Application des principes de la thermodynamique aux systèmes biologiques

Application des principes de la thermodynamique

aux système biologiques

1- Spécificités des systèmes biologique :

         a- Etat stationnaire de non équilibre

[A]=[B]

→ système fermé à l'équilibre A et B sont cste :

[A] = [Aeq]

[B] = [Beq]

[Aint] = [Bint]

→ Aint et Bint = cste. Système ouvert dans 1 état stationnaire de non équilibre.

• La vitesse de consommation des réactifs est égale à leur vitesse d’introduction.

• La vitesse de formation des produits est égal à leur vitesse d’élimination.

        b- condition biologique de référence :

Nous définissons un état biologique de référence pour les solution aqueuse dans lesquelles le ph est égal à 7 et l’activité de l’eau est égale à 1, et la pression est égal à P°.

Notation : ΔrG°’m, ΔrH°’m, ΔrS°’m

Considérons la réaction suivante :

aA+ bB+ nH+ = cC+ dD

Enthalpie libre molaire de réaction :

ΔrGm= ΔrG°m - nRTln(10) log (H+) + RT ln —

ΔrGm=  ΔrG°m – 2,3 Rtn pH + RT ln ((C)c (D)d/ (A)a (B)b)

Dans les condition biologiques de références ou le pH est fixé :

ΔrG°’m=  ΔrGm+ 2,3 nRT pH

ΔrG°m(T) : enthalpie libre molaire  de réaction de référence pour une réaction  s'effectuant dans les conditions thermodynamique de référence cad C°= 1M et P°= 10⁵ pascal

La température T à laquelle s'effectue la réaction doit être précisée

ΔrG°’m(T) :  enthalpie libre molaire de référence d’une réaction s'effectuant dans les conditions biologique de référence cad C°= 1M / pH= 7 / aeau=1 / P°= 10⁵ pascal

        c- Critère de spontanéité des réactions biologiques

aA+ bB= cC+dD

• Enthalpie libre molaire de réaction

ΔrGm= ΔrG°m+RTln ((C)c (D)d / (A)a(B)b)

La réaction est spontanée  si ΔrGm<0

Système biologiques vivants → états stationnaire de non équilibre le quotient de réaction est une constante.

→ l’enthalpie libre molaire de réaction est donc aussi une constante.

Le critère de spontanéité est le même

ΔrGm (=cste) <0

        d- couplage de réactions :

 Transformation endergonique : transformation pour laquelle le ΔrGm>0  et qui nécessite donc pour se réaliser un apport d'énergie.

Transformation exergonique : transformation pour laquelle ΔrGm<0  et qui ne nécessite pas d’apport d’énergie pour se réaliser.

La notion de réactions couplées nécessite un mécanisme de couplage entre les étapes de réaction tel que l’enthalpie libre libérée par l’étape de réaction exergonique puisse être utilisé pour la réaction endergonique. Le couplage entre les étapes de réaction endergonique et exergonique n’est possible que s’il existé 1 ou plusieurs intermédiaires commun

exemple :

• A+B=C       ΔrGm(1) >0

• D= B+E   ΔrGm(2) <0

B est un composé intermédiaires

La réaction de couplage s’écrit :

A+D = C+E

⇒ caractérisé par ΔrGm = ΔrGm(1)+ ΔrGm (2)  

Cette réaction de couplage aura lieu si

ΔrGm<0 cad ΔrGm(2) > ΔrGm(1)

Exemple : Phosphorylation du glucose à T= 300K:

→ réaction de couplage

Etape 1 :

• Glucose + Pi = glucose 6 p + H2O ΔrGm(1)= 28kJ/mol

Etape 2 :

• ATP + H2O = ADP + Pi      ΔrGm(2)= - 56kJ/mol

Réaction de couplage

ATP + glucose =ADP + GLUC 6 P

ΔrGm= ΔrGm(1) + ΔrGm(2)

ΔrGm= + 28. 10³ – 56. 10³

ΔrGm= - 28 kJ/mol

Rendement énergétique

R= Energie nécessaire/ énergie disponible

R= ΔrGm(1) / ΔrGm(2)

R= 0,5 ⇒ 50%

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