Bioénergétique

Métabolisme et Enzymes

• Métabolisme : Ensemble des réactions et transformations dans la cellule.
  • Production d'éléments nécessaires.
  • Dégradation et élimination.
  • Transformation, stockage et utilisation de l'énergie.
• Enzymes : Indispensables aux réactions du métabolisme.
  • Catalyseurs.
  • Régulation.
• Les réactions métaboliques dépendent :
  • Des enzymes.
  • Des conditions thermodynamiques favorables.

Bioénergétique et Thermodynamique

• La bioénergie dépend des lois de la thermodynamique.
• Catabolisme :
  • Dégradation de molécules complexes en molécules simples.
  • Libère de l'énergie.
  • Associé à l'oxydation : réaction exergonique (\Delta G < 0).
• Anabolisme :
  • Synthèse de molécules complexes à partir de molécules simples.
  • Consomme de l'énergie.
  • Associé à la réduction : réaction endergonique (\Delta G > 0).

Énergies Cellulaires

• Transformation de l'énergie de l'environnement (lumineuse et composés organiques) en énergie cellulaire.
  • Énergie d'oxydoréduction.
  • Énergie de gradient.
  • Énergie chimique.

Principes de Thermodynamique

• Thermodynamique : Science qui décrit, étudie et quantifie les transformations entre un système et l'extérieur.
• Énergie interne (E ou U) à l'énergie libre de Gibbs (G).
• Système :
  • E{univers} = E{système} + E_{environnement}
  • Types de système :
    • Isolé : N'échange rien avec l'environnement.
    • Fermé : Échange de l'énergie uniquement.
    • Ouvert : Échange de l'énergie et de la matière (intérêt principal).

Principes de la Thermodynamique

• Premier principe : Conservation de l'énergie.
• Second principe : L'entropie de l'univers augmente.

Energie Interne

• Énergie interne du système : Quantité d'énergie présente à l'intérieur d'un système.
  • Fonction d'état : Somme des énergies cinétiques et potentielles des particules du système.
  • Mesure des variations d'énergies : \Delta E = E{final} - E{initial}.
• "L'énergie totale de l'univers demeure constante" : \Delta E_{univers} = 0.
• Échange d'énergie sous forme de chaleur (q) et de travail (w).
  • \Delta E_{système} = q - w
  • w = P \cdot \Delta V donc \Delta E = q – P \cdot \Delta V.

Travail et Enthalpie

• Travail courant : Travail mécanique (changement de volume à pression constante).
• Système biologique : Transformations à pression constante, chaleur échangée = enthalpie (H).
  • \Delta E = \Delta H – P \cdot \Delta V
  • Si la variation de volume est quasi nulle : \Delta E \approx \Delta H (mesurable par calorimétrie).

Bombe Calorimétrique

• Bombe calorimétrique : Mesure le dégagement de chaleur lors d'une réaction à volume constant.
• Définitions :
  • 1 cal = Quantité de chaleur pour augmenter de 1°C la température de 1g d'eau à 14,5°C.
  • 1 cal = 4,18 J.
• Transformations :
  • Exothermique : Dégagement de chaleur (\Delta H < 0).
  • Endothermique : Absorption de chaleur (\Delta H > 0).

Spontanéité d'une Réaction

• Détermination du sens spontané d'une transformation.
  • Les systèmes tendent vers un état d'équilibre (stable).
  • La spontanéité ne dépend pas uniquement de la chaleur échangée.
  • "Tout processus spontané s'accompagne d'une augmentation de l'entropie de l'univers".

Entropie et Énergie Libre de Gibbs

• Entropie (S) : Désordre.
• Pour déterminer le sens spontané : Considérer \Delta H et \Delta S.
• Énergie libre de Gibbs ou enthalpie libre (G) :
  • G = H – TS
  • \Delta G = G{final} – G{initial}.
  • Réaction favorable : \Delta G < 0.

Contribution de l'Enthalpie et de l'Entropie

• \Delta H : Chaleur dissipée ou absorbée.
  • Ne permet pas de prédire le sens de l'évolution.
• \Delta S : Mesure le désordre.
  • Ne permet pas de prédire le sens de l'évolution.
• \Delta G : Énergie totale disponible pour un travail utile.
  • Permet de prévoir le sens d'une réaction.

