Notions de biochimie

Notions de biochimie

UE 2.1 Biologie fondamentale

Pr Marianne Zeller

INSERM U866, UFR Sciences de santé, Université Bourgogne-Franche Comté Marianne.zeller@u-bourgogne.fr

Bibliographie

• Biologie humaine, principes d’anatomie et physiologie, E. Marieb; Ed Pearson, 8

ed.

• Cahier Sciences infirmières, UE 2.1 et 2.2; G.

Perlemuter, L. Pitard, J. Quevauvilliers; Ed: Elsevier Masson, 2010

• Cycles de la vie et grandes fonctions, UE 2, Réussir en IFSI, C. Favro; Ed De Boeck Estem, 2014

Plan

1. La matière

2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques

3. Réactions chimiques

4. Composition chimique de la matière vivante

Plan

1. La matière

2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques

3. Réactions chimiques

4. Composition chimique de la matière vivante

La matière

Définition

• Constituée d’atomes

• Chimie = étude de la nature de la matière, comment ses composants interagissent entre eux

• Biochimie = chimie du vivant

• La matière peut être sous la forme solide, liquide ou gazeuse

• Dans l’organisme humain : solide (os, dents), liquide (sang, lymphe, liquide interstitiel), gaz (oxygène, gaz carbonique…)

Composition de la matière

• Atomes = constituants les plus simples de la matière, ne peuvent être dégradés en

substances plus simples (au moyen de méthodes chimiques ordinaires)

• 4 atomes: oxygène, carbone, hydrogène, azote = 96 % de notre masse corporelle

• Le reste (4%) = calcium, phosphore, soufre, sodium, chlore, magnésium, iode,

fer…+oligoéléments (Cobalt, Cu, Fl..)

• Chaque atome est désigné par son symbole chimique.

– C = carbone – O = oxygène – N = azote

– H = hydrogène – P = phosphore – Fe = fer

– K = Potassium…

Les atomes

• Atomes très petits : 0,1 – 0,5 nm (1 nm =10^-9 m)

• Composés de particules (protons, neutrons,

électrons), dont le nombre et la proportion varient dans les différents atomes.

• Ces particules diffèrent par

– Masse

– Position qu’elles occupent dans l’atome – Charge électrique

• Charge électrique = capacité d’une particule à attirer ou repousser les autres particules chargées

– Particules de même charge se repoussent – Particules de charges opposées s’attirent

• Protons

– Charge + (p+)

• Neutrons

– Charge neutre (n°)

• Protons + Neutrons = Noyau

– Masse lourde (99,9 % de la masse de l’atome)

• Electron

– Charge – (e-) qui est égale (en valeur absolue) à charge du proton p+

– Masse très faible (négligeable)

Masse et charge des particules

Même masse =

unité de masse atomique

Les atomes

• Les atomes sont électriquement neutres : nombre d’électrons = nombre de protons.

– H = 1 proton + 1 électron

– Fe = 26 protons + 26 électrons

• Peuvent perdre ou gagner des électrons → ions , qui ont donc 1 charge électrique (≠ neutres)

• Anions (-): Cl-

• Cations (+): Na+, K+

Représentation schématique des atomes

Schéma avec électrons sur orbites = simplifié car en réalité: nuage électronique

L’identification des atomes

• Numéro atomique

• Nombre de masse

Numéro (ou nombre) atomique

• = nombre de protons

• = nombre d’électrons

• Indiqué en indice à gauche du symbole chimique

1 H

2 He

• = Nombre d’unités de masse atomique

• = Nombre protons + nombre neutrons

– Ex: H = 1 proton (0 neutrons)

• numéro atomique = 1

• nombre de masse = 1 + 0 = 1

– Ex: He = 2 protons + 2 neutrons

• numéro atomique = 2

• nombre de masse = 2 + 2 = 4

• Indiqué en exposant à gauche du symbole chimique

1 H

4 He

Nombre de masse

Les isotopes

• La plupart des atomes existent sous plusieurs formes appelés isotopes

• 2 isotopes d’un même atome possèdent le même nombre de protons (et d’électrons), mais pas le même nombre de neutrons

• → Les isotopes d’un atome ont le même numéro atomique, mais des nombres de masse différents

• Puisque les isotopes d’un atome ont le même nombre d’électrons (et protons) → mêmes

propriétés chimiques

Isotopes de l’hydrogène

Nombre de masse = nombre protons + neutrons Numéro atomique = 1

Nombre de masse = 1

Numéro atomique = 1 Nombre de masse = 2

Numéro atomique = 1 Nombre de masse = 3 Nombre atomique = nombre protons

Isotope plus lourd que l’Hydrogène

Les isotopes

• Dans la nature: atome = mélange d’isotopes

• Un des isotopes est généralement beaucoup plus abondant que les autres

• → la masse atomique d’un atome ≈ nombre de masse de son isotope le plus abondant

– Ex: La masse atomique de l’Hydrogène = 1,0079  l’isotope le plus léger ¹H est le plus répandu

• Les isotopes les plus lourds sont les plus instables et se décomposent spontanément = les radio-

isotopes.

