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Une réaction dans une cellule peut-elle être à l'équilibre ?

Une réaction dans une cellule peut-elle être à l'équilibre ?


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Je sais que le métabolisme dans son ensemble ne peut jamais être à l'équilibre (sinon la cellule est morte !) mais je me demande si quelques réactions dans la cellule pourraient être à l'équilibre chimique à un moment donné.

Est-ce possible théoriquement ? Existe-t-il un exemple réel ?


Je pense qu'il y a quelques principes que nous devons considérer avant de répondre à votre question.

(a) Lorsqu'une réaction est à l'équilibre, la vitesse de toute réaction élémentaire est exactement équilibrée par celle du processus inverse. C'est quelque chose d'important.

Le principe ci-dessus découle de la théorie de l'état de transition, qui soutient que l'état activé pour la réaction dans une direction est le même pour celui dans la direction inverse. Il découle également du principe de réversibilité microscopique à l'équilibre ou, plus exactement, du principe de l'équilibre détaillé à l'équilibre, qui stipule que « dans un système à l'équilibre chaque collision a sa contrepartie exacte dans le sens inverse, et que le taux de chaque processus chimique est exactement équilibré par celui du processus inverse» (c'est moi qui souligne) [Laidler, 1987, p 130]. Il est important de comprendre que ces deux points de vue sont équivalents. Pour citer encore Laidler (p130), si l'on travaille dans le cadre du TST « le principe de la réversibilité microscopique n'offre rien de nouveau ».

Pour le dire franchement : un système où toute réaction élémentaire, explicitement ou implicitement, n'est pas exactement équilibrée par le processus inverse n'est pas à l'équilibre. Par ce critère, l'exemple d'actine évoqué ci-dessus ne peut pas, même vaguement, être considéré à l'équilibre.

Ce principe a de nombreuses conséquences importantes, même lorsqu'un système n'est pas à l'équilibre. L'un est que le produit des rapports des constantes de vitesse autour d'un cycle (boucle fermée) sont égales à la constante d'équilibre du cycle (voir Cornish-Bowden, 2004, p 104). [voir Addendum pour un exemple de cas où cette conséquence n'a pas été respectée].

(b) Lorsqu'une espèce est dans un état stationnaire, le taux de formation est égal au taux de décomposition. La concentration à l'état d'équilibre peut différer sensiblement de la concentration à l'équilibre.

(c) Comme l'a souligné @WYSIWYG, une enzyme (catalyseur) ne modifie pas la constante d'équilibre de la réaction non catalysée.

(d) Lorsque nous traitons d'équilibres, nous nous intéressons généralement aux changements d'énergie libre de Gibbs. Par exemple (Silbey & Alberty, 2001, p 277).

Go' = -RT dans K'

(Dans l'équation ci-dessus, K' est la constante d'équilibre apparente, c'est-à-dire la constante d'équilibre au pH spécifié, et ΔGo' est l'énergie libre de Gibbs transformée standard d'une réaction biochimique. Plus sur cette distinction, si vous êtes intéressé, dans la référence Silbey et Alberty citée ci-dessus).

Le point important est qu'il existe une relation relativement simple entre l'énergie libre de Gibbs et la constante d'équilibre. L'énergie libre de Gibbs, bien sûr, donne une mesure de la spontanéité d'une réaction et aussi de sa capacité à faire un travail.

Lorsque l'énergie libre de Gibbs transformée est d'une réaction (ΔG') est nulle, la réaction (au pH spécifié) est à l'équilibre et ne peut pas effectuer de travail utile, et les réactions avec ΔG' négatif peuvent être considérées comme "spontanées". Il est également important de réaliser que l'équilibre est un état dynamique : les liaisons chimiques sont continuellement rompues et l'énergie est continuellement redistribuée (sans perte d'énergie). [Je traite ici de l'énergie libre transformée, G', c'est-à-dire le changement d'énergie libre à un pH spécifié, plutôt que ΔG (la valeur indépendante du pH), car c'est la plus utile lorsque l'on considère une réaction biochimique. Cependant, des conclusions similaires s'appliquent à ΔG].


Cela étant fait, je peux maintenant tenter de répondre à votre question (légèrement reformulée). Une réaction dans une voie métabolique peut-elle être à l'équilibre ?

Pour être extrêmement pédant, s'il y a un flux à travers la voie (conversion nette du premier substrat en produit final), alors la réponse est non (Newsholme & Start, 1973, p 11). C'est-à-dire que s'il y a un flux à travers la voie, ΔG' ne peut pas être exactement nul pour une réaction individuelle. Cependant, les réactions dans une voie métabolique peuvent être très proches de l'équilibre (Newsholme & Start, 1973, chapitre 1).

