Réactions endergoniques vs exergoniques et exemples

Les réactions endergoniques et exergoniques sont définies en fonction de la variation de l’énergie libre de Gibbs. Dans une réaction endergonique, l’énergie libre des produits est supérieure à l’énergie libre des réactifs ((∆G > 0 ; l’énergie est stockée dans les produits), la réaction n’est donc pas spontanée et il faut apporter de l’énergie supplémentaire pour que la réaction se déroule. Dans une réaction exergonique, l’énergie libre des réactifs est supérieure à l’énergie libre des produits (∆G < 0). De l’énergie est libérée dans l’environnement, ce qui permet de surmonter l’énergie d’activation de la réaction et de la rendre spontanée.

Voici un examen plus approfondi des réactions endergoniques et exergoniques, des exemples de chaque type et la façon dont les réactions sont couplées pour forcer des réactions défavorables à se produire.

Réactions endergoniques

Une réaction endergonique est une réaction chimique avec une énergie libre de Gibbs standard positive, à température et pression constantes :
∆G° > 0
En d’autres termes, il y a une absorption nette d’énergie libre. Les liaisons chimiques dans les produits emmagasinent de l’énergie. Les réactions endergoniques sont également appelées réactions défavorables ou non spontanées car l’énergie d’activation d’une réaction endergonique est généralement supérieure à l’énergie de la réaction globale. Comme l’énergie libre de Gibbs est liée à la constante d’équilibre, K < 1.

Il existe plusieurs façons de faire se dérouler des réactions défavorables. Vous pouvez fournir de l’énergie en chauffant la réaction, la coupler à une réaction exergonique, ou lui faire partager un intermédiaire avec une réaction favorable. Vous pouvez tirer la réaction pour qu’elle se déroule en retirant le produit du système.

Les exemples de réactions endergoniques comprennent la photosynthèse, la pompe Na+/K+ pour la contraction musculaire et la conduction nerveuse, la synthèse des protéines et la dissolution du chlorure de potassium dans l’eau.

Réactions exergoniques

Une réaction exergonique est une réaction chimique avec une énergie libre de Gibbs standard négative, à température et pression constantes :

∆G° < 0

En d’autres termes, il y a une libération nette d’énergie libre. La rupture des liaisons chimiques dans les réactifs libère plus d’énergie que celle utilisée pour former de nouvelles liaisons chimiques dans les produits. Les réactions exergoniques sont également connues sous le nom de réactions exoergiques, favorables ou spontanées. Comme pour toutes les réactions, il existe une énergie d’activation qui doit être fournie pour qu’une réaction exergonique se produise. Mais l’énergie libérée par la réaction est suffisante pour satisfaire l’énergie d’activation et maintenir la réaction en cours. Notez que si une réaction exergonique est spontanée, elle peut ne pas se dérouler rapidement sans l’aide d’un catalyseur. Par exemple, la rouille du fer est exergonique, mais très lente.

La respiration cellulaire, la décomposition du peroxyde d’hydrogène et la combustion sont des exemples de réactions exergoniques.

Endergonique/Exergonique vs Endothermique/Exothermique

Les réactions endothermiques et exothermiques sont des types de réactions respectivement endergoniques et exergoniques. La différence est que l’énergie absorbée par une réaction endothermique ou libérée par une réaction exothermique est de la chaleur. Les réactions endergoniques et exergoniques peuvent libérer d’autres types d’énergie que la chaleur, comme la lumière ou même le son. Par exemple, un bâton lumineux est une réaction exergonique qui libère de la lumière. Ce n’est pas une réaction exothermique car elle ne libère pas de chaleur.

Réactions en avant et en arrière

Si une réaction est endergonique dans un sens, elle est exergonique dans l’autre sens (et vice versa). Pour cette réaction, les réactions endergoniques et exergoniques peuvent être appelées réactions réversibles. La quantité d’énergie libre est la même pour la réaction en avant et en arrière, mais l’énergie est absorbée (positive) par la réaction endergonique et libérée (négative) par la réaction exergonique. Par exemple, considérons la synthèse et la dégradation de l’adénosine triphosphate (ATP).

L’ATP est fabriqué en joignant un phosphate (Pi) à l’adénosine disphosphate (ADP) :
ADP + Pi → ATP + H2O
Cette réaction est endergonique, avec ∆G = +7,3 kcal/mol dans des conditions standard. Le processus inverse, l’hydrolyse de l’ATP, est un processus exergonique avec une valeur d’énergie libre de Gibbs égale en magnitude, mais de signe opposé, de -7,3 kcal/mol :

ATP + H2O → ADP + Pi

Couplage des réactions endergoniques et exergiques

Les réactions chimiques se déroulent dans le sens direct et inverse jusqu’à ce que l’équilibre chimique soit atteint et que les réactions directes et inverses se déroulent à la même vitesse. À l’équilibre chimique, le système est dans son état énergétique le plus stable.

L’équilibre est une mauvaise nouvelle pour la biochimie, car les cellules ont besoin de réactions métaboliques pour se produire, sinon elles meurent. Les cellules contrôlent la concentration des produits et des réactifs pour favoriser le sens de la réaction nécessaire à ce moment-là. Ainsi, pour qu’une cellule fabrique de l’ATP, elle doit fournir de l’énergie et ajouter de l’ADP ou éliminer de l’ATP et de l’eau. Pour continuer à convertir l’ATP en énergie, la cellule fournit des réactifs ou retire des produits.

Souvent, une réaction chimique alimente la suivante et les réactions endergoniques sont couplées à des réactions exergoniques pour leur donner suffisamment d’énergie pour se dérouler. Par exemple, la bioluminescence des lucioles résulte d’une luminescence endergonique par la luciférine, couplée à une libération exergonique d’ATP.

• Hamori, Eugene (2002). « Construire une base pour la bioénergétique ». Enseignement de la biochimie et de la biologie moléculaire. 30 (5):296-302. doi:10.1002/bmb.2002.494030050124
• Hamori, Eugene ; James E. Muldrey (1984). « Utilisation du mot « eager » au lieu de « spontaneous » pour la description des réactions exergoniques ». Journal of Chemical Education. 61 (8) : 710. doi:10.1021/ed061p710
• IUPAC (1997). Compendium de terminologie chimique (2e édition) (le « livre d’or »). ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook