Résumé G.Chakib 2015-2016

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Bioénergétique :

I/ Généralités :

-Pour survivre, croître et se reproduire, les cellules de tout organisme vivant ont besoin d’énergie.

-Cette énergie est peut être qualifiée de :

    • Chimique : celle qui permet de réaliser une réaction chimique dans diverses voies métaboliques.
    • Mécanique : celle qui permet de réaliser un mouvement au cours de la contraction musculaire.
    • Calorifique : lorsqu’il y a production de chaleur.
    • Osmotique : celle qui permet de réaliser des transferts de molécules grâce à un gradient de concentration dans les divers compartiments cellulaires.
    • Electrique : celle qui permet de réaliser des transferts de molécules grâce à gradient ionique gérés par des potentiels membranaires.-

-Chez l’homme, c’est l’énergie chimique des substances ingérées (glucides, lipides, acides aminés, bases puriques et pyrimidiques) qui sera utilisée pour être convertie en d’autres formes d’énergie. La science qui étudie l’ensemble de ces réactions énergétiques au niveau des cellules de l’organisme vivant est appelée bioénergétique.

II/ Bioénergétique et thermodynamique :

-La production d’énergie obéit aux lois de la thermodynamique qui comportent 2 principes :

→ Le 1er principe : conversion d’énergie :La quantité totale de l’énergie reste constante : il n’y a ni création, ni perte d’énergie, mais uniquement des transformations d’énergie. « Rien ne se perd, rien ne se forme, tout se transforme » Antoine Lavoisier.

Exemple : l’hydrolyse de l’ATP (énergie chimique) est nécessaire à la contraction musculaire (énergie mécanique) => transformation d’une forme d’énergie à une autre.

→ Le 2ème principe : augmentation de l’entropie : Lors de la production d’énergie, les systèmes intervenants évoluent d’un état ordonné vers un état moins ordonné. Le désordre obtenu est appelé entropie (=S). La mesure quantitative de la variation de ce désordre (d’un état initial à un état final) est désignée par la variation de l’entropie (=ΔS).

R! Le concept de système →  Un système est la partie de l’univers étudiée, c’est l’ensemble de matière qui doit subir des changements physiques ou chimiques, tout ce qui entoure le système est son environnement. Exemples de systèmes : un organisme, une cellule, deux composés impliqués dans une réaction chimique ; Un système est dit ouvert lorsque l’échange d’énergie et de matière se fait avec l’environnement (ex : la cellule vivante). Un système est dit isolé : quand il n’y a ni échange de matière ni échange d’énergie avec l’environnement (ex : l’univers).

III/ Notion de l’énergie libre de Gibbs G :

1-Définition : l’énergie libre de Gibbs « G » est l’énergie d’un système qui produit un travail utile dans des conditions de température et de pression constantes. Soit comme système la réaction biochimique : A ————> B     ( A=Etat initial , B=Etat final)

*Notion de l’énergie interne U et l’enthalpie H :

→ U : l’énergie totale contenue dans un système, pour une molécule donnée c’est l’énergie de liaisons, de vibration et de rotation.

→ ΔU : variation de l’énergie interne, c’est la variation d’énergie entre l’état final et initial, dans notre système, ΔU= UB- UA= q-w où :

→ q : quantité de chaleur échangée avec le système.

→ w : travail effectué par le système sur environnement ou inversement.

→ w= vxΔp, P : pression, V : volume, dans la cellule la pression est constante => Δp=0 donc w= 0 Donc : ΔU= q= ΔH c’est l’enthalpie

→ L’enthalpie H : est la quantité totale de l’énergie. Elle constitue la quantité de chaleur contenue dans le système.

ΔH : est la chaleur dissipée ou absorbée par une réaction :

    • Si ΔH<0 : la réaction est exothermique, elle libère de la chaleur.
    • Si ΔH>0 : la réaction est endothermique, elle consomme de la chaleur.

R! L’unité de mesure de toutes ces énergies et variation d’énergie est joules/mole ou calories/mole. 1calorie= 4,184 joules.