Reformulons (encore une fois) votre question. Existe-t-il des exemples de réactions dans les voies métaboliques proches de l'équilibre, et comment pouvons-nous le déterminer ?

Pour citer à nouveau Newsholme & Start (1973, p11) « Dans une série de réactions qui constituent une voie métabolique, quelques-unes peuvent être déplacées loin de l'équilibre, alors que la majorité des réactions peuvent être proches de l'équilibre ».

Alors comment cela peut-il être déterminé ? Une façon serait de mesurer le rapport des produits aux substrats (ou le rapport des paires de produits aux substrats) dans la cellule, et de le comparer avec la constante d'équilibre. Notez que c'est uniquement le rapport des paires substrat/produit qui nous intéresse, pas les concentrations absolues. Nous pourrions être intéressés par le NAD+/NADH dans la cellule par exemple.

C'est-à-dire que nous mesurons la rapport d'action de masse et comparer cela avec la constante d'équilibre.

De telles mesures sont semées de difficultés, mais convenons qu'elles peuvent être effectuées. Nous pourrions rapidement congeler l'échantillon de tissu à -190°C (en utilisant de l'azote liquide), par exemple, puis mesurer le rapport des métabolites. Enfin, il convient de souligner que la comparaison du rapport masse-action avec la constante d'équilibre n'est pas le seul moyen de déduire qu'une réaction est proche de l'équilibre, et un accord entre les méthodes alternatives est hautement souhaitable avant de tirer des conclusions définitives.

Prenons l'exemple de la glycolyse. Il est généralement admis que les réactions catalysées par la phosphoglucoisomérase, la phosphoglycérate mutase et l'énolase sont toutes proches de l'équilibre : les rapports d'action de masse et les constantes d'équilibre sont à peu près les mêmes (voir Newsholme & Start, 1973, p 98).

Il est également généralement admis que les réactions catalysées par la phosphofructokinase et la pyruvate kinase sont loin de l'équilibre (voir Newsholme & Start, 1973, p 98).

Quelle est la justification? En général, ce sont des réactions de contrôle catalysées par des enzymes régulatrices qui sont déplacées de l'équilibre. (Une propriété clé d'une enzyme régulatrice est que l'activité est contrôlée par des facteurs autres que la concentration du substrat).

L'enzyme phosphofructokinase en est un bon exemple. Cette enzyme joue un rôle clé dans la régulation de la glycolyse. La mesure du rapport masse-action pour cette enzyme donne une valeur de 0,029, où la constante d'équilibre pour la réaction est d'environ 1000 (voir Newsholme & Start, 1973, p31). Il est clair que physiologiquement cette enzyme catalyse une réaction loin de l'équilibre.

En conclusion, de nombreuses réactions dans les voies métaboliques peuvent être proches de l'équilibre, mais les enzymes régulatrices catalysent presque toujours des réactions qui sont déplacées de l'équilibre.

Enfin, si quelqu'un souhaite fournir des références plus récentes ou améliorer la réponse, n'hésitez pas à modifier.

Addenda

Pour une controverse bien connue dans le domaine de la cinétique enzymatique où l'exigence que le produit des rapports des constantes de vitesse autour d'une boucle fermée soit égal à la constante d'équilibre pour le cycle n'a pas été respectée, voir Selwyn (1993) et Topham & Brocklehurst (1992) . Ces auteurs critiquaient les travaux de Varon et al (1992), qui a fait un peu de hachage de choses. Si ce domaine vous intéresse, vous voudrez peut-être vous renseigner sur cette controverse, qui est très instructive. (L'article de Selwyn est un bon début). [Tous les articles ci-dessus sont disponibles gratuitement dans PubMed Central].

Les références

Cornish-Bowden, A. (2004) Fundamentals of Enzyme Kinetics. 3e éd. Presse de Portland.

Laidler, K.J. (1987) Chemical Kinetics 3rd Edn. Harper & Row.

Newsholme, E.A. & Start, C (1973) Régulation du métabolisme. John Wiley & Fils.

Silbey, R.J. & Alberty, R.A (2001) Chimie physique. 3e éd. John Wiley.


Nécrologie de Eric Arthur Newsholme (1935-2011)


Je suppose que vous connaissez la différence entre l'état stationnaire et les équilibres. Votre définition de l'équilibre est correcte ; taux avant = taux avant.

