QCM 54 poly entrainement

[canevese]

Bonsoir,

 

Je n'arrive pas bien à comprendre comment on peut déterminer la valeur calorique donc je suis bloquée pour le reste  

 

QCM 54 : Soit la combustion totale de l’acide palmitique, l’un des principaux acides 

gras utilisés par le métabolisme énergétique : 

C16H32O2 + x O2  

 Pour bien répondre à toutes les questions, complétez et équilibrez cette réaction. 

 L’enthalpie de combustion mise en jeu est de 2340 kcal/mol. Le métabolisme 

énergétique effectue cette même réaction en de multiples étapes, 40 % de l’énergie ainsi 

libérée étant mise à profit pour synthétiser de l’ATP à partir d’ADP et de phosphate. 

 On vous donne les valeurs suivantes : masses atomiques relatives : H, 1 ; C, 12, O, 16 ; 

masse moléculaire ATP : 500. 

 

A. La valeur calorique de l’acide palmitique est de 4,7 kcal/g. 

B. La valeur calorique de l’acide palmitique est de 9,1 kcal/g. 

C. L’oxydation totale d’une mole d’acide palmitique dans l’organisme permet la synthèse 

de 128 mol d’ATP. 

D. La quantité d’ATP synthétisée grâce à l’oxydation d’une mole d’acide palmitique est 

de 64 kg. 

E. La quantité d’ATP synthétisée par mole de dioxygène utilisée lors de l’oxydation 

totale du glucose est de 8 mol. 

 

Voilà merci  

[teyss]

Est-ce que de te rappeler que la valeur d'enthalpie libre de réaction de l'ATP (à connaître par cœur pour le concours) est de -7,3 kcal/mol t'aide à reconsidérer l'exercice ?

[canevese]

Non pas vraiment désolé  

[teyss]

En effet, c'est utile par la suite mais pas pour A et B. MEA CULPA ! (mon deuxième de la journée, j'suis décidément pas dans un bon jour...)
 
Alors : équilibrer la réaction (dit moi si tu ne sais pas faire pour que j'explique plus en détail)
 
C₁₆H₃₂0₂ + 23O₂ -> 16H₂O + 16CO₂
 
On te donne la valeur en kcal/mol (oui l'enthalpie libre de combustion, c'est la valeur calorique ) donc il faut la convertir en kcal/g pour répondre :
on trouve une masse molaire moléculaire de l'acide palmitique de 256 g/mol (comme 2⁸ kom c rigolo ! )

On divise la valeur en kcal/mol par la masse molaire pour l'avoir en kcal/g : 2340 / 256 = 9,1 kcal/mol

 

Voilà

[canevese]

Ah oui d'accord merci, je devrais me débrouiller pour le reste Et pour l’équation?  

[teyss]

C'est une combustion -> les produits de combustions, c'est de l'eau et du dioxyde de carbone (en biochimie en tout cas) et tu consommes du dioxygène.

 

Tu regardes le nombre de carbones de ton réactif à brûler, ça te donne le nombre de molécules de CO₂ produites.

Le nombre d'hydrogènes divisé par 2 donne le nombre de molécules d'eau produites.

Tu additionnes les atomes d'oxygènes présents dans les molécules d'eau et de CO₂, sans oublier de soustraire ceux présents dans ta molécule à cramer, puis tu divises par 2 pour savoir combien de molécules d'O₂ tu dois consommer.

 

Voilà, ta réaction de combustion est parfaitement équilibrée

[canevese]

Ah merci beaucoup, s'il pouvait y avoir la même question au concours ahah...  

[LaterBetter]

Bonsoir, j'aurais voulu savoir comment résoudre l'item E ? On divise seulement par le coeff stoechiométrique de l'O dans la réaction ?

[teyss]

Malheureusement j'arrive trop tard !

 

Pour les générations futures :

 

*On équilibre la réaction de combustion du glucose : C₆H₁₂0₆ + 6O₂ -> 6CO₂ + 6H₂O

*On sait que la combustion du glucose produit 36 ATP

*Pour produire ces 36 ATP on a consommé 6O₂ -> 36/2 = 6

 

Donc l'item E est faux. C'était pratiquement un QCM de cours.

[LaterBetter]

C'est pas grave, c'est pas tombé merci quand même d'avoir répondu !