Energie Libre et Enzymes

• L'enthalpie (ou énergie libre) : G.
• Enzyme nécessaire pour déclencher la réaction.
• Équilibre symbolisé par une double flèche.
• \Delta G indique si la réaction est possible et la quantité d'énergie mise en jeu.

Formes d'Énergie chez les Êtres Vivants

• Composés « riches » en énergie (haut potentiel d'hydrolyse) : \Delta G chimique.
• Énergie d'oxydoréduction : \Delta G red-ox.

Réactions et Énergies

• Classification des réactions en 3 types d'énergies.
• État standard en biochimie : pH = 7 (pas de pH = 0 dans la cellule).
• Énergie chimique : Instabilité relative d'une liaison hydrolysable.
• Énergie libre d'un composé A (G_A) = potentiel chimique.
• Énergie libre d'un composé A reliée à son énergie libre standard et sa concentration.
  Illustration : réaction de transformation du glucose-1-phosphate en glucose-6-phosphate. H

Concentrations et Réactions

• Connaissant les concentrations en réactants, on peut déterminer le \Delta G'.
  • Si \Delta G' < 0, \Delta G' > 0 ou \Delta G' = 0.
• Connaissant les concentrations à l'équilibre, on peut déterminer le \Delta G0' d'une réaction.
• Connaissant le \Delta G0', on peut déterminer la constante d'équilibre Keq.
• \Delta G0' donne une idée de la distance entre les conditions standards et l'équilibre.
• Endergonique : thermodynamiquement non favorable.
• Exergonique : thermodynamiquement favorable.

Réversibilité et Irréversibilité

• Plus le \Delta G0' est éloigné de 0, plus l'écart des concentrations entre produits et substrats doit être important pour être à l'équilibre.
• Idée de la réversibilité ou non d'une réaction.
• Réaction avec \Delta G0' très négatif : forte chance d'être irréversible dans les conditions intracellulaires.
• Réaction B -> A possible si le rapport des concentrations rend le \Delta G' négatif.

État Stationnaire

• État stationnaire : Concentrations ne varient pas.
  • A est reproduit par une réaction en amont et consommé par la réaction A -> B.
  • B est consommé par une réaction en aval et produit par la réaction A -> B.
• Dans la cellule, beaucoup de réactions indispensables ont un \Delta G0' > 0 relativement élevé (thermodynamiquement non favorables).

Couples Red-Ox et Composés Riches en Énergie

• Couples red-ox importants dans le métabolisme énergétique.
• Composés riches en énergie = composés à haut potentiel d'hydrolyse.
• Énergie libérée lors de l'hydrolyse dissipée en chaleur, sauf si récupérée par la cellule.
• Réactions couplées / couplages énergétiques.

Récupération d'Énergie

• Composés à haut potentiel d'hydrolyse impliqués dans les réactions (produits lors du catabolisme).
• Énergie récupérée sous forme de liaisons chimiques dans des molécules particulières.
• Beaucoup de composés à haut potentiel d'hydrolyse sont phosphorylés.
• Liaison covalente instable et facilement hydrolysable avec -61,9 < \Delta G0'hydr < -13,8 kJ.mol^{-1}.

Exemples de Composés Phosphorylés et ATP

*Exemples de composés phosphorylés à haut potentiel d’hydrolyse :

• Autres composés « riches » en énergie mais non phosphorylés.
• Dans la cellule, environ 10% de l'ATP est produit par phosphorylation au niveau du substrat :
  • ADP + X-P \longrightarrow ATP + X
• 90% de la production d'ATP dépend de réactions d'oxydo-réduction…
• Plus un couple a un pouvoir réducteur fort, plus le \Delta E sera faible, plus il va céder facilement ses électrons.

Réactions d'Oxydoréduction et Potentiel

• Pour les organismes non-photosynthétiques, les réactions d'oxydoréduction sont la source primaire d'énergie.
• Réactions d'oxydoréduction = échange d'électron(s) entre 2 composés.
  • L'un réduit (donneur).
  • L'autre oxydé (accepteur).
  • Chaque composé appartient à un couple red-ox.
• Quand 2 couples redox en présence :
  • E0' le plus élevé : oxydant le plus fort.
  • E0' le plus faible : réducteur le plus fort.