Dans un état stable, les niveaux d'un composant restent constants dans le temps, mais cela peut être dû à de nombreuses réactions.

Comme l'indique terdon, de nombreux événements de liaison protéine-protéine sont en équilibre (réactions de liaison et de déliaison ; ce qui donne lieu à des termes tels que constantes d'association/dissociation). De nombreuses réactions métaboliques sont également en équilibre. Les enzymes ne modifient pas les équilibres. Ils accélèrent simplement les deux taux et aident à atteindre les équilibres plus rapidement. Ainsi, si une voie métabolique a des étapes limitantes de vitesse lentes, les étapes les plus rapides vont à l'équilibre.


Équilibre dynamique

Un système en équilibre dynamique aura de petits changements qui s'additionnent pour ne produire aucun changement net. De nombreux systèmes biologiques sont en équilibre dynamique, de l'eau à l'intérieur d'une cellule, à l'équilibre dynamique vécu par les populations de prédateurs et de proies. L'équilibre dynamique est différent d'un équilibre statique, dans laquelle les pièces ne bougent pas une fois qu'elles ont atteint l'équilibre.

L'équilibre dynamique a des significations différentes dans chaque sous-discipline scientifique, comme la biochimie ou l'écologie. En chimie, l'équilibre d'une réaction est le point auquel les produits et les réactifs ont la plus faible énergie libre. L'équilibre dynamique, d'autre part, est le point auquel les produits sont générés aussi vite qu'ils se désagrègent. Ce n'est peut-être pas la même chose que l'équilibre chimique, car les enzymes forcent de nombreuses réactions bien au-delà de leurs équilibres naturels en fabriquant des produits plus rapidement qu'ils ne se désagrègent. Pour cette raison, le chimiste se réfère souvent à l'équilibre dynamique comme un état stable dynamique, pour différencier clairement les deux points d'une réaction.

Les écologistes et les biologistes des populations se réfèrent souvent à l'équilibre dynamique lorsqu'ils parlent de populations d'organismes. Lors de l'étude du nombre d'organismes dans une population au fil du temps, de nombreux facteurs affectent la croissance d'une population. Souvent, les populations traverseront des périodes d'expansion et de récession. Des ressources abondantes entraînent des taux de reproduction élevés chez tous les animaux, conduisant à une population beaucoup plus élevée. Lorsque les ressources sont réparties entre ce nombre plus élevé, il n'y a pas assez de ressources pour tout le monde. Ainsi, la population meurt. Les écologistes voient ces cycles comme un équilibre dynamique dans lequel la population est coincée, ne gagnant ou ne perdant jamais vraiment un grand nombre d'individus.


Comprendre le concept d'équilibre chimique est essentiel pour suivre plusieurs des discussions que nous avons dans BIS2A et en fait à travers la biologie et les sciences. Il est difficile de décrire complètement le concept d'équilibre chimique sans référence à l'énergie d'un système, mais par souci de simplicité, essayons quand même de réserver la discussion sur l'énergie pour un autre chapitre. Commençons plutôt à développer notre compréhension de l'équilibre en considérant la réaction réversible ci-dessous :

Réaction hypothétique #1 : Une réaction hypothétique impliquant les composés A, B et D. Si nous lisons ceci de gauche à droite, nous dirions que A et B se rejoignent pour former un composé plus grand : D. Lecture de la réaction de droite à gauche, nous dirions que le composé D se décompose en composés plus petits : A et B.

Il faut d'abord définir ce que l'on entend par réaction &ldquorversible.&rdquo Le terme &ldquorversible&rdquo signifie simplement qu'une réaction peut se dérouler dans les deux sens. C'est-à-dire que les éléments du côté gauche de l'équation de réaction peuvent réagir ensemble pour devenir les éléments du côté droit de l'équation, ET les éléments du côté droit de l'équation peuvent également réagir ensemble pour devenir les éléments du côté gauche de l'équation. équation. Les réactions qui ne se déroulent que dans un seul sens sont appelées réactions irréversibles.

Pour commencer notre discussion sur l'équilibre, nous commençons par considérer une réaction que nous postulons est facilement réversible. Dans ce cas, il s'agit de la réaction décrite ci-dessus : la formation imaginaire du composé D à partir des composés A et B. Puisqu'il s'agit d'une réaction réversible, on pourrait aussi l'appeler la décomposition de D en A et B. Imaginons cependant une expérience dans laquelle nous regardons la réaction se dérouler à partir d'un point de départ où seuls A et B sont présents.

