QCM : Thermodynamique pour la biochimie — 18 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quel processus cellulaire utilise l’oxydation des sucres pour fournir de l’énergie à la synthèse d’ATP ?

La respiration, qui convertit une partie de l’énergie chimique en ATP
La photosynthèse, qui oxyde les sucres pour produire de l’ATP
La fermentation, qui transforme l’ATP en énergie lumineuse
La digestion, qui convertit directement les sucres en protéines

La respiration, qui convertit une partie de l’énergie chimique en ATP

Explication

La respiration oxyde les sucres et libère une énergie chimique dont une partie sert à fabriquer de l’ATP. La photosynthèse produit du carbone réduit au lieu d’assurer cette oxydation des sucres.

2. Quelle utilisation de l’énergie extraite de l’environnement contribue directement à la croissance et au renouvellement des organismes vivants ?

La production d’un environnement extérieur dépourvu de matière
La suppression de toutes les réactions chimiques du cytoplasme
La synthèse de protéines, de glucides, de lipides et d’ADN
La conversion de chaque molécule organique en chaleur dissipée

La synthèse de protéines, de glucides, de lipides et d’ADN

Explication

L’énergie disponible permet notamment d’assembler les macromolécules nécessaires à la structure et au fonctionnement du vivant. Sa dissipation sous forme de chaleur ne constitue pas une synthèse biologique.

3. Un organisme absorbe des nutriments et rejette de la chaleur ainsi que des déchets dans son environnement ; comment le classer ?

Comme un système fermé échangeant énergie mais pas matière
Comme un système en équilibre n’échangeant plus de ressources
Comme un système ouvert échangeant matière et énergie
Comme un système isolé sans échange avec l’extérieur

Comme un système ouvert échangeant matière et énergie

Explication

Un système ouvert échange à la fois de la matière et de l’énergie avec son environnement, ce qui correspond au fonctionnement d’un organisme. Un système fermé ne transfère pas de matière, tandis qu’un système isolé ne transfère ni matière ni énergie.

4. Quelle situation distingue correctement un système fermé d’un système isolé ?

Le système fermé échange matière et énergie, tandis que l’isolé conserve seulement sa matière
Le système fermé échange de l’énergie sans matière, tandis que l’isolé n’échange ni l’une ni l’autre
Le système fermé échange de la matière sans énergie, tandis que l’isolé échange les deux
Le système fermé n’échange rien, tandis que l’isolé échange de l’énergie avec l’extérieur

Le système fermé échange de l’énergie sans matière, tandis que l’isolé n’échange ni l’une ni l’autre

Explication

Un système fermé peut recevoir ou céder de l’énergie, mais il n’échange pas de matière. Un système isolé ne réalise aucun échange avec son environnement.

5. Une transformation chimique convertit une forme d’énergie en une autre sans modifier la quantité totale d’énergie ; quel principe exprime cette propriété ?

Le principe microscopique, fondé sur la vitesse des molécules
Le premier principe, fondé sur la conservation de l’énergie
Le principe d’équilibre, fondé sur l’arrêt des échanges
Le deuxième principe, fondé sur l’augmentation de l’entropie

Le premier principe, fondé sur la conservation de l’énergie

Explication

Le premier principe affirme que l’énergie ne peut être ni créée ni détruite : une transformation ne fait que redistribuer ou convertir l’énergie. L’augmentation de l’entropie relève du deuxième principe.

6. Dans un système isolé, que devient l’entropie totale lorsqu’une transformation spontanée se produit ?

Elle devient nulle lorsque le système atteint un nouvel état
Elle diminue dès que l’énergie interne reste constante
Elle augmente au cours de la transformation
Elle reste constante parce que l’énergie se conserve

Elle augmente au cours de la transformation

Explication

Le deuxième principe impose une augmentation de l’entropie de l’Univers lors d’une transformation spontanée, y compris pour un système isolé. La conservation de l’énergie ne signifie pas que l’entropie reste constante.

7. À température constante, quelle relation permet de calculer l’enthalpie libre d’un système à partir de son enthalpie et de son entropie ?

G=H−TSG = H - TS
G=T(H−S)G = T(H-S)
G=H−STG = H - \frac{S}{T}
G=H+TSG = H + TS

$$G = H - TS$$

Explication

L’enthalpie libre représente l’énergie utilisable et se calcule en retranchant le terme entropique TSTS à l’enthalpie. L’expression G=H+TSG = H + TS additionne les contributions et ne correspond pas à la définition thermodynamique.

8. Une transformation chimique possède ΔH=40 kJ mol−1\Delta H = 40\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} et TΔS=15 kJ mol−1T\Delta S = 15\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. Quelle est sa variation d’enthalpie libre ?

