Formule

[invitec376177f]

Bonjour , je me disais si delta G = deltaG^0 + RTLnK . Qu'est ce que K ? C'est le rapport des produits sur réactifs à l'équilibre ou pas besoin que ce soit à l'équilibre ?
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[FARfadet00]

Bonjour,

ça dépend de ce que vous cherchez à calculer ...

Cordialement

[Pterygoidien]

La formule est fausse, c'est RT Ln Q, d'où la confusion. Q est le rapport des produits sur réactifs lorsque la réaction n'est pas vers l'équilibre, elle te sert à prédire dans quel sens va évoluer la réaction. Ton delta G^0 est l'enthalphie libre à l'équilibre et en conditions non standard, et ta formule permet d'estimer l'enthalpie libre pour une réaction non standard à partir de ton delta G°.

[FARfadet00]

Ton delta G^0 est l'enthalphie libre à l'équilibre et en conditions non standard

je ne suis pas sure de vous suivre, mais la notation se réfère bien à l'enthalpie libre en conditions standard.

cordialement

[A voir en vidéo sur Futura]

[Pterygoidien]

Bonjour,
J'ai voulu dire en conditions standards et non pas "conditions non standard". Je me suis toutefois rendu compte de l'erreur plus tard mais impossible de modifier après un délai de 5 min.
Oui, est l'enthalpie libre d'une réaction dans des conditions standards (pression de 1 atm et produits et réactifs initialement à 1 Molaire). Cette enthalpie est mesurée ou peut être calculée (). De manière générale, l'enthalpie libre standard () va indiquer la spontanéité de la réaction. En connaissant les paramètres de ton milieu, tu peux - à partir du () - retrouver la constante d'équilibre de la réaction via la formule :
, K étant elle même dépendant de T.
Ainsi, en sachant la valeur de la constante d'équilibre, on sait prédire dans quel sens va évoluer la réaction dans des conditions standards, de sorte que si K>1, alors \Delta G ^{\circ} < 1 et la réaction est spontanée. Si en revanche K est plus petit que 1, alors le delta G est positif et la réaction n'est pas spontanée dans les conditions standard.
Toutefois, si la réaction n'atteint pas l'équilibre, par exemple parce que les produits de la réaction sont consommé, alors on calcule l'énergie libre en fonction des proportions relatives des réactifs et produits avec le quotient d'équilibre Q, qui va également nous donner une indication du sens vers lequel la réaction va s'effectuer, et ce grâce à la formule :

Et de façon plus générale, en sachant que , on peut réarranger les termes pour obtenir :

Il est important de connaitre la différence entre et .

Prenons le cas pratique suivant :
Dans la voie glycolytique (ou voie d'Embden-Meyerhof-Parnas), il existe une réaction dont l'enthalpie libre standard est de 23.8 kJ/mol, de sorte que la réaction est endergonique et nécessite donc théoriquement d'être couplée à une réaction exergonique lui fournissant son énergie nécessaire à son avancement (hydrolyse d'une liaison phosphate de haute énergie d'un ATP le pls souvent). Cette réaction est le clivage du fructose-1,6-biphosphate en dihydroxyacétone phosphate (DHAP) et glycéraldéhyde 3-phosphate (GAP/G3P), catalysée par l'enzyme aldolase.

Toutefois, cette enthalpie libre de Gibbs est mesurée en conditions standards. Quand on reproduit les conditions intracellulaire, on voit que la réaction n'a pas besoin d'être couplée à une réaction exergonique, et pour cause : le \Delta G "effectif" descend à environ -1.3 kJ, et la réaction est réversible. Pourquoi ? En raison de l'action des lois des masses, les produits de la réaction étant plus rapidement consommés à la réaction suivante (interconversion du DHAP en G3P et oxydation du G3P en 1,3 BPG) qu'ils ne sont formés, de sorte que le rapport produits/réactifs est reste toujours inférieur à 1, redescendant la valeur du G mesuré.