ ff0Tr °−°=
ΔrS°T = Σ S°(PRODUITS) - Σ S°(REACTIFS) (en J.mol-1.K-1)
Ex. : entropie de formation ΔfS°(CH4) = S°(CH4) – [S°(C) + 2 S°(H2)]
K 0 T si 0 )standardétatleurdssimplesélts(S0 ≠≠
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Critère d’évolution d’un système : δSi ≥ 0
dS1 > 0dS2 > 0
dS = dS1 + dS2 > 0Système isolé :
dS1 < 0 dS2 > 0avec | dS2| > | dS1|
I.3 - Evolution spontanée d’un système
Pour une réaction chimique, l’augmentation de S1 n’est pas un critère d’évolution
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I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
Critère d’évolution d’un système : δSi ≥ 0
Comment associer à l’évaluation de l’énergie échangée le critère de spontanéité de la réaction ?
δQ – TdS = - TδSi
Pour une transformation thermomécanique (δW’ = 0) à P Cte : δQ = dQP = dH
dΗ – TdS = - TδSi
dS = δSe + δSi = δQ/T + δSi
Energie Critère de spontanéité
4.1- Enthalpie libre G : Fonction de Gibbs
Enthalpie libre : G = H -TS
Fonction d’état, en J ou kJ (énergie)
dG = dH – TdS - SdTà T Cte
= - TδSi
Transformation thermomécanique réversible : dG = 0Transformation thermomécanique irréversible : dG < 0Pas de transformation thermomécanique telle que dG > 0
δSi = 0δSi > 0δSi < 0
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4.2- Variation d’enthalpie libre pour une transformation générale
à P et T Ctes1er principe : dU = δQ - PdV + δW’2ème principe : dS = δQ/T + δSi ( 0)
H = U + PV et G = H –TS
= + δQ - PdV + δW’ +PdV– δQ - TδSi
dG = δW’ - TδSiTransformation réversible : dG = δW’Transformation irréversible : dG < δW’
dG = d(H-TS) = d(U + PV –TS)
= dU +PdV +VdP –TdS –SdTÀ P et T Cte :
Si δW’ < 0 ⇒ dG < δW’ < 0 soit |dG| > | δW’| ⇒ l’énergie δW’ cédée au milieu extérieur est inférieure à la diminution d’enthalpie libre du système en raison de la perte due à la création d’entropie interne δSi’
Si δW’ > 0 et dG < δW’ > 0 dG < δW’⇒ l’augmentation de l’enthalpie libre du système est inférieure à l’énergie reçue du milieu extérieur en raison de la perte due à la création d’entropie interne
L’énergie échangée avec le milieu extérieur n’est pas quantitativement convertie en enthalpie libre
I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
≥
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I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
Pour une transformation générale d’un système à T et P = Cte,La variation d’énergie interne du système est :
dU = δW + δQ = -PdV + δW’ + δQ
or : δW’ = dG + TδSi
dU = δQ – PdV + dG + TδSi
Variation d’énergie interne
Energie thermique échangée
Travail contre les forces de pression
Variation d’enthalpie
libre du système
Energie dissipée pour
la création d’entropie
≡ Énergiechimique
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I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système4.3- Potentiel chimique µi
dGT,P = ∂G dT + ∂G dP + Σ ∂G dni∂T P,ni ∂P T,ni
i ∂ni T,P,nj≠ni
G = f(P,T,ni)
aA + bB cC + dD
ni = nombre de moles de i
Activité de i(sans dimension)
= µi° + RT.Lnai
Potentiel chimique standard
µi = ∂G∂ni nj≠ni
Potentiel chimique :
Effet sur G de la transformation d’une mole de i
μi représente la quantité d’énergie qui peut être utilisée lors de la transformation chimique d’1 mole de constituant i, hormis l’énergie thermique et mécanique