25 kJ mol−125\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
−25 kJ mol−1-25\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
55 kJ mol−155\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
−55 kJ mol−1-55\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

$$25\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$$

Explication

La relation ΔG=ΔH−TΔS\Delta G = \Delta H - T\Delta S donne 40−15=25 kJ mol−140 - 15 = 25\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. Additionner les deux termes conduirait à une valeur qui ne tient pas compte de la soustraction de la contribution entropique.

9. Quelle association décrit correctement les rôles de l’enthalpie et de l’entropie dans un système ?

L’enthalpie correspond à l’énergie totale et l’entropie augmente avec le désordre
L’enthalpie correspond au désordre et l’entropie représente l’énergie totale
L’enthalpie mesure la température et l’entropie correspond à la pression du système
L’enthalpie représente l’énergie utilisable et l’entropie mesure la chaleur transférée

L’enthalpie correspond à l’énergie totale et l’entropie augmente avec le désordre

Explication

L’enthalpie est associée à l’énergie totale, tandis que l’entropie traduit notamment l’augmentation du désordre et une énergie non directement utilisable. L’énergie utilisable est plutôt décrite par l’enthalpie libre, et non par l’enthalpie seule.

10. Dans quelles conditions une réaction A→BA\rightarrow B est-elle exergonique et susceptible d’évoluer spontanément dans le sens direct ?

Lorsque ΔH=0\Delta H = 0 quelle que soit l’entropie
Lorsque ΔG=0\Delta G = 0 dès le début de la réaction
Lorsque ΔG<0\Delta G < 0 dans les conditions considérées
Lorsque ΔG>0\Delta G > 0 dans les conditions considérées

Lorsque $$\Delta G < 0$$ dans les conditions considérées

Explication

Une réaction exergonique possède une variation d’enthalpie libre négative, ce qui rend possible son évolution spontanée vers des états de plus faible énergie libre. Une valeur positive de ΔG\Delta G indique au contraire que le sens direct n’est pas spontané.

11. Quelle distinction décrit correctement le comportement des réactions métaboliques irréversibles et réversibles ?

Une réaction irréversible exige un apport d’énergie, tandis qu’une réaction réversible libère toujours de l’énergie
Une réaction irréversible fonctionne dans les deux sens près de l’équilibre, tandis qu’une réaction réversible domine dans un sens loin de l’équilibre
Une réaction irréversible atteint l’équilibre plus vite, tandis qu’une réaction réversible ne dépend pas de l’état cellulaire
Une réaction irréversible domine dans un sens loin de l’équilibre, tandis qu’une réaction réversible peut fonctionner dans les deux sens près de l’équilibre

Une réaction irréversible domine dans un sens loin de l’équilibre, tandis qu’une réaction réversible peut fonctionner dans les deux sens près de l’équilibre

Explication

Dans une cellule éloignée de l’équilibre, une réaction irréversible suit principalement le sens A→BA\rightarrow B, alors qu’une réaction réversible peut suivre l’un ou l’autre sens près de l’équilibre. La réversibilité décrit la possibilité des deux directions, pas le caractère systématiquement énergétique de la réaction.

12. Quelle combinaison caractérise l’état standard chimique des solutés ?

Pression de 1 atmosphère, température de 273 K, concentration de 1 M et pH 7
Pression de 1 atmosphère, température de 310 K, concentration de 1 M et pH 7
Pression de 1 bar, température de 298 K, concentration de 10 M et pH 0
Pression de 1 atmosphère, température de 298 K, concentration de 1 M et pH 0

Pression de 1 atmosphère, température de 298 K, concentration de 1 M et pH 0

Explication

L’état standard chimique est défini par une pression de 1 atmosphère, une température de 25 °C, soit 298 K, des solutés à 1 M et un pH égal à 0. Le pH 7 correspond à l’état standard biochimique, ce qui distingue les deux conventions.

13. Quelle quantité d’eau est produite par la combustion complète d’une mole de glucose selon l’équation équilibrée ?

Une mole d’eau
Six moles de dioxygène
Une mole de dioxyde de carbone
Six moles d’eau

Six moles d’eau

Explication

L’équation équilibrée montre qu’une mole de glucose forme six moles d’eau avec six moles de dioxyde de carbone. La quantité d’eau ne correspond donc pas à une seule mole, ni à celle des réactifs gazeux.

14. Pour la combustion du glucose, quelle interprétation des signes de ΔHcomb∘\Delta H^\circ_{\mathrm{comb}} et de ΔScomb∘\Delta S^\circ_{\mathrm{comb}} est correcte ?