*Relation entre l’enthalpie H et l’énergie libre de Gibbs :

L’enthalpie est l’énergie totale, l’énergie libre de Gibbs est la partie de l’énergie susceptible de fournir un travail. La différence est l’énergie entropique ou l’énergie du désordre définit par TxS.

H= G+TS (T : température) donc G= H-TS  \        ΔG = ΔH- TΔS

Intérêt majeur du ΔG : ΔG permet de prévoir le sens d’une réaction chimique :

    • Si ΔG <0 : la réaction est exergonique ou spontané, elle se fait spontanément de A vers B.
    • Si ΔG>0 : la réaction est dite endergonique, elle se fait que s’il y a un apport extérieur en énergie.
    • ΔG=0 : la réaction se fait sans consommation d’énergie, elle tend vers l’équilibre.

2-L’énergie libre de Gibbs et la constante d’équilibre : Soit l’équilibre suivant : A+B <————-> C+D …………………..(1)

*Définition d’état standard ou conditions standards chimiques et biochimiques :

-En chimie:

    • Une pression de 1 atmosphère.
    • Une température de 25°C, soit 298°K.
    • Une concentration de chaque réactant à 1M (1mole/l).
    • Un pH= 0.
    • Dans ces conditions l’énergie libre standard de Gibbs est notée : G°.

-En biochimie:

    • Le pH= 7 (le pH cellulaire)
    • Dans ces conditions l’énergie libre standard de Gibbs est notée: G°’. Pour la réaction biochimique (1) :

-L’énergie libre d’une molécule (A, B, C, D) à la concentration à laquelle se retrouve dans le milieu est liée à l’énergie libre standard G°’, Exemple pour                 A : GA= GA0’ +RT Ln [A] ………….(2)

dans GA°’ : l’énergie libre de Gibbs à l’état standard biochimique. \  R : constante des gaz parfaits : 8,31 J/mol/K  \  T : la température absolue en degrés Kelvin. \  [A] : concentration de la molécule A.

-La variation de l’énergie libre de Gibbs de la réaction (1) : ΔG= (GC + GD)- (GA+ GB)

-Lorsqu’on substitue l’énergie libre de chaque composé par la relation (2), on obtient :

→ ΔG= (GC0’ +RT Ln[C]) + ( GD0’ +RT Ln [D]) – (GA0’ +RT Ln [A])- ( GB0’ +RT Ln [B])

→ ΔG= (GC0’+ GD0’ – GA0’ – GB0’) + RT ln ([C] [D]/ [A][B])

→ Donc ΔG= ΔG0’ + RT ln ([C] [D]/ [A][B])

-A l’équilibre la variation de l’énergie libre de la réaction est nulle :

→ ΔG=0 => ΔG0’ + RT ln ([C]éq [D]éq / [A]éq[B]éq )= O

→ ([C]éq [D]éq /[A]éq[B]éq)= Kéq

[ΔG0’= -RTlnKéq]

  1. On peut ainsi déterminer ΔG0’ d’une réaction à partir de la constante d’équilibre et inversement la constante d’équilibre à partir de ΔG0’.
  2. La relation entre ΔG0’ et Kéq

Exemples de ΔG0’ de certaines réactions :

3-La nature additive des ΔG et couplage réactionnel : Les variations de l’énergie libre de 2 réactions sont additives.

  1. Ainsi, une réaction endergonique, thermodynamiquement défavorable peut être couplée à une réaction exergonique, thermodynamiquement favorable, la somme de leurs ΔG doit être négative.
  2. Exemple de la première réaction de la glycolyse : Glucose → Glucose-6-phosphate.

IV/ Molécules à haut potentiel énergétique : Ce sont des molécules qui ont des liaisons dont l’hydrolyse libère beaucoup d’énergie.

