BAC 2013 – Métropole Série S – Physique obligatoire
EXERCICE I - UN CATALYSEUR ENZYMATIQUE, L’URÉASE (5 points)
1. Activité enzymatique de l’uréase
1.1. L’uréase, un catalyseur
1.1.1. NH2 – CO – NH2 + H2O = 2NH3 + COZ
1.1.2. Le temps de demi-réaction (par rapport à un réactif donné A) est le temps nécessaire pour que
la concentration de ce réactif ait diminué de moitié.
1.1.3. Un catalyseur est une molécule qui, en petite quantité, accélère la vitesse d'une réaction et qui
revient à sa forme initiale à la fin de la réaction.
Initialement, le temps de demi-réaction de l’urée avec l’eau est de 60 ans alors que, toutes
conditions étant égales par ailleurs, en présence d’uréase, celui-ci est de 2x10-5s. L’uréase a
donc bien augmenter la vitesse de réaction et est par conséquent un catalyseur.
1.2. Effet de la température sur l’activité enzymatique
1.2.1. La température va augmenter l’agitation des molécules dans une solution. Les composés vont
donc se rencontrer plus fréquemment ce qui en général va avoir tendance à augmenter la
vitesse de réaction.
1.2.2. Le document 1 montre que dans un premier temps avec l’augmentation de la température,
l’activité de l’uréase et donc la vitesse de réaction va augmenter, la cinétique de la réaction
étant directement liée à l’activité de l’uréase. Cependant à partir de 60°C, l’activité de l’uréase
va baisser ce qui va conduire à une diminution de la vitesse de réaction.
1.2.3. Dans le texte introductif il est mentionné que les liaisons hydrogènes qui conduisent à la
formation de la structure tridimensionnelle de l’enzyme se forment plus ou moins facilement
selon la température. On peut donc en déduire que l’augmentation de la température va dans
un premier temps faciliter la formation de ces liaisons hydrogènes mais que au-delà d’un
certain seuil la température va avoir tendance à altérer la formation des liaisons hydrogènes ce
qui va déformer la molécule qui ne pourra plus remplir correctement son rôle de catalyseur.
2. L’uréase dans le milieu stomacal
2.1 L’acide chlorhydrique est un acide fort donc HCl + H2O=> H3O+ + Cl- et [HCl]=[H3O+]=1,0×10-2mol.L-1
D’où pH=-log([H3O+])=-log([HCl])=-log(1,0x10-2)=2
2.2 pKa(NH4
+/NH3)=9,2 or on sait que pH=2
On a donc que pH<pKa, c’est donc la forme acide du couple acide base qui va prédominer
c'est-à-dire NH4
+
2.3 La bactérie en fabriquant de l’ammoniac dans son environnement proche va produire la réaction
chimique : NH3 + H3O+ NH4+ + H2O.
Cela va donc consommer les ions H3O+ responsable de l’acidité. Ainsi dans son environnement proche
la bactérie va augmenter le pH et rendre le milieu plus basique.