La réaction est endothermique et son entropie diminue
La réaction est exothermique et son entropie augmente
La réaction est exothermique et son entropie diminue
La réaction est endothermique et son entropie augmente

La réaction est exothermique et son entropie augmente

Explication

La valeur négative de ΔHcomb∘\Delta H^\circ_{\mathrm{comb}} traduit une libération de chaleur, tandis que la valeur positive de ΔScomb∘\Delta S^\circ_{\mathrm{comb}} indique une augmentation de l’entropie. L’interprétation inverse des deux signes serait donc incorrecte.

15. À 298 K298\ \mathrm{K}, quelle valeur approchée de ΔGcomb∘\Delta G^\circ_{\mathrm{comb}} obtient-on pour une mole de glucose ?

−2549×103 J mol−1-2549\times10^3\ \mathrm{J\,mol^{-1}}
−2885×103 J mol−1-2885\times10^3\ \mathrm{J\,mol^{-1}}
−2808×103 J mol−1-2808\times10^3\ \mathrm{J\,mol^{-1}}
+2885×103 J mol−1+2885\times10^3\ \mathrm{J\,mol^{-1}}

$$-2885\times10^3\ \mathrm{J\,mol^{-1}}$$

Explication

On applique ΔG∘=ΔH∘−TΔS∘\Delta G^\circ=\Delta H^\circ-T\Delta S^\circ, soit −2808×103−(298×259)≈−2885×103 J mol−1-2808\times10^3-(298\times259)\approx-2885\times10^3\ \mathrm{J\,mol^{-1}}. La valeur de l’enthalpie seule ne tient pas compte de la contribution entropique.

16. Une réaction métabolique présente ΔG>0\Delta G > 0 dans les conditions cellulaires considérées. Quelle conclusion faut-il en tirer ?

Elle est endergonique et ne se produit pas spontanément dans ce sens
Elle est irréversible et libère nécessairement de la chaleur
Elle est exergonique et avance spontanément dans ce sens
Elle est à l’équilibre et avance à vitesse constante

Elle est endergonique et ne se produit pas spontanément dans ce sens

Explication

Une valeur positive de ΔG\Delta G indique que la réaction est endergonique et défavorable spontanément dans le sens A→BA\rightarrow B. Une réaction exergonique correspond au contraire à une valeur négative de ΔG\Delta G.

17. Dans une cellule, comment distinguer le comportement d’une réaction irréversible de celui d’une réaction réversible lorsque la cellule est proche de l’équilibre ?

Les deux réactions suivent principalement A→BA\rightarrow B, quelle que soit leur distance à l’équilibre
Les deux réactions alternent entre les deux sens uniquement lorsque ΔG=0\Delta G=0
La réaction irréversible reste orientée vers A→BA\rightarrow B, tandis que la réaction réversible peut suivre A↔BA\leftrightarrow B
La réaction irréversible suit A↔BA\leftrightarrow B, tandis que la réaction réversible reste orientée vers A→BA\rightarrow B

La réaction irréversible reste orientée vers $$A\rightarrow B$$, tandis que la réaction réversible peut suivre $$A\leftrightarrow B$$

Explication

Une réaction irréversible conserve principalement le sens A→BA\rightarrow B lorsque la cellule est éloignée de l’équilibre, tandis qu’une réaction réversible peut fonctionner dans les deux sens près de l’équilibre. La proximité de l’équilibre ne transforme donc pas une réaction irréversible en réaction bidirectionnelle.

18. Quelle combinaison correspond à l’état standard utilisé par les chimistes pour décrire une solution ?

Pression de 1 atmosphère, température de 25 °C, solutés à 1 M et pH 7
Pression de 1 atmosphère, température de 25 °C, solutés à 1 M et pH 0
Pression de 1 bar, température de 37 °C, solutés à 1 M et pH 7
Pression de 1 atmosphère, température de 0 °C, solutés à 1 M et pH 0

Pression de 1 atmosphère, température de 25 °C, solutés à 1 M et pH 0

Explication

L’état standard chimique associe une pression de 1 atmosphère, une température de 25 °C, une concentration des solutés de 1 M et un pH égal à 0. Le pH 7 caractérise l’état standard biochimique, et non l’état standard chimique.

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Que doivent faire les organismes vivants avec l'énergie de la matière environnante ?

Ils doivent l'extraire et la convertir en formes adaptées à leur existence.

Que fait la respiration aux sucres dans les organismes vivants ?

Elle les oxyde pour libérer de l'énergie chimique.

À quoi sert l'énergie chimique libérée par la respiration ?

À fabriquer de l'ATP.

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