Transfert d'Électrons et Différence de Potentiel

• Les électrons se déplacent spontanément du E le plus faible vers le E le plus élevé.
• "Intensité" proportionnelle à la différence de potentiel \Delta E entre le couple accepteur et le couple donneur :
  • \Delta E = E{accepteur} - E{donneur}
• Réactions d'oxydo-réduction dans la cellule :
  • Transfert des électrons « seuls ».
  • Transfert d'électrons et d'ions H^+.
  • Combinaison d'un réducteur organique avec l'oxygène (incorporation d'oxygène).
    *Degré d’oxydation croissants :

Coenzymes et Transporteurs d'Électrons

• Réactions d'oxydoréduction dans la cellule mettent en jeu des coenzymes « transporteurs » d'électrons.
  • Cofacteurs (coenzymes) :
    • Libres : NAD.
    • Groupements prosthétiques : FAD.
  • Protéines particulières : protéines fer-soufre, cytochromes…

Nicotinamide Adénine Dinucléotide (NAD) et Flavine Adénine Dinucléotide (FAD)

• Le nicotinamide adénine dinucléotide ou NAD.
  • NAD^+ + 2H^+ + 2 e^- \rightleftharpoons NADH + H^+
• Spectre utile pour connaître le sens de la réaction :
  • Pyruvate + NADH + H^+ \rightleftharpoons lactate + NAD^+
• La flavine adénine dinucléotide ou FAD.
  • FAD + 2H^+ + 2e^- \rightleftharpoons FADH_2
• Les quinones.
• Les cytochromes.

Energie Osmotique et Gradient

• Les protéines fer-soufre.
• Détermination du \Delta G osmotique.
  • Soluté S présent de part et d'autre d'une membrane semi-perméable.
  • Si [S]1 \neq [S]2 : différence de potentiel chimique.
• Différence de concentration à l'origine d'une variation d'énergie libre.
• Sens de déplacement du soluté S de 1 vers 2 :
  • \Delta G' = G'2 – G'1

Calcul du \Delta G'

• G'2 – G'1 = G0' – G0' + RTln[S]2 – RTln[S]1
• Alors :
• Si [S]1 > [S]2 [S]2/[S]1 < 1 et \Delta G' < 0
• Si [S]1 < [S]2 [S]2/[S]1 > 1 et \Delta G' > 0
• Si on considère le transport d’un soluté contre son gradient de concentration la réaction est endergonique
• Transport d'un soluté contre son gradient de concentration : réaction endergonique.
  Considerons
• Soluté chargé (ex : Na^+).
  • Différence de potentiel chimique + électrique.
  • Variation d'énergie libre dépend de la différence de concentration et de potentiel électrique transmembranaire.
    ∆G = RTln \frac{[S^+]2}{[S^+]1} +z.F.∆Ψ
• \Delta \Psi = différence de potentiel transmembranaire.
• F : constante de Faraday.
• z : valence ion (ex : Ca^{2+} = +2).

Ions H+ et Force Protomotrice

• Cas particulier des ions H^+.
• Organismes aérobies : maintien d'un gradient électrochimique de protons au niveau de la membrane interne mitochondriale.
  • 90% de l'ATP produit par la cellule.
• Organismes photosynthétiques : mitochondries : gradient de protons électrochimique (H^+) : production d'ATP à partir de l'énergie lumineuse.
• Dans la mitochondrie, pH élevé dans la matrice car concentration de H^+ faible.
• Espace inter membranaire a un pH faible (H^+ élevée).
• Pour maintenir cette différence, les ions H^+ sont transportés de la matrice vers l'espace inter membranaire (contre le gradient de H^+).
• Maintenant, nous nous mettons dans le cas où le proton est transporté contre son gradient.
• ∆G = RT.ln \frac{H^+{ext}}{H^+{int}} + z.F.∆Ψ
• ∆G=RT.ln[H^+{ext}] - RTln[H^+{int}] + z.F.(Ψ{ext}- Ψ{int})
• Or pH = -log [H+] = 2,3 RT (-pHext + pHint) ( ln A = 2, 3 log A)
• ∆G = -2,3 RT.∆pH + z.F.∆Ψ

Force Protomotrice et Résumé

• On définit par ailleurs, dans le cas des ions H+, une force protomotrice ∆p (en volts) telle que :
  • ∆p = ∆G/F = -0,06 ∆pH + ∆Ѱ
• Cette force protomotrice pousse les protons à revenir dans la matrice mitochondriale…
• Résumé :