iii
P,T dndG μΣ=
à T et P Ctes
Effet sur G de la variation de la compositionjnin
iii
P,T dnnGdG
≠⎥⎦
⎤⎢⎣
⎡∂∂
Σ=
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4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
Pour un gaz parfait: µi = µi° + RT.LnPi(Yref = Pref = 1 atm et donc ai = Pi/1)
Pour un solvant : µs = µs°(Yi = fraction molaire : xs= ns/(ni + ns) ≈ 1 et Yref = 1 et donc ai = 1)
Pression partielle
Pour un soluté : µi = µi° + RT.Ln[i](Yref = [i]ref = 1 mol.L-1 et donc ai = [i]/1) Solution très diluée
Rmq : à l’état standard, Yi = Yi° = Yref, donc ai = 1 et µi = µi°
Pour un solide a = 1 et donc µ = µ°
ai = γiYiYref
Variable d’état exprimant la composition du système (concentration ci , fraction molaire xi , pression partielle pi )
Coefficient d’activitéf(interactions moléculaires)
γ = 1 pour un corps pur dans sa phaseγ ≈ 1 pour les solutions diluées
Etat standard
µi = µi° + RT.Lnai
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I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
4.4- Variation de G par unité d’avancement d’une réactiona) Avancement de la réaction : ξ (ksi)
aA + bB cC + dDt0 n0A n0B n0C n0D
t nA nB nC nD
ξ est tel que: n0A- aξ n0B- bξ n0C+ cξ n0D+ dξ
Rmq : i) a, b, c et d sont des coefficients stœchiométriques sans dimensionii) ξ s’exprime en mole unité d’avancement = 1 mole
iii) ξ = 1 correspond à la transformation de :a moles de A et b moles de B en c moles C et d moles de D
iv) Pour une variation infinitésimale de ξ :
dnA = - adξ ; dnB = - bdξ ; dnC = cdξ ; dnD = ddξ
dξ = avancement élémentaire de la réaction
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I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
4.4- b) Variation de G par unité d’avancement
G = ƒ (T, P, ξ)aA + bB cC + dD
to noA noB noC noD
t noA- aξ noB- bξ noC + cξ noD + dξ
dG = Σµi dni
= (- aµA - bµB + cµC + dµD )dξ =
= µAdnA + µBdnB + µCdnC + µDdnD
∂G∂ξ T,P
dξ
∂G =∂ξ T,P
(Rappel : µi = µi° + RT.Ln ai )
(cµC + dµD) - (aµA + bµB)
= [(cµ°C + dµ°D) - (aµ°A + bµ°B)] + RT (cLnaC + dLnaD - aLnaA – bLnaB )
ΔrG T,P = ΔrG°Tad
D.acC
aaA.ab
B+ RT.Ln (kJ.mol-1)
TξG
⎥⎦⎤
⎢⎣⎡
∂°∂
Enthalpie libre de réaction
: enthalpie libre standard de réaction (Cte à T fixée)
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4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
ΔrGT,P = ΔrG°T + RTLn [C]c.[D]d
[A]a.[B]b
Cas des SOLUTIONS DILUEES
= ΓaA + bB cC + dD
Variation de G dans des conditions standardP = 1 atm, T Cte, [i] = 1 mol.L-1
• arbitraire• ≠ conditions biologiques
= RTLn ΓTerme des
concentrations relatif àl’état considéré du
système.
Variation de G par unité d’avancement (ξ = 1) c.a.d. pour la conversion de amole de A, b mole de B…• ΔrG = ∂G ≠ ΔG
∂ξ
dépend de ξ indépendant de ξ
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G
ξξéq0 1
Système fermé à P = 1 atmet T fixée
(transfo. thermoméca.)
A B
Réaction A vers B impossible (endergonique), mais réaction B vers A spontanée jusqu’àl’équilibre
dG < 0 pour d ξ < 0
Réaction A vers B spontanée (exergonique) jusqu’à ΔrG = 0 (équilibre)
dG < 0 pour d ξ > 0
A l’équilibre, le système a atteint un état de minimum d’enthalpie libre dont il ne peut sortir spontanément, c.a.d. sans apport d’énergie extérieure.
