Notions de biochimie

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1 UE 2.1 Biologie fondamentale Notions de biochimie Pr Marianne Zeller INSERM U866, UFR Sciences de santé, Université Bourgogne-Franche Comté

2 Bibliographie Biologie humaine, principes d anatomie et physiologie, E. Marieb; Ed Pearson, 8 ème 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

3 Plan 1. La matière 2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques 3. Réactions chimiques 4. Composition chimique de la matière vivante

5 La matière Définition = la substance qui forme l univers. 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 )

6 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..)

7 Chaque atome est désigné par son symbole chimique. C = carbone O = oxygène N = azote H = hydrogène P = phosphore Fe = fer K = Potassium

8 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

9 Protons Charge + (p+) Neutrons Charge neutre (n ) Protons + Neutrons = Noyau Masse lourde (99,9 % de la masse de l atome) Electron Masse et charge des particules Charge (e-) qui est égale (en valeur absolue) à charge du proton p+ Masse très faible (négligeable) Même masse = unité de masse atomique

10 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+

11 Représentation schématique des atomes Schéma avec électrons sur orbites = simplifié car en réalité: nuage électronique

12 L identification des atomes Numéro atomique Nombre de masse

13 Numéro (ou nombre) atomique = nombre de protons = nombre d électrons Indiqué en indice à gauche du symbole chimique 1 H 2 He

14 Nombre de masse = Nombre d unités de masse atomique = Nombre protons + nombre neutrons Ex: H = 1 proton (0 neutrons) numéro atomique = 1 nombre de masse = = 1 Ex: He = 2 protons + 2 neutrons numéro atomique = 2 nombre de masse = = 4 Indiqué en exposant à gauche du symbole chimique 1 H 4 He

15 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

16 Isotopes de l hydrogène Numéro atomique = 1 Nombre de masse = 1 Numéro atomique = 1 Nombre de masse = 2 Isotope plus lourd que l Hydrogène Numéro atomique = 1 Nombre de masse = 3 Nombre atomique = nombre protons Nombre de masse = nombre protons + neutrons

17 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 1 H est le plus répandu Les isotopes les plus lourds sont les plus instables et se décomposent spontanément = les radioisotopes. Cette désintégration atomique spontanée = radioactivité, qui libère de l énergie

18 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 Les radio-isotopes Ex: Iode : Iode 131 pour détecter des tumeurs thyroïde

20 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 2 gazeux Équation chimique = représentation de la réaction chimique : 4H + C CH 4 (composé = méthane)

21 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)

22 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

23 Rôle des électrons 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

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25 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

26 Types de liaisons chimiques Il existe ainsi plusieurs types de liaisons Liaisons ioniques Liaisons covalentes Non polaire Polaire Liaisons hydrogène

27 Est créée lorsque des électrons passent complètement (transfert) d un atome à l autre Liaison = faible La liaison ionique 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

28 Exemple de liaison ionique: Formation du chlorure de sodium Pour atteindre l état de stabilité, le sodium doit perdre 1 électron, et le chlore en gagner 1 Transfert d e- les 2 ions Na+ et Cl- ont atteints un état stable et s attirent donc restent voisins

29 Les types d ions 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+

30 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

31 Exemple de liaison covalente: Formation de l hydrogène H 2 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

32 Exemple de liaison covalente: Formation de l oxygène O 2 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

33 Exemple de liaison covalente: Formation du méthane CH 4 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

34 Les symboles chimiques 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).

35 Liaisons covalentes non polaires 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

36 Exemple de liaison covalente non polaire Le gaz carbonique CO 2 : 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 CO 2 est une molécule non polaire

37 Exemple de liaison covalente polaire La molécule d eau (H 2 O) : 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 (H 2 O) par rapport aux autres

38 Liaisons très faibles Les liaisons hydrogène 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

39 Liaisons hydrogène de l eau et 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

41 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

42 Réactions de synthèse : anabolisme A + B AB Formation d une liaison chimique Utilise de l énergie

43 Réactions de dégradation: catabolisme AB A + B Dissociation en 2 molécules Produit de l énergie

44 Réactions d échange AB + C AC + B ou AB + CD AD + CB Echange de parties de molécules

46 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!

47 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

48 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

49 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 - Les sels 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

50 Les acides et les bases 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)

51 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 (NH 3 ): déchet issu dégradation protéines NH 3+ + H + NH 4+ (ion ammonium) Bicarbonate (HCO 3- ): abondant dans le sang HCO 3- + H + H 2 CO 3 (acide carbonique)

52 ph: concentration acide - base 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)

53 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

54 Les glucides Carbone (C) + hydrogène (H) + oxygène (O) [(CH 2 O)n] Sucres et amidon Unité de base = monosaccharide = sucre simple Glucose : 6 atomes de carbone 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

55 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

56 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 (O 2 ) du glucose CO 2 + H 2 O + énergie (ATP)

57 Les lipides 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

58 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

59 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

60 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.

61 Les protéines 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

62 Structure des protéines: Acides aminés et polypeptides Unité de base = acides aminés (aa) 20 acides aminés Groupe amine NH 2 + groupe acide COOH + H sur le même carbone, et variantes sur le radical R selon l aa

63 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)

64 Les acides nucléiques 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)

65 La double hélice d ADN 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]

66 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

67 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