Interconversions des Formes d'Énergie

• Énergie puisée dans l'environnement (nutriments ou photons) transformée en ATP ou travaux cellulaires.
• Les 3 formes d'énergie décrites sont impliquées dans ces transformations.
• Composés organiques oxydés en CO_2 (réaction d'oxydation).
• Coenzyme réduit est réoxydé, l'énergie des réactions n'est pas perdue mais utilisée.
• Contribution au Delta G gradient, où une grande partie de l’énergie produite va servir à produire de l’ATP.
• Les êtres vivants sont donc capables d’inter convertir ces différentes formes d’énergie.
• Glycolyse : ∆G chimique -> ∆G redox.
• L’inverse dans le métabolisme végétal.
• ∆G redox à ∆G gradient (toujours dans le même sens).

Conversions d'Énergie

• Conversion d'un ΔG chimique : réaction de la glycolyse.
• Conversion d'un ΔG gradient : chaîne transporteuse d'électrons.
• Conversion d'un ΔG gradient en un ΔG chimique : ATP synthase.
• ∆Gradient à ∆G chimique possible dans les deux sens.
  Conversion d’un
• Réaction d'oxydoréduction permet la formation d'un composé à haut potentiel d'hydrolyse.
• Transformation du glycéraldéhyde 3 phosphate en 1 3 diphoglycérate.
• Donc un aldéhyde transformé en un acide.
• Réaction d'oxydation c'est à dire libération d'électrons.
• Accepteur d'électrons qui est le NADH, H+.
• Énergie très exergonique.
• Si on ne fait rien on perd cette énergie, mais la cellule va s'en servir pour fixer un phosphate inorganique dans la molécule.
• ∆G°’ = 6,3 kJ.mol^{-1}.
• Transformation qui met en jeu une membrane…
• Transformation observée au niveau de la membrane interne mitochondriale, membrane du thylacoïde, plasmalemme des bactéries…

Transport d'Électrons

*Un donneur d’électrons transmet son ou ses électrons à une chaine de transporteuses d’électrons jusqu’à un accepteur final.

• Un donneur d'électrons transmet ses électrons à une chaîne de transporteurs jusqu'à un accepteur final.
• L'énergie des réactions d'oxydoréduction va être utilisée pour transporter des protons contre leur gradient de concentration.
• Les électrons transmis du couple redox en couple redox dans le sens des potentiels d'oxydoréduction croissants jusqu'à un accepteur final d'électron -> ∆G<0.
• L'énergie est utilisée pour transférer des protons contre leur gradient de concentration -> couplage chimiosmotique permettant de convertir l'énergie chimique en énergie de gradient.

ATPases et Chaîne Respiratoire

• Conversion d'un ΔG chimique en un ΔG gradient : ATPase Na/K.
• Transformation de l'énergie des composés organiques : fonctionnement de la chaîne respiratoire mitochondriale (du pouvoir réducteur à l'ATP).
• Transformation d'une énergie de gradient électrochimique en énergie chimique (liaison riche en énergie).
• Mise en jeu d'une protéine (complexe protéique) transmembranaire assurant le passage des ions et couplant ce passage à une réaction chimique.
• Les protons sous l’effet de la force motrice protonique s’écoulent spontanément dans le sens de leur gradient électrochimique grâce à la sous unité F0 d’une ATP synthase, l’énergie ainsi disponible est utilisée pour réaliser un travail : la synthèse d’ATP.
  Transformation
• Transformation d'une énergie de gradient en énergie chimique.
• Exemple : pompe Na/K -> ΔGhydrolyse de l'ATP -> Transport des ions Na+ et K+ contre leur gradient de concentration -> maintien des différences de concentrations en ces deux ions de part et d'autre de la membrane.

Mitochondries et Chloroplastes

• Mitochondries et chloroplastes : organites impliqués dans la transformation de l'énergie organique et lumineuse en énergie cellulaire.
• Il faut savoir l'ordre dans lequel les complexes interviennent.
  Remarque : la majeure partie du pouvoir réducteur est produit dans la mitochondrie.
• Mitochondrie -> respiration cellulaire et phosphorylations oxydatives.