• Cette désintégration atomique spontanée = radioactivité, qui libère de l’énergie

• Energie libérée sous forme de rayons (alpha, bêta, gamma)

• Effets biologiques des rayons → radicaux libres (molécules, cellules, tissus...)

• Utilisation médicale des radio-isotopes

– Tomographie par Emissions de Positons : imagerie diagnostique (étude du métabolisme)

– Radiothérapie: destruction cellules cancéreuses – Marqueurs diagnostics

• Ex: Iode : Iode 131 pour détecter des tumeurs thyroïde

Les radio-isotopes

Plan

1. La matière

2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques

3. Réactions chimiques

4. Composition chimique de la matière vivante

Les molécules

• Molécule = ensemble de plusieurs atomes unis par des liaisons chimiques.

• Combinaison de deux atomes du même élément  une molécule de cet élément :

H + H  H

gazeux

• Équation chimique = représentation de la réaction chimique :

4H + C  CH

(composé = méthane)

Les liaisons chimiques et les réactions chimiques

• Une réaction chimique a lieu chaque fois que des atomes s’associent avec d’autres atomes ou s’en dissocient.

• Lorsque les atomes s’associent, il y a formation d’une liaison chimique (= liaison entre 2

atomes)

Formation d’une liaison chimique

• Les électrons occupent des régions de l’espace

appelées couches électroniques, qui correspondent également à des niveaux d’énergie

• Chaque atome peut posséder jusqu’à 7 couches électroniques (Numérotées de 1 à 7 en partant du noyau)

• Force d’attraction entre le noyau (+) et les électrons (-) est plus grande vers le noyau et plus faible lorsqu’on s’en éloigne

• → Les électrons les plus éloignés du noyau sont ceux qui vont plus facilement interagir avec d’autres atomes

• Chaque couche électronique peut recevoir un nombre max d’électron

– 2 sur la 1^ère couche – 8 sur la 2^ème couche – 18 sur la 3^ème couche

• Un atome dont les couches externes ne sont pas complètes a tendance à gagner ou perdre des électrons afin d’atteindre un état stable

• La couche externe est appelée couche de valence

• Elle contient les électrons qui participent aux liaisons (électrons réactifs)

• Lorsque la couche de valence est complète, l’atome atteint l’état stable, devient chimiquement inerte (non réactif)

– Ex: hélium, néon

Rôle des électrons

Réactivité chimique

• Fonction de la règle des 8 électrons

• Sauf la couche 1 qui est complète avec 2 électrons

• Pour toutes les autres couches:

• Les atomes interagissent entre eux pour que leurs couche de valence contienne 8 électrons

• Interaction = rapprochement ou mise en

commun de leur couche de valence

• Il existe ainsi plusieurs types de liaisons

– Liaisons ioniques

– Liaisons covalentes

• Non polaire

• Polaire

– Liaisons hydrogène

Types de liaisons chimiques

• Est créée lorsque des électrons passent

complètement (transfert) d’un atome à l’autre

• Liaison = faible

• Quand les atomes gagnent ou perdent des électrons au cours d’une liaison, l’équilibre entre charges positives (protons) et charges négatives (électrons) est rompu (perte

neutralité)

• → On obtient des particules chargées appelées ions

La liaison ionique

Pour atteindre l’état de stabilité, le sodium doit perdre 1 électron, et le chlore en gagner 1

les 2 ions Na+ et Cl- ont atteints un état stable et s’attirent donc restent voisins

Transfert d’e-

Exemple de liaison ionique:

Formation du chlorure de sodium

• L’atome qui gagne un électron acquiert une charge nette négative (plus d’électrons que de protons) est un anion (-)

– Ex: Cl-

• L’atome qui perd un électron acquiert une

charge nette positive (moins d’électrons que de protons) est un cation (+)

– Ex: Na+

Les types d’ions

La liaison covalente

• Quand chaque atome complète sa couche de valence en partageant des électrons (mise en commun) avec d’autres atomes, la liaison qui unit les atomes

s’appelle une liaison covalente

• Dans ce cas, il n’y a pas de transfert d’électrons, mais partage d’électrons

• Les électrons mis en commun gravitent autour de la molécule et stabilisent les atomes constituant cette molécule