ΔrG < 0 évolution spontanée sens 1 jusqu’à l’équilibreΔrG > 0 évolution spontanée sens 2 jusqu’à l’équilibreΔrG = 0 équilibre
ΔrG = 0
ΔrG > 0
ΔrG < 0
GdξΔdG r=
ΔrG = ΔrH - TΔrS(H)
ΔrH ~ Cte
HdξΔdH r=
ΔG
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4.5- Variation d’enthalpie libre standard d’une réactiona) Cas d’une réaction en solution aqueuse (H2O est solvant et/ou réactif)
1
2CH3-CO2-CH2-CH3 + H2O CH3CO2H + CH3-CH2OH
(AcOEt) (Eau) (AcOH) (EtOH)
4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
ΔrGT,P = ΔrG°T + RT.Ln aAcOEt.aH2O
aAcOH.aEtOH En solution aqueuse DILUEE :ai ⎯→ [i] et aH2O ≅ 1
ΔrGT,P = ΔrG°T + RT.Ln [AcOEt]
[AcOH].[EtOH]
.1
Cte
Γ = variable
Dans les conditions standard, P = 1 atm, T fixée et [AcOH] = [EtOH] = [AcOEt] = 1 mol.L-1 ⇒ ΔrGT = ΔrG°T
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4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
4.5-b) Réaction à pH fixé (solution aqueuse diluée à pH = -log[H3O+] = Cte)
CH3C
H
O
NR
O
NH2
H H
CH3 CH
HOH
NR
O
NH2
H
H3O++ ++ + H2O+
EtOH NAD+ CH3CHO NADH
ΔrGT,P = ΔrG°T + RT.Ln [CH3CHO][NADH]
[EtOH].[NAD+].aH20
.[H3O+]
[CH3CHO][NADH][EtOH].[NAD+]
ΔrGT,P = ΔrG°T + RT.Ln + RT.Ln[H3O+]
Conditions standard à pH fixé ( [i] = 1 mol.L-1)Variable = Γ’pH
Cte = ΔrG°’pH
ΔrG = ΔG°’pH + RT LnΓ’pH
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I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
Lnx = 2,3 logxpH = - log [H3O+]
RT.Ln[H3O+] = 2,3RT.log[H3O+] = - 2,3RT pH
ΔrG°’pH = ΔrG° + RT Ln[H3O+]
ΔrG°’pH = ΔrG° - 2,3 RT pH
Cte à pH donné
⇒ ΔrG°’pH = ΔrG° - 2,3RT npH
⇒ ΔrG°’pH = ΔrG° + 2,3RT npHaA + bB + nH3O+ cC + dD
aA + bB cC + dD + nH3O+
dépend de l’équation bilan de la réaction
Attention : conditions standard bio. ≠ conditions cellulaires
Conditions standard biologiques : ΔrG°’ = ΔrG°’pH=7
pH = 7 , P = 1 atm , T = 298K , [i] = 1 mol.L-1
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I.4 - Variation d’enthalpie libre associée à l’évolution d’un système
− ΣΔfG°(Réactifs)ΣΔfG°(Produits)
ΔrG°1 = ΣΔfG°(Produits) - ΣΔfG°(Réactifs)
4.5- c) Calcul de ΔrG° pour une réaction chimique
aA + bB cC + dDΔrG°1 = ?
{Cgraph, H2(g), O2(g), N2(g), ...} (corps simples)
Rmq : il existe des tables de ΔfG° (ou ΔfG°’); ΔfG°(élts simples) = 0ΔrG° (ou ΔrG°’) peuvent être déterminées expérimentalement…
Par ailleurs, ΔrG° = ΔrH° -TΔrS°
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II- Etats Stationnaires
Etat stationnaire d’équilibre
système ferméaA + bB cC + dD
[A] , [B] , [C] , [D] restent Ctes avec le temps
ΔrG = 0
Etat stationnaire de NON équilibre