Exemple 1 : réaction équilibrée à gauche

Réaction hypothétique #1 : cours du temps
Concentration t=0 t=1 t=5 t=10 t=15 t=20 t=25 t=30 t=35 t=40
[UNE] 100 90 80 70 65 62 60 60 60 60
[B] 100 90 80 70 65 62 60 60 60 60
[C] 0 10 20 30 45 38 40 40 40 40

Au temps t = 0 (avant le début de la réaction), la réaction a 100 unités de concentration des composés A et B et zéro unité de composé D. Nous laissons maintenant la réaction se dérouler et observons les concentrations individuelles des trois composés au fil du temps (t =1, 5, 10, 15, 20, 25, 30, 35 et 40 unités de temps). Lorsque A et B réagissent, D se forme. En fait, on peut voir D se former de t=0 jusqu'à t=25. Après ce temps, cependant, les concentrations de A, B et D cessent de changer. Une fois que la réaction atteint le point où les concentrations des composants cessent de changer, on dit que la réaction a atteint l'équilibre. Notez que les concentrations de A, B et D ne sont pas égales à l'équilibre. En fait, la réaction semble laissée équilibrée de sorte qu'il y a plus de A et B que de D.

Noter: Avertissement sur les idées fausses courantes des étudiants

De nombreux étudiants sont victimes de l'idée fausse que les concentrations d'une réaction, les réactifs et les produits doivent être égales à l'équilibre. Étant donné que le terme équilibre ressemble beaucoup au mot « ldquoégal », ce n'est pas surprenant. Mais comme l'expérience ci-dessus essaie de l'illustrer, ce n'est PAS correct !

Exemple n°2 : réaction équilibrée à droite

On peut examiner une seconde réaction hypothétique, la synthèse du composé (ce) des composés (ce) et (ce).

Réaction hypothétique #2 : Une réaction hypothétique impliquant les composés E, F et J. Si nous lisons ceci de gauche à droite, nous dirions que E et F se rejoignent pour former un composé plus grand : J. En lisant la réaction de droite à gauche, nous dirions ce composé J se décompose en composés plus petits : E et F.

La structure de la réaction hypothétique n°2 semble identique à celle de la réaction hypothétique n°1, que nous avons considérée ci-dessus&mdashdeux choses se rejoignent pour faire une chose plus grande. Nous devons simplement supposer, dans ce cas, que E, F et J ont des propriétés différentes de A, B et D. Imaginons une expérience similaire à celle décrite ci-dessus et examinons ces données :

Réaction hypothétique #2 : cours du temps

Dans ce cas, la réaction atteint également l'équilibre. Cette fois, cependant, l'équilibre se produit vers t=30. Après ce point, les concentrations de E, F et J ne changent pas. Notez encore que les concentrations de (ce), (ce), et (ce) ne sont pas égaux à l'équilibre. Contrairement à la réaction hypothétique #1 (la réaction ABD), cette fois la concentration de J, la chose sur le côté droit des flèches, est à une concentration plus élevée que E et F. Nous disons que, pour cette réaction, l'équilibre se situe À droite.

Quatre autres points doivent être soulignés à ce stade.

  • Point 1 : Que l'équilibre d'une réaction se situe à gauche ou à droite dépendra des propriétés des composants de la réaction et des conditions environnementales dans lesquelles la réaction se déroule (par exemple, température, pression, etc.).
  • Point 2 : On peut aussi parler d'équilibre en utilisant des concepts d'énergie, et on le fera bientôt, mais pas encore.
  • Point 3 : Alors que les réactions hypothétiques n°1 et n°2 semblent atteindre un point où la réaction s'est "arrêtée", vous devez imaginer que les réactions se produisent encore même après que l'équilibre ait été atteint. À l'équilibre, les réactions &ldquoforward&rdquo et &ldquoreverse&rdquo se produisent juste au même rythme. C'est-à-dire que dans l'exemple n°2, à l'équilibre, J se forme à partir de E et F au même rythme qu'il se décompose en E et F. Cela explique comment les concentrations des composés changent malgré le fait que les réactions se produisent toujours. .
  • Point 4 : A partir de cette description de l'équilibre, nous pouvons définir quelque chose que nous appelons la constante d'équilibre. Typiquement, la constante est représentée par un K majuscule et peut être écrite comme Kéq. En termes de concentrations, Kéq est écrit comme le produit mathématique des concentrations de produits de réaction (trucs à droite) divisé par le produit mathématique des concentrations de réactifs (trucs à gauche). Par exemple, Kéq,1 = [D]/[A][B], et Kéq,2 = [J]/[E][F]. Les crochets "[]" indiquent la &ldquoconcentration de&rdquo tout ce qui se trouve à l'intérieur du crochet.