• Liaison = forte

Exemple de liaison covalente:

Formation de l’hydrogène H₂

Chaque atome d’hydrogène n’a qu’1 électron sur sa

couche externe

Partage d’ 1 électron

Chaque électron de la

couche externe est mis en commun de manière à compléter la couche de valence → état de stabilité

Exemple de liaison covalente:

Formation de l’oxygène O₂

Chaque atome d’oxygène a 6 électrons sur sa couche de valence

Partage de 2 électrons

Chaque atome a 8

électrons sur sa couche externe → état de stabilité

Exemple de liaison covalente:

Formation du méthane CH₄

Chaque atome de carbone a 4 électrons sur sa couche de valence et chaque

atome d’hydrogène a 1 atome

Partage d’électrons Chacun des 5 atomes a complété les électrons sur sa couche externe → état de stabilité

• Une paire d’électrons mis en commun forme une liaison covalente simple (H-H).

• Deux paires d’électrons mis en commun forme une liaison covalente double (O = O).

Les symboles chimiques

• Lorsque les électrons de valence sont mis en commun de manière équilibrée entre les

atomes, la molécule formée est dite non polaire

• Cela signifie que l’attraction (électronégativité) entre chacun des atomes est équilibrée

Liaisons covalentes non polaires

• Le gaz carbonique CO₂ :

• L’atome de carbone partage 4 paires d’électrons avec 2 atomes d’oxygène

• L’oxygène est très avide d’électrons → il attire les électrons de valence plus fortement que le carbone

• Cependant, la molécule a une structure linéaire (O=C=O) et l’attraction exercée par un atome O est contrebalancée par l’autre atome O

• Le CO₂ est une molécule non polaire

Exemple de liaison covalente non polaire

• La molécule d’eau (H₂O) : elle se forme par liaison covalente entre 2 H et 1 O.

• Chaque atome d’hydrogène partage 2 électrons avec l’atome d’oxygène.

• Mais O a la plus grande force d’attraction (O très avide d’électrons)

•  la répartition des paires d’électrons n’est pas équilibrée, car ceux-ci passent plus de temps au voisinage de l’atome d’oxygène

• L’extrémité vers O est chargée négativement (^-) et l’extrémité où se trouve l’hydrogène est chargée positivement (⁺)

• La molécule a deux pôles chargés (= dipôle) : elle est polaire

•  orientation particulière des molécules polaires (H₂O) par rapport aux autres

Exemple de liaison covalente polaire

Les liaisons hydrogène

• Liaisons très faibles

• Se forment quand un atome d’hydrogène déjà lié à un atome électronégatif (N ou O) est attiré par un autre atome électronégatif, créant ainsi une sorte de pont entre eux

• Contribuent à la conformation spatiale des grosses molécules (protéines, ADN)

• Liaisons hydrogène entre les molécules d’eau

 tension superficielle

Les pôles légèrement positifs des

molécules d’eau s’alignent en direction des pôles légèrement négatifs des

autres molécules d’eau → tension superficielle de l’eau

Une araignée d’eau peut se

déplacer à la surface de l’eau en raison de la tension superficielle qui augmente la cohésion des

molécules d’eau entre elles

Liaisons hydrogène de l’eau et tension superficielle

Plan

1. La matière

2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques

3. Réactions chimiques

4. Composition chimique de la matière vivante

Les modes de réactions chimiques

• Réaction chimique = association ou

dissociation d’atomes (rupture ou formation de liaisons)

Le nombre total d’atomes reste le même, seule leur organisation change

• Les 3 types de réaction

– Réactions de synthèse (anabolisme)

– Réactions de dégradation (catabolisme) – Réactions d’échange

Réactions de synthèse : anabolisme A + B  AB

Formation d’une liaison chimique Utilise de l’énergie

Réactions de dégradation: catabolisme AB  A + B

Dissociation en 2 molécules Produit de l’énergie

Réactions d’échange

AB + C  AC + B ou AB + CD  AD + CB Echange de parties de molécules

Plan

1. La matière

2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques

3. Réactions chimiques

4. Composition chimique de la matière vivante

La composition chimique de la matière vivante

• 2 grandes classes de molécules (composés):

• Composés inorganiques: petites molécules

• eau, sels, acides, bases

– Composés organiques: avec carbone, grosses molécules

• Glucides, lipides, protéines, acides nucléiques…

Aussi vitaux les uns que les autres !

