Principes de thermodynamique Les êtres vivants sont le siège d’un flux constant d’énergie. Les plantes transforment l’énergie du rayonnement solaire en énergie chimique contenue dans des glucides. Les plantes et animaux métabolisent ces substances pour la synthèse des biomolécules, le maintien de gradients et la contraction musculaire. Ces processus transforment l’énergie en chaleur.

La thermodynamique Relation entre les différentes formes d ’énergie et la manière dont l’énergie influence la matière. Echelle macroscopique La thermodynamique nous permet de déterminer si un processus physique ou chimique est possible.

La thermodynamique permet de mieux comprendre: Repliement des macromolécules, Fonctionnement des voies métaboliques, Passage des molécules à travers des membranes biologiques, Force mécanique des muscles La thermodynamique ne donne pas d’information sur la vitesse d’une réaction, mais sur sa possibilité oui ou non.

Système thermodynamique Tout ensemble de molécules Une cellule vivante Un organisme vivant Un système peut être: ouvert fermé isolé Système Environnement

Fonctions d’état Un système thermodynamique est caractérisé par une série de variables qui caractérisent le système mathématiquement et physiquement: Pression (P) Température (T) Concentration (C) Energie (U), Enthalpie (H), Energie libre de Gibbs (G) Sont toutes des fonctions d’état

Les fonctions d’état sont indépendant du chemin A <===> B + énergie Fonction d’état 1 A D E C F Fonction d’état 2 B

Premier principe de la themodynamique L’Energie se conserve (l’énergie ne peut pas être ni créée ni détruite) : Energie + A + B <====> C + D ∆U = Ufinale - Uinitiale = q - w U = énergie (fonction d’état) q = chaleur reçue (pas de fonction d’état) w = travail excercé (pas de fonction d’état) La loi de conservation de l’énergie

Via le travail vers l’enthalpie On définit mathématiquement le travail comme: w = P∆V + w’ on sait déjà que ∆U = q - w donc: qp = ∆U + P∆V qp est la chaleur absorbée à pression constante. qp, étant la somme de deux fonctions d’état, est aussi une fonction d’état: qp = ∆H ou l‘entalpie ∆H = ∆U + P∆V Dans la plupart des réactions biochimiques isolées w’ = 0. Aussi il n’y a pas de changement de volume, donc ∆H et ∆U sont en pratique identique

Réactions exothermiques et endothermiques ∆H < 0 : réaction exothermique. La chaleur est produite par le système et transférée au milieu ∆H > 0 : réaction endothermique. La chaleur fournie par le milieu est absorbée par le système

L’Entropie Le second principe de la thermodynamique postule que dans tout processus spontané l’entropie (S) de l’univers (système plus milieu environnant) s’accroît. L’entropie reflète le désordre, le hasard statistique Quelle que soit la variation que subit le système, l’entropie de l’univers (système plus milieu) doit s’accroître. ∆Ssystème + ∆Senvironnement = ∆Sunivers > 0 La propension qu’a l’entropie à s’accroître est la force qui pousse les systèmes à évoluer vers leurs équilibres

Organismes vivants Les organismes vivants, qui sont particulièrement bien ordonnés, atteignent cet ordre en provoquant le désordre des nutriments qu’ils consomment.

l’Energie libre de Gibbs Willard Gibbs a proposé une nouvelle fonction d’état : la variation d’énergie libre (∆G): ∆G = ∆H - T∆S T = température absolue L’energie libre de Gibbs combine le premier et le second principe de la thermodynamique

Réactions exergoniques et endergoniques ∆G < 0 : La réaction est spontanée. La réaction est exergonique. ∆G > 0 : La réaction ne peut pas se dérouler spontanément. La réaction est endergonique. ∆G = 0 : La réaction est en équilibre

∆G, ∆G° et ∆G°’ La ∆G d’une réaction dépend des conditions de la réaction: ∆G°: état standard: 298°K (25°C), 1 atm, [réactants] à 1M et [H+] = 1 M (pH=0) (situation non-biologique) Situation biologique: ∆G°’: pH=7,0, [H+] = 10-7 M

Influence des [réactifs] sur la valeur de ∆G Pour un réactif “A” G = G° + 2,303 RT log[A] Avec G° = énergie libre standard R = constante des gaz parfaits Pour une réaction A + B C + D ∆G = ∆G° + 2,303 RT log [C][D]/[A][B] ∆G = ∆G° + 2,303 RT log Keq Avec ∆G° = variation d’énergie libre standard [Réactifs] = 1 M; Pression (gaz) : 1 atmosphère H2O = fraction molaire = 1; pH = 0 (∆G°) ; pH = 7 (∆G°’)

∆G° de formation d’un réactif est indépendant du chemin. Les ∆G° peuvent être mésurés ou calculés

Energies libres de référence pour l’hydrolyse de l’ATP