Point de discussion possible pour le N.-B.

L'affirmation suivante est vraie : Un équilibre chimique peut être établi à partir de concentrations égales de réactifs et de produits. Pouvez-vous imaginer et décrire d'autres conditions de départ pour lesquelles un équilibre chimique peut également être établi ? Existe-t-il des conditions de départ pour lesquelles un équilibre chimique ne peut PAS être établi ?


ATP : alimenter les réactions chimiques

Certaines enzymes catalysent la dégradation des aliments biologiques. Une fois que les sucres sont transportés dans les cellules, ils servent soit de blocs de construction sous forme d'acides aminés pour les protéines et d'acides gras pour les lipides, soit sont soumis à des voies métaboliques pour fournir à la cellule de l'ATP. L'ATP, le transporteur commun de l'énergie à l'intérieur de la cellule, est composé d'adénosine diphosphate (ADP) et de phosphate inorganique (Pje). L'énergie dérivée de la dégradation des sucres est stockée dans la liaison chimique qui maintient le composé phosphate terminal sur la molécule d'ATP. L'élimination du phosphate terminal, par le biais de la réaction à médiation par l'eau appelée hydrolyse, libère cette énergie, qui à son tour alimente un grand nombre de réactions cruciales d'absorption d'énergie dans la cellule. L'hydrolyse peut être résumée comme suit : ATP +H2O → ADP + Pje+ énergie.

La formation d'ATP est l'inverse de cette équation, nécessitant l'ajout d'énergie. La voie cellulaire centrale de la synthèse de l'ATP commence par la glycolyse, une forme de fermentation dans laquelle le sucre glucose est transformé en d'autres sucres dans une série de neuf réactions enzymatiques, chaque réaction successive impliquant un sucre intermédiaire contenant du phosphate. Dans le processus, le glucose à six carbones est converti en deux molécules d'acide pyruvique à trois carbones. Une partie de l'énergie libérée par la glycolyse de chaque molécule de glucose est capturée dans la formation de deux molécules d'ATP.

La deuxième étape du métabolisme des sucres est un ensemble de réactions interdépendantes appelées cycle de l'acide tricarboxylique. Ce cycle prend l'acide pyruvique à trois carbones produit dans la glycolyse et utilise ses atomes de carbone pour former du dioxyde de carbone (CO2) tout en transférant ses atomes d'hydrogène à des molécules porteuses spéciales, où ils sont maintenus en liaison à haute énergie.

Dans la troisième et dernière étape de la décomposition des sucres, la phosphorylation oxydative, les atomes d'hydrogène à haute énergie sont d'abord séparés en protons et électrons à haute énergie. Les électrons sont ensuite passés d'un porteur d'électrons à un autre au moyen d'une chaîne de transport d'électrons. Chaque porteur d'électrons de la chaîne a une affinité croissante pour les électrons, l'accepteur final d'électrons étant l'oxygène moléculaire (O2). En tant qu'électrons et protons séparés, les atomes d'hydrogène sont transférés à O2 pour former de l'eau. Cette réaction libère une grande quantité d'énergie, ce qui entraîne la synthèse d'un grand nombre de molécules d'ATP à partir d'ADP et de P.je. (Pour une discussion plus approfondie de la chaîne de transport d'électrons, voir ci-dessous Fonctions métaboliques.)

La majeure partie de l'ATP de la cellule est produite lorsque les produits de la glycolyse sont complètement oxydés par une combinaison du cycle de l'acide tricarboxylique et de la phosphorylation oxydative. Le processus de glycolyse seul produit des quantités relativement faibles d'ATP. La glycolyse est une réaction anaérobie, c'est-à-dire qu'elle peut se produire même en l'absence d'oxygène. Le cycle de l'acide tricarboxylique et la phosphorylation oxydative, en revanche, nécessitent de l'oxygène. La glycolyse constitue la base de la fermentation anaérobie, et elle était vraisemblablement une source majeure d'ATP pour les premiers temps de la vie sur Terre, lorsque très peu d'oxygène était disponible dans l'atmosphère. Finalement, cependant, des bactéries ont évolué et ont pu effectuer la photosynthèse. La photosynthèse a libéré ces bactéries d'une dépendance vis-à-vis du métabolisme des matières organiques accumulées par les processus naturels, et elle a également libéré de l'oxygène dans l'atmosphère. Sur une période de temps prolongée, la concentration d'oxygène moléculaire a augmenté jusqu'à ce qu'il devienne librement disponible dans l'atmosphère. Le cycle de l'acide tricarboxylique aérobie et la phosphorylation oxydative ont ensuite évolué, et les cellules aérobies résultantes ont utilisé les aliments beaucoup plus efficacement que leurs ancêtres anaérobies, car elles pouvaient convertir des quantités beaucoup plus importantes d'énergie de liaison chimique en ATP.