Plan

1. La matière

2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques 3. Réactions chimiques

4. Composition chimique de la matière vivante

1. Composés inorganiques 2. Composés organiques

L’eau

• L’eau = 60 % du poids du corps = le + abondant de la matière vivante

• Liquide vital, nombreux rôles:

– Thermorégulateur: forte capacité thermique: distribue (via sang) et absorbe chaleur (ex: temp extérieure

élevée, exercice physique)

– Favorise réactions chimiques (ex: hydrolyse)

– Protecteur: fonction d’amortisseur (ex: LCR autour du SNC, ou liquide amniotique autour fœtus)

– Lubrifiant (en association avec autres molécules) → mucus : salive, synovie, tube digestif…

– Solvant universel (molécule polaire): l’eau dissout les substances avec facilité  permet réactions entre

molécules, transport, diffusion…

• Contiennent liaisons ioniques (transfert d’e

)

• Association de divers minéraux

– En cristaux (solide)

• Sels de calcium (os) et phosphore (dent)

– En solution, sous forme d’ions (dissociés) dans les liquides de l’organisme:

• NaCl  Na⁺ + Cl^-

• Ions = particules chargées  = électrolytes (conduisent l’électricité)

• Maintien des quantités constantes d’ions dans l’organisme = essentiel à la vie  importance de l’équilibre électrolytique

Les sels

• Acide = substance qui libère des ions hydrogène

• H⁺ (= protons = noyau d’un atome d’hydrogène) en solution dans l’eau

• Un acide est un donneur de protons

HCl  H⁺ + Cl^-

Acide chlorhydrique  Proton + Anion (chlore)

• Lorsqu’il se dissout dans l’eau, un acide libère des ions hydrogène et des anions

• HCl sécrété par la paroi de l’estomac (digestion)

Les acides et les bases

• Base = accepteur de protons

• Les bases libèrent des ions hydroxyles (OH^-) et des cations lorsqu’elles se dissocient dans l’eau

• Ex: La soude (NaOH) se dissocie totalement

(base forte) en ion sodium (Cation = Na⁺) et en ion hydroxyle

NaOH  Na⁺ + OH^-

• Ex: autres bases (bases faibles) :

– Ammoniac (NH₃): déchet issu dégradation protéines

NH₃⁺ + H⁺ → NH₄⁺ (ion ammonium)

– Bicarbonate (HCO₃^-): abondant dans le sang

HCO₃^- + H⁺  H₂CO₃ (acide carbonique)

Les bases

• Le pH traduit la concentration relative des ions H⁺ (et OH^-) dans les liquides de l’organisme

• pH = potentiel d’Hydrogène: échelle de 0 à 14

• Eau pure = très faiblement dissociée (pH=7): solution neutre)

→ autant de H⁺ que de OH^-

– Si on ajoute un acide dans l’eau (Ex: HCl), il se dissocie et la solution contient beaucoup plus de H⁺ que de OH^-→ solution acide (pH<7) – Si on ajoute une base dans l’eau (Ex: NaOH), les OH^- sont libérés 

solution basique (alcaline) (pH>7)

• Importance de la régulation du pH dans notre organisme (équilibre acido-basique)

– pH sang = 7,4 (7,35 à 7,45)

pH: concentration acide - base

Plan

1. La matière

2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques 3. Réactions chimiques

4. Composition chimique de la matière vivante

1. Composés inorganiques 2. Composés organiques

Les glucides

• Carbone (C) + hydrogène (H) + oxygène (O) [(CH

O)n]

• Sucres et amidon

• Unité de base = monosaccharide = sucre simple

• Abondant dans le sang (glycémie)

• source d’énergie pour les cellules

• Fructose : 6 atomes de carbone

• origine = alimentaire (fruits) et édulcorant

• Galactose : 6 atomes de carbone

• Origine = lait

• Ribose: 5 atomes de carbone

• Constituant de l’ADN, ARN

• Formé par réaction de synthèse (réversible) avec libération d’eau

• Origine = alimentaire

• Hydrolysé pour former sucres simples (glucose) au cours digestion

• Sucrose = Glucose + Fructose

• Sucre de canne ou bettrave

• Lactose = Glucose + Galactose

• Lait

• Maltose = Glucose + Glucose

• Bière

• Longue chaîne ramifiée de glucose

• Insolubles

• Aliments : amidon (céréales, pain, pommes de terre, légumes secs…)

• Glycogène = forme stockage d’énergie pour les cellules (foie)

• Glucose en excès stocké aussi en lipides

• Glucose utilisé selon besoins:

• Oxydation (O₂) du glucose → CO₂ + H₂O + énergie (ATP)