1-L’adénosine triphosphate : ATP est la molécule universelle pour transférer de l’énergie libre, et possède 2 liaisons phosphoanhydre très riches en énergie. Son hydrolyse :

    • ATP → ADP + Pi (perte d’une liaison)
    • ATP →  AMP + PPi (perte de 2 liaisons) L’ATP joue un rôle central dans la cellule :
    • Apporte l’énergie nécessaire aux réactions endergoniques (ex synthèse des lipides, glycogène…).
    • Donneur de groupement phosphate et l’énergie nécessaire à la phosphorylation.

2-Autres phospho-dérivés riches en énergie (voir page suivante) :

3-Les liaisons thioesters : Exemple du Coenzyme A : Composé à haute énergie libre impliqué dans le transfert de groupement acyl.

V/ Variation d’énergie libre et le potentiel Redox : L’énergie chimique peut être conservée sous forme d’électrons à haut potentiel énergétique contenus dans les molécules énergétiques.

1-Les réactions d’oxydoréduction : Transfert d’un électron d’un donneur d’électrons à un accepteur d’électrons.

– L’oxydation : perte d’électron(s) ou d’hydrogène(s).

-La réduction : gain d’électron(s) ou d’hydrogène(s).

-Un oxydant (ox) : est l’accepteur d’électrons

-Un réducteur (red): est le donneur d’électrons

-Couple rédox (ox/réd) : réd > ox+   e-

-Une oxydation est toujours couplée à une réduction d’où le terme d’oxydoréduction, avec 2 couples rédox : réd1 > ox1 + e- (1ère demi-réaction oxydation)                    \   ox2 + e > réd 2 (2ème demi- réaction réduction)  \   Réd1 + ox2 <—–> ox1 +réd2 (3).

-Les électrons sont transférés spontanément d’un couple à l’autre, du réducteur le plus fort (réd1) qui sera oxydé à l’oxydant le plus fort (ox2), qui sera réduit.

-Cette force réductrice est évaluée par le potentiel redox standard du couple E0’ par rapport à celui de l’hydrogène considéré comme potentiel de référence 2H+/H2 : – 0,42V à pH=7.

-Quand E0’ d’un couple est inférieur à celui de l’hydrogène : le couple est plus réducteur.

-Lorsque E0’ d’un couple est supérieur à celui de l’hydrogène : le couple est plus oxydant.

.                                                                                                                    Tableau1 : quelques couples rédox et leur E0’

-Hors conditions standard, le potentiel rédox est déterminé par la loi de NERST : Où :

R : constante des gaz parfaits : 8,314 J/mol/K .  \   T : température absolue en degrés Kelvin (°K).  \  n : nombre d’électron transférés.  \   F : constante de Faraday : 96500 couloumbs.

[Ox], [réd] : concentrations respectives de l’oxydant et du réducteur d’un couple. \    E0’ : potentiel rédox du couple dans les conditions standards

2-La ΔG0’ et ΔG d’une réaction d’oxydoréduction : Elles sont données par la relation : ΔG0’= – n F ΔE0’ ou (lorsque ΔE=0 par analogie à ΔG=0) ΔG= -nF ΔE

-On peut donc prévoir le sens de la réaction et sa spontanéité :

    • Si ΔE0’< 0 alors ΔG0’> 0 : la réaction n’est pas spontanément possible.
    • Si ΔE0’> 0 alors ΔG0’< 0 : la réaction est spontanément possible.

-Une réaction d’oxydoréduction est favorisée dans le sens des potentiels redox croissants, les électrons passent du couple rédox ayant le potentiel redox le plus faible vers celui dont le potentiel rédox est le plus élevé.

-Exemple de calcul de ΔG0’ d’une réaction d’oxydoréduction Soit les 2 couples :

NAD+/NADH,H+ (1) E0’ = -0,32 V ……. (1) « plus réducteur ».  \    Ubiquinone/ubiquinol (2) E0’ = +0,1V…. (2)

Les demi -réactions :

  1. NADH, H+ —–> NAD++ 2H+ + 2e-
  2. Ubiquinone + 2H+ + 2e- ——> ubiquinol

La réaction d’oxydoréduction : NADH, H+ + Ubiquinone  ——> NAD+ + ubiquinol

ΔE0’ = E0’(2) – E0 ’(1)= +0,1- (-0,32)= 0,42 V    =  >  ΔG0’= – n F ΔE0’= -2x 96500x 0,42= -81060 joules/mol

VI/ La respiration cellulaire : La chaine respiratoire et la phosphorylation oxydative :

1-Généralités : Les réactions de dégradations oxydatives (catabolisme) des substrats énergétiques (les glucides, les lipides et les acides aminés) aboutissent à la production d’énergie via :

Les coenzymes réduits ont un haut potentiel énergétique du aux électrons qu’ils transfèrent.