aA + bB cC + dDaA+bB
cC+dD
ΔrG ≠ 0δW’ ≠ 0
Il entre autant de A et de B qu’il s’en transformeIl sort autant de C et de D qu’il s’en forme
système ouvert
(systèmes dont la composition ne varie pas avec le temps)
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II.1 - Equilibre chimique (ΔrGT = 0)1.1 - Loi d’action de masse
Soit une réaction renversable dans un système fermé à T et P Ctes :
ΔrGT = ΔrG°T + RT.Ln [C]c.[D]d
[A]a.[B]b
aA + bB cC + dD
• KT mesurable détermination de ΔrG°
ΔrG°T = - RT LnKT
KT = Cte d’équilibre (sans dimension)
• KT ne dépend que de la température
• KT est indépendant des conditions initiales
• KT est grand l’équilibre très déplacé vers la droite
A l’équilibre : ΔrGT = 0
ΔrG°T = RT.Ln [C]c .[D]d
[A]a . [B]b= Cte à T donnée- eq
eq
eq
eq
à l’équilibre
Γ
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aA + bB cC + dD
Le signe de ΔrG indique le sens de réaction spontanée
ΔrG = ΔrG° + RT LnΓ = − RT LnKT + RT LnΓ = RT Ln Γ/KT
Donc :
• Γ < KT ΔrG < 0 : sens gche/drte (sens (1)) jusqu’à ΔrG = 0soit Γ jusqu’à Γ = KT
• Γ > KT ΔrG > 0 : sens drte / gche (sens (2)) jusqu’à ΔrG = 0soit Γ jusqu’à Γ = KT
• Γ = KT ΔrG = 0 : équilibre chimique
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II.1 - Equilibre chimique (ΔrGT = 0)
Ex. 1 : RCO2H + R’OH RCO2R’ + H2O
[i]t0 1 1 0 0
[i]teq 0,33 0,33 0,67 0,67
à t0 : 01100 ==Γ x
xi
ΔrG = ΔrG° + RTLnΓi = - ∝ < 0Sens 1
À l’équil. : 12,433,033,067,067,0 == x
xK
Ex. 2 : A B
[i]t0 10-3 10-5
K = 6
Quel sens spontané ?
KAB
i
ii <===Γ −
−
−2
3
5
101010
][][ => Sens 1
ΔrG = ΔrG° + RTLnΓi = - RTLnK + RT LnΓi = -16 kJ.mol-1 => Sens 1
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Cas d’une réaction impliquant H+ dans l’eau comme solvant , à pH constant :
CH3 H
O1
2+ NADH + H3O+ CH3-CH2-OH + NAD+ + H2O
H2Oa
[CH3CHO][NADH]
[EtOH][NAD+]
[H3O+]ΔrGT = ΔrG°T + RT Ln
[CH3CHO][NADH][EtOH][NAD+]
ΔrGT = ΔrG°T - RT Ln[H3O+] + RT Ln
ΔrGT = 0 [CH3CHO] [NADH][EtOH] [NAD+]eq
eq eq
eq
ΔrG°’T, pHA l’équilibre :
ΔrG°’T, pH = - RT Ln
dépend de l’équation de la réaction
K’T,pH = KT x [H3O+] = KT x 10-pH à pH = 7 ⇒ K’T = KT x 10-7
ΔrG°’ = - RT LnK’T
K’T,pH
Cte d’équilibre apparente
dépend de l’équation de la réaction
II.1 - Equilibre chimique
Γ’pH
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II.1.2 - Lois du déplacement de l’équilibre
Perturbation
Principe de Le Châtelier : Tout système à l’équilibre soumis à une perturbation
évolue de façon à modérer cette perturbation. Le système réagit dans le sens qui réduit cette perturbation
jusqu’à atteindre un nouvel état d’équilibre.