Exemples d'état stable

L'intérieur d'une cellule est l'un des exemples les plus fréquemment utilisés d'un état stationnaire. Les composés ioniques sont maintenus à des concentrations constantes dans les cellules, mais uniquement grâce au déplacement continu des ions à travers la membrane cellulaire. Par exemple, la concentration de potassium dans les cellules animales est maintenue par le transport actif d'ions jusqu'à des gradients électrochimiques dans la cellule. Les écosystèmes peuvent également exister en régime permanent. Par exemple, la concentration d'azote dans une rivière est en équilibre dynamique. Il est maintenu par les apports des eaux pluviales, des eaux usées, de l'agriculture et du cycle parmi les composants biotiques du système.


Biologie Chapitre 3

Puisque K = 0,5, l'équation devient 0,5 = [B] × [C] / [A].

ΔG = énergie libre(produits) - énergie libre(réactifs)

Choisissez-en un:
103
10-1
102
101

Une autre enzyme parfois active, appelée glucose 6-phosphatase, « inverse » efficacement cette réaction, hydrolysant le glucose 6-phosphate en glucose et libérant un phosphate. Le G° de cette réaction est de -3,34 kcal/mole.

Sur la base de ces valeurs, quel est le ΔG° pour l'hydrolyse de l'ATP : ATP + H2O → ADP + Pi ?

La réaction "inverse", qui est une hydrolyse, peut s'écrire : glucose 6-phosphate + H2O → glucose + Pi

Lorsque ces deux réactions sont "ajoutées" ensemble, elles produisent : glucose + ATP + glucose 6-phosphate + H2O →
glucose 6-phosphate + ADP + glucose + Pi

Parce que le glucose et le glucose 6-phosphate sont présents des deux côtés de cette équation, ils s'annulent, laissant :
ATP + H2O → ADP + Pi

Ainsi, le G° de l'hydrolyse de l'ATP peut être calculé en additionnant simplement les valeurs ΔG° pour les deux réactions données :


Facteurs de définition

L'homéostasie est le terme utilisé pour décrire la stabilité interne nécessaire à la survie d'un organisme, y compris les humains et les animaux. Il s'agit d'un éventail étroit de conditions au sein de la créature vivante, telles que l'équilibre de la température et du pH, et il est séparé de l'environnement extérieur. Si les conditions d'homéostasie nécessaires à un certain organisme ne sont pas remplies, la maladie ou la mort peut survenir. Si l'homéostasie se réfère à l'ensemble de l'environnement interne, l'équilibre est réduit à des mécanismes spécifiques. L'équilibre fait référence à un état d'équilibre au sein d'un système, tel que la transpiration pour se rafraîchir et revenir à 98,6 degrés Fahrenheit après que la température de votre corps augmente après l'exercice. Equilibrium peut également être utilisé pour discuter d'autres sujets, tels que la recherche d'un équilibre entre le poids d'un objet ou l'offre et la demande.


Ultracentrifugation analytique : vitesse de sédimentation et équilibre de sédimentation

L'ultracentrifugation analytique (AUC) est une méthode polyvalente et puissante pour l'analyse quantitative des macromolécules en solution. L'AUC a de larges applications pour l'étude des biomacromolécules dans une large gamme de solvants et sur une large gamme de concentrations de solutés. Trois systèmes optiques sont disponibles pour l'ultracentrifugeuse analytique (absorbance, interférence et fluorescence) qui permettent une observation précise et sélective de la sédimentation en temps réel. En particulier, le système de fluorescence fournit une nouvelle façon d'étendre la portée de l'AUC pour sonder le comportement des molécules biologiques dans des mélanges complexes et à des concentrations élevées de soluté. Dans la vitesse de sédimentation (VS), le mouvement des solutés dans des champs centrifuges élevés est interprété en utilisant la théorie hydrodynamique pour définir la taille, la forme et les interactions des macromolécules. L'équilibre de sédimentation (SE) est une méthode thermodynamique où les gradients de concentration à l'équilibre à des champs centrifuges inférieurs sont analysés pour définir la masse moléculaire, la stoechiométrie d'assemblage, les constantes d'association et la non-idéalité de la solution. À l'aide de cellules d'échantillonnage spécialisées et d'un logiciel d'analyse moderne, les chercheurs peuvent utiliser SV pour déterminer l'homogénéité d'un échantillon et définir s'il subit des réactions d'association dépendantes de la concentration. Par la suite, une analyse plus approfondie, dépendante du modèle, des expériences de vitesse et d'équilibre peut fournir une image détaillée de la nature des espèces présentes en solution et de leurs interactions.

