Endergonique/exergonique

[invite65f51af9]

Bonjour,
J'éprouve des difficultés à faire la différence entre une réaction exergonique et une réaction endergonique? Quelqu'un pourrait m'expliquer ces concepts de manière précise et claire?

Merci
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[Edelweiss68]

Bonjour,

Si ΔG0’ < 0 ; la réaction est exergonique et peut avoir lieu spontanément de A vers B. Elle va libérer de l'énergie.


Si ΔG0’ > 0 ; la réaction est endergonique et ne peut pas avoir lieu spontanément de A vers B. Pour qu'elle ait lieu, il faut lui apporter de l'énergie d'une autre réaction.

[invite65f51af9]

Bonjour,

Merci pour ton aide. J'ai une meilleure idée de ce que c'est maintenant. Mais un niveau graphique, j'ai encore du mal: je me trompe encore trop souvent. Par exemple, pour la pièce jointe 1, la réaction est exergonique ou endergonique? Et pour la pièce jointe 2, avec l'activité d'une enzyme?

Merci de bien vouloir m'aider.

[JPL]

En gros dans les deux cas illustrés c'est le même type de réaction avec un ΔG0’ global < 0. Elle peut donc se dérouler spontanée... mais tu remarqueras, ce qui est classique, que la première phase de la réaction a un ΔG0’ positif et constitue une barrière appelée parfois barrière de l'énergie d'activation. Donc la réaction n'est possible que si l'environnement apporte assez d'énergie pour franchir cette barrière : c'est par exemple l'allumette qui met le feu au papier. Une fois que la réaction est amorcée dans ce cas l'énergie dégagée en vertu du ΔG0’ global <0 est suffisante (mais ce n'est pas le cas pour toutes les réactions) pour que la réaction soit auto-entretenue.

Autrement dit une réaction thermodynamiquement possible sur le plan théorique peut ne pas se dérouler (en réalité se déroulera avec une vitesse tellement lente qu'à l'échelle humaine on ne verra rien).

Une autre solution, au lieu d'apporter l'énergie nécessaire au franchissement de cette première étape, consiste à abaisser le niveau de la barrière (ce qui permet à la réaction de se dérouler avec un apport d'énergie minimum). La solution consiste à substituer à la réaction initiale, par exemple A+B => AB => C+D par une autre réaction A+B+E => ABE => C+D+E

Le principe est que l'état activé ABE a une barrière d'énergie d'activation inférieure à AB (ce que montrent les deux courbes du deuxième schéma). E, récupéré en fin de réaction est un catalyseur, c'est-à-dire une enzyme dans le cas des réactions biochimiques.

Tu constates que le ΔG0’ global ne change pas, mais que c'est la vitesse (ou la possibilité) de la réaction qui va être changée par le catalyseur. Donc ni l'énergie globale libérée ni les proportions à l'équilibre ne seront changés.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite65f51af9]

Merci beaucoup, je comprends beaucoup mieux. Bonne journée