II.1 - Equilibre chimique
aA + bB cC + dD{[A]eq1, [B]eq1, [C]eq1, [D]eq1}
aA + bB cC + dD{[A]eq2, [B]eq2, [C]eq2, [D]eq2}
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Perturbation : T change
aA + bB cC + dDKT1
TK = [C]c
eq.[D]deq
[A]aeq.[B]b
eq= e
- ΔrG°R T
- ΔrH° + ΔrS°R= e
TT
T
Selon Le Châtelier :
• Une de T déplace l’équilibre dans le sens qui consomme l’énergie thermique fournie = sens ENDOTHERMIQUE (ΔrH° > 0)• Une de T déplace l’équilibre dans le sens EXOTHERMIQUE (ΔrH° < 0)
1.2a) Variation de K avec la températureII.1 - Equilibre chimique
{[A]eq1, [B]eq1, [C]eq1, [D]eq1}aA + bB cC + dD
KT2
{[A]eq2, [B]eq2, [C]eq2, [D]eq2}
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II.1 - Equilibre chimique
aA + bB cC + dD
ΔrG°T = - RT.LnK = ΔrH°T - TΔrS°T
LnK = - +ΔrS°R
ΔrH°RT
TT
Equation de van’t Hoff
ΔrH°RT2
T= Expressiondifférentielle
dLnKdT
ΔrH°T > 0 => K fonction croissante de TΔrH°T < 0 => K fonction décroissante de T
Rmq : équation valable quand ΔrH°T ≈ Cte ( ΔrS°T ≈ Cte)Ce qui est le cas pour les intervalles usuels des T°
⇒ permet de calculer KT2 à partir de KT1 et de ΔrH°T
( )12
0Tr
TT
T
T 2
0TrT
T T1
T1
RHΔ
KKLndT
RTHΔdLnK
1
22
1
2
1−−=⇒= ∫∫
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Utilisation de l’équation de van’t Hoff pour la détermination graphique de ΔrH° et ΔrS°
LnK = - +ΔrH° 1 ΔrS°R T R
T1
Ln K
Rr °Δ S
Rr °Δ
−H
Cas où ΔrH° < 0(exothermique)
II.1 - Equilibre chimique
T1
Ln K
Rr °Δ S
Cas où ΔrH° > 0(endothermique)
Rr °Δ
−H
ΔrG°T = - RTLnK = ΔrH°T – TΔrS°T
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II.1 - Equilibre chimique1.2b) Variation de la composition d’un système à P et T Ctes
Ex.: Formation d'ester dans un solvant inerte ≠ H2O1
2CH3CO2H + CH3-CH2OH CH3-CO2-CH2-CH3 + H2O
(AcOH) (EtOH) (AcOEt) (Eau)
KT = [AcOEt].[AcOH].[EtOH]
[H2O]
Perturbation : [i] change
aA + bB cC + dDKT
{[A]eq1, [B]eq1, [C]eq1, [D]eq1}aA + bB cC + dD
KT
{[A]eq2, [B]eq2, [C]eq2, [D]eq2}
En variant l’une des quatre concentrations les trois autres varient pour atteindre un nouvel état d’équilibre de même constante KT
Ex. : Si [EtOH] ⇒ sens 1 ([AcOEt] et [H2O] , [AcOH] et [EtOH] )Si [H2O] ⇒ sens 1 ([AcOEt] et [H2O] , [AcOH] et [EtOH] )
Selon Le Châtelier :
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II.2 - Etat stationnaire de NON équilibre (système ouvert)
[i] maintenues constantes par échange avec le milieu extérieur⇒ δW’ ≠ 0 ⇒ dG = δW’ - TδSi ≠ 0
aA + bB cC + dD
(KT pour la même réaction, n’est définie qu’en système fermé)
= Γ = Cte[C]c [D]d
[A]a [B]b
[C]ceq [D]d
eq
[A]aeq [B]b
eqKT =≠
ΔrGT = ΔrG°T + RT.Ln [C]c [D]d
[A]a [B]b ΔrG = ΔrG° + RT LnΓΓ
aAbB
cC
dD
cte cte
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II.3 - Echange d’énergie en milieu biologique et réactions couplées
= - RT LnK + RT LnΓ = RT Ln(Γ/K)
A B CΔrG1 ≅ 0 ΔrG2 << 0
Γ ≅ K Γ << K
Ce système fonctionne « proche »de l’état d’équilibre
Ce système fonctionne « loin » de l’état d’équilibre
A B CEnzyme 1
Enzyme 1
Enzyme 2
Enzyme 3
Etape bidirectionnelle Etape unidirectionnelle
Défini pour la réaction en système fermé
Pour l’état stationnaire considéré
ΔrGT = ΔrG°T + RT LnΓ
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2 (3-phosphoglycérate)
2 (2-phosphoglycérate)
2 phosphoénolpyruvate
2 pyruvate
2 lactate2 NAD+
8
9
10
112 ATP
2 ADP
2 (NADH + H+)
Glucose
Glucose-6-Phosphate
Fructose-6-Phosphate
Fructose-1,6-diphosphate
2 (glycéraldéhyde-3-phosphate)
2 (1,3-diphosphoglycérate)
ATP
ADP
ATP
ADP
2 Pi2 NAD+
2 (NADH + H+)
1
2
3
4 + 5
7
6
2 ADP
2 ATP
ΔrG°’
GLYCOLYSE
ΔrG
- 1
~ 0
- 30
- 3
- 40
~ 0
- 26
- 2
- 6
2 x 4,2
2 x 2,1
2 x (- 25,1)
2 x (- 27,4)
- 20,7
+ 1,7
- 17,8
+ 23,8
2 x 6,3
2 x (- 20)
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Profil énergétique de la glycolyse
Etat stationnaire dans le globule rouge humain.