Les figures

Expériences analytiques de base d'ultracentrifugation. Simulation…

Expériences analytiques de base d'ultracentrifugation. Les simulations sont pour une protéine de 50 kDa avec…

6 cm -2 . Le balayage de 32 000 tr/min est tronqué à la base.

Flux de travail typique pour une analyse…

Flux de travail typique pour une analyse d'ultracentrifugation analytique d'un échantillon inconnu. Pour plus de détails…


Qu'est-ce qu'un équilibre dynamique ?

Les réactions chimiques peuvent aller dans un sens ou dans les deux sens, c'est-à-dire en avant et en arrière. Les réactions directes sont celles qui vont dans un sens tandis que celles qui vont dans les deux sens sont appelées réactions réversibles. La direction est identifiée par les flèches indiquées comme suit :

Par conséquent, l'équilibre dynamique peut être défini comme :

Une réaction chimique dans laquelle le taux des réactifs est égal au taux de produits en arrière.

Une réaction est dite à l'équilibre dynamique lorsque les réactifs sont convertis en produits et que les produits sont convertis en réactifs à un taux égal et constant. L'équilibre est donc l'état de vitesse égale et opposée mais avec une concentration inégale.

Explication de l'équilibre dynamique :

Considérons qu'un objet se déplace à une vitesse constante qui équilibre toutes les forces sur cet objet. Il montrera un équilibre dynamique lorsqu'une force horizontale est appliquée à un objet et le fera se déplacer sur une surface horizontale avec une vitesse constante. Ici, la force appliquée est dans la direction du mouvement tandis qu'une force de friction est produite qui est dans la direction opposée et équilibre la force appliquée en ne produisant aucune force déséquilibrée sur un objet. Mais comme l'objet est en mouvement, il continue à se déplacer à une vitesse constante comme le montre la figure ci-dessous :

Figure 1.1 montrant une pièce de bois glissant sur une surface lisse

Relation entre l'équilibre et les constantes de vitesse :

Considérez la réaction simple comme suit :

Par conséquent, la constante d'équilibre Keq peut être décrite comme :

[UNE]éq = les réactifs aux conditions d'équilibre

[B]éq = les produits aux conditions d'équilibre

La vitesse de réaction est donc donnée par :

Kf= la constante de vitesse pour la réaction directe

Kb= la constante de vitesse pour la réaction en arrière

La constante d'équilibre peut également être calculée en divisant la constante de vitesse de la réaction directe par la constante de vitesse de la réaction inverse :

Où A et B sont en équilibre.

Facteurs affectant un équilibre :

Voici les facteurs qui affectent l'équilibre:

  • En modifiant la concentration de réactifs ou de produits
  • En changeant la pression d'un équilibre gazeux
  • En changeant la température

Si la quantité de réactif est augmentée, la quantité de produit augmente également pour maintenir un équilibre. En revanche, si la quantité de réactifs diminue, la quantité de produits diminue également.

La concentration augmente

Lorsque la concentration de A augmente

l'équilibre se déplace vers la droite

Diminution de la concentration

Lorsque la concentration de A diminue,

l'équilibre se déplace vers la gauche

Le changement de direction dépend du nombre total de molécules de gaz présentes de chaque côté de l'équation. Si la pression est augmentée, il y aura une augmentation du nombre de molécules créées avec le moins de molécules de gaz disponibles. Si la pression est diminuée, il y aura une augmentation du nombre de molécules créées mais du côté avec le plus grand nombre de molécules de gaz disponibles.

Augmentation de la pression

Lorsque la pression augmente, l'équilibre se déplace vers la droite.

Lorsque la pression diminue, l'équilibre se déplace vers la gauche.

Si la température du système augmente, l'équilibre se déplacera pour l'abaisser et la réaction tentera d'absorber la chaleur. Si la température diminue, le système se déplacera pour produire de la chaleur.