• Graisses

• Contiennent C, H, O

• Insolubles dans l’eau, solubles dans les solvants (éther, chloroforme)

• Présents dans aliments (viande, lait, huiles, jaune d’œuf…)

• Stockage dans tissu adipeux

• Source d’énergie (> glucides)

• 3 grandes catégories :

– Triglycérides – Phospholipides – Stéroïdes

Les lipides

Triglycérides = Acides Gras (AG) + glycérol

• Trois AG sur une molécule de glycérol

• Différents types d’AG :

• AG saturés (liaison simple entre chaque atome de C)  graisses solides (origine animale)

• AG insaturés (liaison double ou triple entre chaque atome de C)  huiles végétales (origine végétale)

• Stockage (adipocytes): peau, viscères

• Isolant thermique

• Source d’ATP

Les phospholipides :

• Ressemblent aux TG : glycérol + AG (2 AG)

• Groupement phosphate remplace un AG

• Tête polaire attire l’eau (hydrophile) et queue non polaire (hydrophobe)

• Constituant des membranes cellulaires

Les stéroïdes:

• 4 anneaux hydrocarbonés juxtaposés

• Principal représentant = cholestérol

• Apporté par les aliments et aussi synthétisé par le foie

• Précurseur des hormones stéroïdes (sexuelles et cortisol), de la vitamine D et des sels biliaires.

• 50 % de la matière organique du corps humain

• aa liés entre eux pour formés un polypeptide

• Protéine = longue chaîne polypeptidique avec conformation spatiale spécifique

• Plusieurs milliers de protéines différentes

• Structure déterminée par les gènes

• Rôles

– Structural (fibreuses) = maintien, cohésion tissus (organites et membranes cellulaires, liquide

interstitiel…) Ex: collagène, kératine

• Fonctionnel (globulaires) (hormones, Ac, Hb, enzymes…) Ex: rénine

Les protéines

Unité de base = acides aminés (aa) 20 acides aminés

Groupe amine NH₂ + groupe acide COOH + H sur le même carbone, et variantes sur le radical R selon l’aa

Structure des protéines:

Acides aminés et polypeptides

• Les enzymes = protéines fonctionnelles

• Catalyseurs biologiques = accélèrent la vitesse d’une réaction chimique (millions de réactions/min)

• Non consommés ou transformés par la réaction

• Nécessitent co-facteurs (Mg++, Fe++, Cu++, Mn++…).

• Se lient aux substrats, les maintient dans une conformation idéale pour que la réaction ait lieu.

• Réutilisable → la cellule n’a besoin que de petites quantités de chaque enzyme.

• Spécifique : ne peut agir que sur une réaction enzymatique donnée

• On nomme les enzymes d’après le type de réactions qu’elles catalysent ajouté au suffixe -ase:

– Hydrolases (ajoutent une molécule d’eau) – Oxydases (causent une oxydation)

– Transférase (transfert une fonction chimique) – Synthétase (formation d’une liaison covalente)

• Les plus grandes molécules de l’organisme

• Unités de base = les nucléotides.

• Un nucléotide = une base azotée + un sucre (pentose) + un groupement phosphate

• Principaux types de bases azotées : adénine (A), guanine (G), cytosine (C), thymine (T) et uracile (U).

• Acides nucléiques = ADN (Acide Désoxy-riboNucléique) + ARN (Acide Ribonucléique)

Les acides nucléiques

• Double hélice (2 chaînes de nucléotides) -

« échelle » - chaînes retenues par des liaisons hydrogènes reliant les bases ; les

« montants » sont constitués par l’alternance des unités désoxyriboses et des unités

phosphates et les « barreaux » sont formés de bases reliées entre elles.

• Bases : A, G, T et C.

• Liaisons entre les bases sont spécifiques

• bases complémentaires:

• [A-T]

• [G-C]

La double hélice d’ADN

L’ARN

• Constitué d’un brin simple de nucléotides

• Bases azotées de l’ARN : A, G, C et U (au lieu de T).

• Sucre = ribose.

• Trois grandes variétés

– ARN de transfert : transporte les aa aux ribosomes

– ARN messager : achemine les gènes jusqu’aux ribosomes – ARN ribosomique : s’intègre aux ribosomes, et supervise la

traduction du message et la liaison entre les aa qui forment les protéines

L’adénosine triphosphate (ATP)

• ATP = nucléotide modifié formé d’une base d’adénine, de ribose et de trois groupements phosphates.

• Les groupements phosphates sont reliés par des

liaisons chimiques appelées « liaisons phosphates riches en énergie ».

• ATP synthétisé à partir du glucose