ΔrG = - 108 kJ. mol-1
ΔrG = ΔrG°’ + RT Ln Γ’FD
P
F6P
0
50
100
-40
-26
-6
1
2
34+5 6+7
Glu
cose
G6 P
G3P
3PG
2PG
PEP
PYR
LA
C
ΔrG, kJ.mol-1
-2
8
-1
9-3
-30
•
•
••
•
••
1110
•
HOO
HOOH
OH
OH
+ 2 ADP + 2 Pi
CO2
CH3
OHH + 2 ATP + 2 H2O
D-glucoselactate
2
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2 (3-phosphoglycérate)
2 (2-phosphoglycérate)
2 phosphoénolpyruvate
2 pyruvate
2 lactate
2 x 4,2
2 x 2,1
2 x (- 25,1)
2 x (- 27,4)
2 NAD+
8
9
10
112 ATP
2 ADP
2 (NADH + H+)
Glucose
Glucose-6-Phosphate
Fructose-6-Phosphate
Fructose-1,6-diphosphate
2 (glycéraldéhyde-3-phosphate)
2 (1,3-diphosphoglycérate)
ATP
ADP
ATP
ADP
2 Pi2 NAD+
2 (NADH + H+)
1
2
3
4 + 5
7
6
2 ADP
2 ATP
- 20,7
+ 1,7
- 17,8
+ 23,8
2 x 6,3
2 x (- 20)
ΔrG°’G (kJ.mol-1)
NEOGLUCOGENESE
GLYCOLYSE
ΔrG
- 1
~ 0
- 30
- 3
- 40
~ 0
- 26
- 2
- 6
ΔrG°’
2-oxaloacétate 2 CO2
2 (ADP + Pi)
2 GTP
2 ATP10'
10'' 2 x 4,2
- 2 x 2,1
Pi
H2O
Pi
H2O- 16,7
- 13,8 1'
3'
2 GDP
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Principe des réactions couplées :Considérons 2 réactions :• l’une (1) endergonique : ΔrG1 > 0• l’autre (2) exergonique : ΔrG2 < 0
G étant une fonction d’état, on peut faire le bilan :• réaction (3) = (1) + (2) : dG3 = dG1 + dG2Et donc, si (1) et (2) ont même vitesse : ΔrG3 = ΔrG1 + ΔrG2
La réaction (3) sera spontanée thermodynamiquement si et seulement si :ΔrG3 = ΔrG1 + ΔrG2 < 0
l’énergie fournie par (2) permet la réalisation de (1)
On dit alors que les réactions (1) et (2) sont couplées
Attention : il s’agit d’un couplage thermodynamique. La réaction (3) ne pourra avoir lieu que s’il existe un chemin réactionnel. Celui-ci est nécessairement différent de (1) + (2) puisque la réaction (1) n’est pas thermodynamiquement spontanée !
II.3 - Echange d’énergie en milieu biologique et réactions couplées
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Les réactions couplées : illustration
(2) ATP + H2O ADP + Pi ΔrG2°’ = - 34,5 kJ.mol-1
RCO
NHR'RCO
OH + H2N-R' + H2O ΔrG1°' = + 21 kJ.mol-1(1)
RCO
NHR'RCO
OH + H2N-R' + ADP + Pi + ATP
RCO
OH -
-C O
O
R OPO
OP OO
OOO P
O
O
OPO
OAd
-
---
ADP+ +(1') ΔrG1'°' < 0
-
-CO
R NHR'-
-C O
O
ROP
O
OOH OP
O
O
+ H2N-R' +(2') ΔrG2'°' < 0
ΔrG°’ = - 13,5 kJ.mol-1
II.3 - Echange d’énergie en milieu biologique et réactions couplées
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