Augmentation de la température

L'action du catalyseur :

le catalyseur ne fera qu'accélérer la réaction pour atteindre l'équilibre mais ne participera pas au changement de position d'équilibre.

Equilibre et principe de Le Chatelier :

L'équilibre peut être décrit par le principe de Le Chatelier. La position d'équilibre et la cinétique d'un changement de réaction dépendent des propriétés des réactifs et des produits. L'équilibre se déplace d'un côté ou de l'autre en fonction du volume, de la concentration, de la pression et de la température. Le principe de Le Chatelier ne peut pas être confondu avec l'équilibre dynamique car ils sont similaires mais ont des concepts distincts. Le principe de Le Chatelier explique comment l'équilibre peut être modifié tandis que l'équilibre dynamique décrit le comportement d'un équilibre.


3.11.1 : Biologie - Concentrations en solution et cellules

  • Contribution d'Ed Vitz, John W. Moore, Justin Shorb, Xavier Prat-Resina, Tim Wendorff et Adam Hahn
  • ChemPRIME à la bibliothèque numérique d'éducation chimique (ChemEd DL)
  • Des concentrations différentes d'ions hydrogène sur les côtés opposés d'une membrane constituent la force motrice de la synthèse d'ATP, comme le montre une animation.
  • La conduction nerveuse dépend des gradients de concentration des ions Na + et K + à l'intérieur et à l'extérieur de la cellule nerveuse.
  • L'osmose, causée par des concentrations différentes de solution à l'intérieur et à l'extérieur des cellules, peut être mortelle pour les plantes et les animaux. Mettre une plante dans de l'eau salée entraîne un flétrissement et une plasmolyse chez les plantes (voir Figure), car l'eau se diffuse hors des cellules. Les poissons d'eau douce meurent rapidement dans l'eau salée pour la même raison. Si les fluides intraveineux administrés en chirurgie ne sont pas isotonique (ayant la même concentration "osmolaire" que le plasma et les globules rouges peuvent être détruits. Si la solution I.V. est hypertonique (concentration trop élevée), les globules rouges sont déformés par crénation si l'I.V. est hypotonique (concentration trop faible, les globules rouges éclatent par "cytolyse, comme indiqué ci-dessous.

Il y a un certain nombre de raisons pour lesquelles des solutions sont si souvent rencontrées à la fois dans la nature et en laboratoire. Le type de solution le plus courant implique un liquide solvant qui dissout un solide soluté. (Le terme solvant fait généralement référence à la substance présente en plus grande quantité. Il peut y avoir plus d'un soluté dissous dedans.) Parce qu'un liquide adopte la forme de son récipient mais ne se dilate pas pour remplir tout l'espace disponible, les solutions liquides sont pratique à manipuler. Vous pouvez facilement les verser d'un récipient à un autre et leurs volumes sont facilement mesurés à l'aide d'éprouvettes graduées, de pipettes, de burettes, de fioles jaugées ou d'autres verreries de laboratoire. De plus, les atomes ou molécules de solides dissous dans un liquide sont proches les uns des autres mais toujours capables de se déplacer les uns par rapport aux autres. Ils se contactent plus fréquemment que si deux solides étaient placés l'un à côté de l'autre. This &ldquointimacy&rdquo in liquid solutions often facilitates chemical reactions.

Since solutions offer a convenient medium for carrying out chemical reactions, it is often necessary to know how much of one solution will react with a given quantity of another. Examples in other sections have shown that the amount of substance is the quantity which determines how much of one material will react with another. The ease with which solution volumes may be measured suggests that it would be very convenient to know the amount of substance dissolved per unit volume of solution. Then by measuring a certain volume of solution, we would also be measuring a certain amount of substance.

Les concentration c of a substance in a solution (often called molarité) est le amount of the substance per unit volume of solution:

Usually the units moles per cubic decimeter (mol dm &ndash3 ) or moles per liter (mol liter &ndash1 ) are used to express concentration.

If a pure substance is soluble in water, it is easy to prepare a solution of known concentration. A container with a sample of the substance is weighed accurately, and an appropriate mass of sample is poured through a funnel into a volumetric flask, as shown in Figure 3.3. The container is then reweighed. Any solid adhering to the funnel is rinsed into the flask, and water is added until the flask is about three-quarters full. After swirling the flask to dissolve the solid, water is added carefully until the bottom of the meniscus coincides with the calibration mark on the neck of the flash.


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