Enoncé

Soit la réaction de réduction de l'acétaldéhyde en éthanol, catalysée par l'alcool déshydrogénase : 
CH₃-CHO + NADH + H⁺ <=> CH₃-CH₂OH + NAD⁺

1. Ecrire les 2 demi-réactions rédox correspondant à cette réaction globale.
2. Calculer, à 37°C, la variation d'énergie libre de Gibbs standard à pH 7 de la réaction considérée dans le sens spontané.
3. Calculer la valeur de la constante d'équilibre.

E°'(acétaldéhyde / éthanol) = - 0,163 V ; E°'(NAD⁺ / NADH) = - 0,32 V

• R = 1,987 cal.°K^-1.mol^-1 ; 1 cal = 4,184 J
• F = 23060 cal.(V.g-equivalent)^-1 = 96485 J.(V.g-equivalent)^-1
• Depuis 2019 : F = e (charge élémentaire de l'électron) x N_A (nombre d'Avogadro) = 96485 C.mol^-1

Règle pour orienter 2 demi-réactions rédox impliquant 2 couples rédox : le couple rédox qui a le potentiel de réduction standard E°' le plus faible cède ses électrons à l'autre couple rédox.

Voir un cours sur le potentiel de réduction standard.

On a donc les 2 demi-réactions rédox suivantes :

1ère réaction rédox :                               NADH + H⁺ <=> NAD⁺ + 2 H⁺ + 2 e^-
2ème réaction rédox :     acétaldéhyde + 2 H⁺ + 2 e^- <=> éthanol

Réaction globale dans le sens thermodynamiquement spontané : acétaldéhyde + NADH + H⁺ <=> éthanol + NAD⁺

Calcul de ΔG°'_réaction et de de K'_eq

Relation entre la variation d'énergie libre de Gibbs standard et la différence de potentiel de réduction standard : ΔG°'_réaction = - n . F . ΔE°'_réaction

Si une réaction se déroule dans le sens spontané alors ΔG°' < 0. En conséquence :

• La différence ΔE°'_réaction doit être positive du fait du signe "-" dans cette relation.
• ΔE°'_réaction est exprimée en V ou en J.C^-1.
• n est la quantité d'électrons échangés exprimée en mole.

=> ΔG°'_réaction = - 2 . 23060 . [- 0,163 - (- 0,32)] = - 7,24 kcal.mol^-1

=> K'_eq = exp-[ΔG°'_réaction / R . T] = e^{- (-7240 / 1,987 . 310,3)} # 125801

Voir un cours sur la variation d'énergie libre de Gibbs dans les conditions standard.