Chapitre 1

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ENERGETIQUE DES REACTIONS BIOCHIMIQUES

 

 

 

 

OBJECTIFS

 

De l’enseignant :

 

  1. Rappeler les deux types d’énergie, énergie libre et énergie potentielle,  dont la transformation conduit à la formation  de l’ATP, unité énergétique de la cellule.
  2. Fournir les lois fondamentales qui gèrent la transformation, la production et l’utilisation de l’énergie à l’intérieur de la cellule.
  3. Introduire la notion de phosphodérivés riches en énergie et l’échelle thermodynamique sur laquelle s’appuie le transport d’énergie et de groupement phosphate.
  4. Introduire la notion de potentiel d’oxydoréduction d’un couple redox, sa mesure.
  5. Donner la liste des principaux couples redox cellulaires classés suivant l’échelle thermodynamique de leur potentiel redox standard.
  6. Donner l’expression qui relie la variation d’énergie libre et la variation de potentiel redox de deux couples redox qui échangent des électrons.

 

De l’étudiant :

 

  1. Faire la différence entre une réaction exergonique et une réaction endergonique à partir du signe de la variation d’énergie libre  ou de la variation du potentiel redox.
  2. Connaître la loi d’additivité des variations d’énergie libre.
  3. Faire la différence entre une variation d’énergie libre, d’énergie libre standard et d’énergie libre standard biologique. Idem entre potentiel redox standard, potentiel redox stand biologique, variation de potentiel redox, variation de potentiel redox standard, variation de potentiel redox standard biologique.
  4. Apprendre la relation entre la variation d’énergie libre et la variation de potentiel redox de deux couples redox échangeant des électrons.
  5. Apprendre, dès à présent, la structure, le mode d’action des coenzymes réduits riches en énergie. Apprendre à calculer la variation d’énergie libérée au cours de leur oxydation par l’oxygène.

 

PLAN

OBJECTIFS

1 - GENERALITES

1.1 - introduction

1.2 - Les êtres vivants dans leur environnement

1.3 -  BIOENERGETIQUE ET LIMITES DE LA THERMODYNAMIQUE CLASSIQUE

2 - ENTHALPIE LIBRE DES REACTIONS BIOCHIMIQUES

2.1 - NOTION DE VARIATION D'ENTHALPIE LIBRE  DG

2.2 - CALCUL DE LA VARIATION D'ENTHALPIE LIBRE

2.2.1.- Calcul de DG

2.2.2.-.Conditions standard et Calcul de D

2.2.3 - Conditions biochimiques et calcul de DG’ et de DG°’

2.3 - NATURE ADDITIVE DE LA VARIATION DE  DG

2.4 - ENTHALPIE LIBRE STANDARD D’HYDROLYSE DES PHOSPHODERIVES

2.4.1 - Les phosphodérivés riches en énergie

2.4.2 - ATP : Phosphodérivé  essentiel à l’intérieur de la cellule

2.4.3 - Rôle central de l’ATP dans la cellule

2.5 - PRINCIPE DE L'INTERMEDIAIRE COMMUN ET DU COUPLAGE ENERGETIQUE : réactions couplées

3 - POTENTIEL D'OXYDOREDUCTION

3.1 - NOTION DE POTENTIEL D'OXYDOREDUCTION

3.2 - reaction D'OXYDOREDUCTION

3.3  MESURE DU POTENTIEL REDOX

3.4 - Conditions standard : CAlcul de E°

3.5 - Conditions BIOLOGIQUES : CAlcul de E’ et de E°’

3.6 - VARIATION D'ENERGIE LIBRE DANS LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION

3.7 - POTENTIELS STANDARD D'OXYDOREDUCTION DE QUELQUES COUPLES

3.8 - NADH,H+/NAD+ et FADH2/FAD : DEUX COUPLES REDOX, ACCEPTEURS DES ELECTRONS IMPLIQUES DANS LA PRODUCTION DE L’ATP.

3.8.1 – Structure et mécanisme de la prise en charge des électrons et des  protons

3.8.2 -DG°’ du transfert des électrons jusqu’a l’oxygène

 

 

 

 


 

1 - GENERALITES

1.1 - introduction

            La thermodynamique classique est la description quantitative des échanges de chaleur et d'énergie des équilibres chimiques. Elle repose sur le concept de système et les notions suivantes :

 

            a) Un système est la partie de l'univers étudiée ou qui nous concerne. Tout ce qui entoure ce système est son environnement.

            b) Un système ouvert peut échanger de l'énergie et de la matière avec l'environnement. Un organisme vivant est un système ouvert.

            c) Un système fermé est un système qui peut échanger seulement de l'énergie avec l'environnement.

            d) Un système isolé ou adiabatique n’échange ni matière ni  énergie avec l'environnement.