Synthèse d'ATP et Potentiel Redox

• Transformation de l'énergie du gradient de protons en énergie chimique (ATP).
• En se liant aux sous unités c, les protons entrainent une rotation de l’anneau formé par ces sous unités et par conséquent celle de l’axe γ. La rotation de l’axe γ entraine un changement conformationnel des dimères αβ. Chaque dimère passe successivement par 3 configurations :
  • Loose : liaison à l'ADP et au Pi.
  • Tight : maintien « serré » du couple ADP + Pi et catalyse.
  • Open : libération de l'ATP le site devient libre.
• Ainsi l'énergie du gradient de protons permet la synthèse d'ATP.
• NADH + H^+ + \frac{1}{2} O2 \longrightarrow H2O + NAD^+
• Les électrons passent du NADH à l'O2.
• E0'NAD^+/NADH = -0,32 V.
• E0'O2/H2O = +0,82 V.
• ΔG0' = -nFΔE0' = -2 x 96500 x (0,82 – (-0,32)) = -220 kJ/mol
• Le transfert des électrons du NADH à l'oxygène « libère » l'équivalent de 220kj/mol.

Transfert de Protons et Synthèse d'ATP

• Le transfert d'une mole de protons de la matrice vers l'espace intermembranaire (contre le gradient de concentration) « coûte » 21,5kJ/mol.
• La réoxydation d'une mole de NADH par la chaîne respiratoire permet le transfert d'environ 10 moles d'ions H+ vers l'espace intermembranaires.
• L'énergie libérée par le passage d'une mole d'ions H+ à travers l'ATP synthase n'est pas suffisant pour assurer la synthèse d'une mole d'ATP…
• Pour 1 mole d'ATP plusieurs moles de H+ seront nécessaires.

Chain Respiratoire et ATP

• La synthèse d'ATP par la mitochondrie dépend donc de la chaîne respiratoire.
• On peut expérimentalement mesurer la consommation d'oxygène.
• C'est parce que la synthèse d'ATP dissipe (« consomme ») le gradient de protons que la chaîne respiratoire fonctionne : c'est le besoin en ATP qui active (augmente le flux à travers) la chaîne respiratoire.

Transformation de l'Énergie Lumineuse et Photosynthèse

• Transformation de l'énergie lumineuse : phases photochimiques et non photochimique de la photosynthèse (de l'énergie lumineuse à l'ATP et au pouvoir réducteur et utilisation de ces énergies pour la fixation du CO2).
  *Structure du chloroplaste, pigments - rappel :
• Chloroplaste et lumière :
  • Absorbé : bleu-violet (380-490nm) et rouge (620-670 nm).
  • Transmis et diffusé : vert.
  • Grâce aux pigments, le chloroplaste est capable de capturer l'énergie des photons (E=hc/λ).

*Réaction globale de la photosynthèse :

• La phase photochimique se déroule au niveau de la membrane du thylacoïde.
• Chaîne de transporteurs d'électrons.
• L'énergie des réactions RedOx est utilisée pour transférer des H+.
• L'énergie du gradient est utilisée pour synthétiser de l'ATP = couplage Chimio-Osmotique.
• C'est l'eau qui fournit les électrons pour « remplacer » ceux qui ont quitté le photosystème.
• Membrane du thylacoïde : photosystèmes, chaîne transporteuse d'électrons et ATP synthase – la phase photochimique.

Phase Photochimique et Photosystèmes

• La phase photochimique se déroule au niveau de la membrane du thylacoïde grâce aux photosystèmes et à des protéines membranaires.
• Capture de l'énergie lumineuse structure et fonctionnement des photosystèmes.
  PS I et II :
• PS I et II
• L'énergie absorbée (énergie du photon) augmente le potentiel redox des molécules de chlorophylle et donc « l'énergie » des électrons :
  Du pouvoir réducteur à l’ATP trajet (en Z) des électrons et couplage chimiosmotique.

Phase Non Photochimique

*Comparaison avec mitochondrie :

• Comparaison avec mitochondrie :
• La phase non photochimique = biochimique : Réduction du CO2 en composés organique (e- -> NADPH / énergie -> ATP).

Coût de la Synthèse du Glucose

• Quel est le coût de la synthèse d'une mole de glucose ?
  • 18 ATP.
  • 12 NADPH -> 12 x 3ATP = 36 ATP.
  • Soit l'équivalent de 54 moles ATP.
  • 1 mole d'ATP -> 50Kj.
  • Soit l'équivalent de 54 x 50 = 2700 kJ.