Variation d'enthalpie libre standard

[inviteaa4eee7d]

Bonjour,

Je rencontre quelques soucis avec un cours de Term STL sur le métabolisme.

J'aimerai que vous puissiez me dire si ce que j'ai compris est correct, et j'aurais 2 ou 3 questions à poser à la fin.

- Le coefficient de réaction Qr permet de connaitre l'avancement d'une réaction chimique donné, plus Qr est grand, plus la réaction est avancée. Qr ne possède pas de valeurs limites.
- La constante d'équilibre K = Qr à l'équilibre. Si l'on compare Qr et K, on peux savoir sans quel sens évolue la réaction chimique : soit dans le sens de création des produits, soit dans le sens de création des substrats.
- la variation d'enthalpie ΔrG permet de connaitre si une réaction est spontanée ou non, et si elle est endergonique ou exergonique.

Une réaction exergonique est elle toujours spontanée ? et inversement une réaction endergonique est elle toujours non spontanée ?

- Dans des conditions standard appliqué aux systèmes biologiques, on à ΔrG'=Δ푟퐺’°+푅×푇×푙푛(Qr). Et à l'équilibre Δ푟퐺’°= -푅×푇×푙푛퐾.

J'ai du mal à saisir la différence concrète entre ΔrG'et Δ푟퐺’° .

- Le signe de Δ푟퐺’° est lié à celui de K, dont la valeur particulière est 1. Ainsi on à K>1 implique Ln(K)>0 et ΔrG’0 < 0, ou alors K<1 implique Ln(K)<0 et ΔrG’0 >0.

Dans les énoncés, on trouve par exemple la question "Calculer les variations d’enthalpie libre standard des réactions suivantes et en déduire si elles s'effectuent spontanément" et la valeur de K est donné. Pourquoi s'embêter à calculer Δ푟퐺’° puisque l'on connait déjà la valeur de K, on sait déjà si elle est supérieure à 1 ou non.


Merci d'avance pour vos réponses.
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[gts2]

Le début est correct à part un problème de vocabulaire : ΔrG n'est pas la variation d'enthalpie (en J), mais l'enthalpie libre de réaction (en J/mol).

Pour ce qui est des réactions ex-end ergonique, c'est plus difficile à savoir : on trouve la définition sur des sites de biologie qui mélangent allègrement ΔG, ΔrG et ΔrG^o

Si cela se réfère à ΔrG, la réponse est oui (voir votre troisième item).

Pour ce qui est du ', il faudrait donner la définition, cela a l'air d'être une notation "locale", ou alors le ' est le standard des biochimistes, soit standard sauf pH=7 ?

Sinon la différence entre ΔrG et ΔrG^o est que ΔrG^o est une caractéristique de la réaction (sous-entendu dans les conditions standards), alors que ΔrG tient compte de l'état du système par l'intermédiaire de Qr.
Cela revient à décomposer le problème en deux, la réaction en tant que telle dont les valeurs sont stockées dans des tables, et l'état du système étudié.

"Calculer les variations d’enthalpie libre standard des réactions suivantes et en déduire si elles s'effectuent spontanément"
Je suppose que la question est en fait :
"Calculer l’enthalpie libre de réaction des réactions suivantes et en déduire si elles s'effectuent spontanément"
La question initiale ayant un problème de vocabulaire déjà signalé, et d'autre part on ne peut répondre à une telle question si on ne connait pas le système.

Pour être plus clair et précis, un exemple serait un bon point de départ.

[inviteaa4eee7d]

Merci pour votre réponse rapide.

Effectivement le " ' " correspond à l'état standard des biologistes, donc pH=7 et la température à 310°K.

Pour un exemple concret, voici un exercice, et la réponse que j'y ai apporté :

Exercice A :
1. Calculer les valeurs de K, constante d’équilibre dans les trois cas suivants :
2. Déduire de ces valeurs si la transformation chimique est totale, limitée ou impossible.

ΔrG° = -12,5 kJ.mol-1 ; ΔrG° = 12,5 kJ.mol-1; ΔrG° = -0,6 kJ.mol-1
Données : T(°K) = T(°C) + 273 ; R = 8,31 J.mol-1.K-1 ; Température = 25°C


Δ����’°=−��×��×������
K = e^(((-ΔrG^'0)/(R×T)))
K = e(--12.5*1000/8.31*298)
K = e(12500/8.31*298)
K= 155 => la réaction est spontanée et exergonique et la réaction est totale

K = 6.4*10-3 => la réaction est endergonique et la réaction est non spontanée, donc impossible sans apport d’énergie

K = 1 => la réaction est à l’équilibre et la réaction est limitée


Exercice B :
Je ne met pas le détail des réactions, voici les K donnés dans l'énoncé
K1 = 0.053
K2 = 7.4*10^10 (10 puissance 10)
K3 = 41
1. Calculer les variations d’enthalpie libre standard des réactions suivantes à partir des constantes d’équilibre (pH=7 et T=25°C)
Données : T(°K) = T(°C) + 273 ; R = 8,31 J.mol-1.K-1
2. Préciser la ou les réactions s’effectuant spontanément.

Δ����’°=−��×��×������
Δ����’°1= - 8,31*298*ln(0.053) = 7,27*103 J.mol-1 => Δ����°>0 donc réaction nécessitant un apport d’énergie (endergonique), donc non spontanée.
Δ����’°2 = - 8,31*298*ln(7,4*1010) = -6,2*104 J.mol-1 => Δ����°<0 donc réaction exergonique, donc spontanée

Δ����’°3 = - 8,31*298*ln(41) = -9,2*103 J.mol-1 => Δ����°<0 donc réaction exergonique, donc spontanée




Mes conclusions sont elles correctes et pour les bonnes raisons ?



Merci d'avance !

[inviteaa4eee7d]

Désolé pour les symboles, je ne peux pas modifier mon message précédant :

Δ����’°=−��×��×������ ===>>> ΔrG’°=- R x T x Ln(K)

Δ����° ====> ΔrG’°

[A voir en vidéo sur Futura]

[gts2]

Il faudrait l'avis d'un prof de terminale...

Les conclusions sont correctes dans l'état standard, ensuite, vu votre cours c'est peut-être ce que l'on attend.

Sinon, je suis d'accord avec vous : la donnée de K ou de ΔrG^o suffit. Le seul problème éventuel que je vois est le passage de ΔrG^o à ΔrG'^o, un seul H+ pouvant créer, sauf erreur de calcul de ma part, une variation de 40 kJ/mol.

[inviteaa4eee7d]

Merci beaucoup, j'y voie un peu plus clair.

Si quelqu'un qui passe par là peut apporter un avis complémentaire, je suis preneur