Les coenzymes réduits sont retransformés en NAD+ par ré-oxydation dans la chaine respiratoire :

→  D’où le terme phosphorylation oxydative.

2-Localisation : Dans la mitochondrie : la chaine respiratoire est localisée dans la membrane interne mitochondriale.

3-Description de la chaine respiratoire : La chaîne respiratoire comprend :

R! Les atomes du Fer et du Souffre se trouvent liés à des protéines dites centres Fe-S. Les cytochromes : protéines possédant un noyau héménique (fer+ porphyrine).

4-Fonctionnement de la chaine respiratoire :

-La direction du flux d’électrons le long de la chaine respiratoire est déterminée par le potentiel d’oxydo-réduction, les électrons se déplacent de façon fragmentée en suivant l’ordre croissant du potentiel des molécules:

-L’accepteur ultime des équivalents réducteurs est l’oxygène.

-Le complexe I reçoit les équivalents réducteurs du NADH,H+ et les passe au coenzyme Q, via le FMN et les protéines à centre fer- Soufre.

-Le complexe II reçoit les équivalents réducteurs du FADH2 et les passent au coenzyme Q via les protéines Fer-Souffre.

-Le complexe III reçoit les équivalents réducteurs du coenzyme Q réduit (par le complexe I et II) et les passe au cytochrome c via les cytochromes b et les atomes Fer-Souffre.

-Le complexe IV reçoit les équivalents réducteurs du cytochrome c et les passe à l’oxygène moléculaire, via les cytochromes a et a3 ainsi que les 2 ions du cuivre.

R! Les complexes I, III et IV sont des pompes à protons, le flux d’électrons à travers ces complexes s’accompagne d’un passage des protons de la matrice vers l’espace inter-membranaire. La réduction de NADH,H+ permet le passage de 10 protons et FADH2 de 6 protons.

*La phosphorylation de l’ADP : la théorie chimio-osmotique de Mitchell : Selon Mitchell, l’énergie générée par le flux de protons et le mécanisme de phosphorylation reposerait sur un gradient de protons à l’origine de la création de l’énergie sous forme d’ATP. Les protons accumulés dans l’espace inter-membranaire créant un gradient électrochimique vont chercher à rejoindre la matrice, c’est la force proton motrice. La membrane interne mitochondriale est imperméable aux protons, seuls les canaux de l’ATP synthase « complexe V » le sont.

*L’ATP synthase

    • Pompe ionique inversée (passage des protons dans le sens de gradient).
    • Sous unité F0 : intra-membranaire, c’est le canal protonique.
    • Sous unité F1 : elle baigne dans la matrice, et possède l’activité ATP synthase.
    • Le passage de proton à travers le canal entraine un changement de conformation de la sous unité F1 et phosphorylation de l’ADP en ATP.
    • Le passage de 3 protons entraine la phosphorylation de 1 ADP NADH,H+ → 3 ATP  \  FADH2 → 2 ATP

Exemple du bilan énergétique de l’oxydation complète d’une molécule de glucose :

→ Glycolyse —>2ATP + 2 NADH,H+

→ Le cycle de Krebs pour chaque pyruvate : 4 NADH,H+, 1FADH2, 1GTP (va être converti en ATP) En tout : 4 ATP

10 NADH,H+, 2 FADH2, Pris en charge par la chaine respiratoire : NADH,H+ —>3 ATP

FADH2 —> 2 ATP

Donc on obtient 38 ATP

 

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