La quantité de châleur que dégage la combustion complète du glucose solide:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ ---> 6 H₂O + 6 CO₂

  solide         gaz        liquide       gaz

est de - 673 kcal/mol.

On voit que du côté des réactifs il y a 6 moles de gaz et du côté des produits, il y a également 6 moles de gaz, donc Δn = 0. De ce fait, la variation du volume est nulle, et le produit PdV l'est également.

En conséquence, la variation d'énergie interne du système ΔU n'est autre que la châleur dégagée (ΔU = Q), c'est-à-dire - 673 kcal pour chaque mole de glucose.

Le signe négatif indique que cette châleur est cédée par le système et en fait, elle va servir entre autre à former de l'ATP qui est le "réservoir énergétique de la cellule" et à déplacer des métabolites d'un compartiment cellulaire à un autre.

Exercice 2: Notion d'entropie d'un système (ΔS°) et de désordre

La variation d'énergie libre standard (ΔG°) et la variation d'enthalpie standard (ΔH°) de la réaction d'inactivation thermique de la ribonucléase, à 30°C et à pH 2.5, sont respectivement : ΔG° = 0,9 kcal/mol et ΔH° = 57 kcal/mol.

Calculons la variation d'entropie standard de cette réaction : ΔG° = ΔH° - TΔS°

                        - ΔG° + ΔH°             - 0,9 + 57 kcal/mol
Donc :  ΔS° = -------------   =   --------------------
                                  T                      273,3 + 30 °Kelvin

Soit: ΔS° = 0,185 kcal.mol^-1.°K^-1

Cette inactivation est légèrement endergonique (ΔG°> 0) et fortement endothermique (ΔH°> 0).

En d'autres termes, à cette température et dans ces conditions de pH acide, l'inactivation de la ribonucléase dégage de l'énergie qui se transforme sous forme de châleur. La conséquence est une augmentation du désordre de la structure de l'enzyme (ΔS°> 0), qui de ce fait perd sa conformation native et par conséquent son activité.

Il faut remarquer que ΔG° est trés proche d'une valeur nulle, ce qui signifie que cette réaction n'a pas tendance à s'effectuer spontanément dans un sens plus que dans l'autre. C'est en fait le caractère quasi irréversible du processus physique qu'est la dénaturation de l'enzyme qui va entrainer le système dans un sens.

Exercice 3: Notion de variation d'énergie libre d'un système (ΔG°) et de spontanéité d'une réaction

La réaction de formation du complexe entre le récepteur de l'acétylcholine de l'anguille et la toxine du venin de serpent se caractérise par les valeurs suivantes, à 25°C et à pH 7,4 : ΔS° = 0,09 kcal.mol^-1.°K^-1 et ΔH° = 15 kcal/mol.

De la même manière que pour l'exercice N°1, on trouve : ΔG° = - 12,2 kcal.mol^-1

La formation du complexe est endothermique (ΔH°> 0). Mais par ailleurs, elle est fortement exergonique (ΔG°< 0) du fait de la forte augmentation de l'entropie du système. La réaction va donc céder du travail au système et ainsi favoriser la formation du complexe. La réaction est spontanée dans le sens de la formation du complexe.

Exercice 4: Lien entre la production d'énergie et son utilisation pour effectuer des réactions non spontanées

La concentration du sodium est de 0,01 équivalent par litre dans le mucle et de 0,144 équivalent par litre dans le liquide interstitiel. La variation d'énergie libre de transport d'un équivalent du muscle vers le liquide (Na+ muscle => Na+ liquide) est :

                               [Na+]_liquide
ΔG° = - RT Log  (--------------) = 1,64 kcal/mol.
                               [Na+]_muscle

Ce transport n'est donc pas spontané puisqu'il s'agit d'amener un métabolite d'un organe où il est peu concentré vers un autre où, au contraire, il est trés concentré. C'est donc l'énergie d'une autre réaction qui va être utilisée pour réaliser ce fransfert, en l'occurence l'énergie libérée lors de l'oxydation (combustion) du glucose, via l'énergie mise en réserve sous forme d'ATP.

Voir un cours sur les mécanismes de transports cellulaires.