 

            Deux principes sont à la base de la thermodynamique :

- Premier principe : L'énergie totale de l'univers demeure constante.

- Second principe : L'entropie de l'univers augmente.

 

            L'énergie définit toutes les formes de travail et de chaleur ; l'entropie est le degré de désordre ou de hasard.

1.2 - Les êtres vivants dans leur environnement

            Les cellules et les organismes vivants sont des machines chimiques capables de fonctionner dans des conditions de température, de pression et de volume constants. Elles sont les sièges des réactions de :

            - transformation ou d'utilisation de l'énergie,

            - synthèse des biomolécules : biogenèse,

            - dégradations des biomolécules : catabolisme.

 

            Le métabolisme d'une cellule, d'un tissu, d'un organe ou d’un organisme entier est l'ensemble des synthèses et des dégradations. Il les conduit à échanger en permanence de l’énergie et de la matière avec leur environnement.

1.3 -  BIOENERGETIQUE ET LIMITES DE LA THERMODYNAMIQUE CLASSIQUE

            La bioénergétique  s’intéresse aux lois qui régissent la production  de l’énergie à l’intérieur de la cellule, les échanges énergétiques avec l’environnement et les réactions chimiques qui y sont impliquées.

 

            La cellule vivante ne peut pas créer de l’énergie mais elle possède la faculté de l’extraire, de la transformer, de l’utiliser et de l’échanger  satisfaisant ainsi au premier principe de la thermodynamique

                La cellule vivante crée de l’ordre et le maintient par l’intermédiaire de sa  faculté à fabriquer des biomolécules. Elle échappe ainsi, en tant que système, au second principe de la thermodynamique. En contrepartie elle augmente l’entropie de l’univers.

 

            La thermodynamique classique de l'équilibre étudie l’évolution d’un système en considérant l’état initial et l’état final, avant et après l’intervention d’un phénomène. Elle ne se préoccupe pas du temps, ni de la voie suivie pour atteindre l'équilibre.

 

            La bioénergétique étudie au contraire l’évolution de la cellule vivante qui fonctionne comme un système ouvert irréversible. Ce dernier n’est jamais en équilibre  avec son environnement mais se trouve dans un état stationnaire dynamique. Un tel état est obtenu  lorsque la vitesse d’apparition d’un composé cellulaire est compensée exactement par la vitesse de sa dégradation. L’étude de l’évolution cellulaire, outre les échanges d’énergie, doit prendre en compte le temps et le chemin suivi, donc la vitesse.

 

Pour conclure la thermodynamique classique, en ce qui concerne les  réactions biochimiques,  permet :

            - de connaître les variations de l'énergie totale du système réactionnel ;

            - et de prévoir les positions d'équilibre dans les réactions et le sens de l'évolution d'un système dans une situation ou condition donnée.

 

 

 2 - ENTHALPIE LIBRE DES REACTIONS BIOCHIMIQUES

2.1 - NOTION DE VARIATION D'ENTHALPIE LIBRE  DG

            L’énergie totale contenue dans un  composé organique ou biochimique, brûlé entièrement dans un calorimètre, est 'appelé l’ENTHALPIE TOTALE (H). La partie de cette énergie susceptible de fournir du travail est l’ENTHALPIE LIBRE ou ENERGIE LIBRE (G). La différence entre H et G représente l’ENERGIE ENTROPIQUE (TS) ou l'énergie du désordre du système.  La relation fondamentale qui lie ces différentes énergies a été établie par Willard GIBBS (relation de GIBBS) :

 

H  = G + T*S

 

En biochimie la mesure des énergies totales n’a aucun intérêt. Il est plus utile de suivre la variation de l'énergie qui renseigne sur l’évolution d'un système. Ce qui est obtenu est alors

 

DH  =  DG + T*DS

 

Les énergies ou les variations d’énergie : H, DH, G, DG, TS, T*DS sont exprimées en calorie.mol-1  ou en joule.mol-1.

1 calorie = 4, 184 joule.

 

.           En chimie ou en biochimie seule l’enthalpie libre nous intéresse. Elle seule peut informer sur le sens d'évolution d'un système réactionnel. Elle est définie par :

 

DG = DH - T*DS

 

Soit un système composé de deux sous-systèmes A et B, représenté par la réaction suivante :

 

            A ® B             dont on a déterminé DG après réalisation

 

Plusieurs situations peuvent se présenter :

 

¨       si DG < 0              DGB < DGA, la réaction est dite exergonique ou spontanée; elle peut se faire spontanément de gauche vers la droite

 

¨       si DG > 0              DGB  > DGA , la réaction est endergonique. Elle ne peut se faire vers la droite que si l’on fournit de l'énergie extérieure au système.

 

¨       si DG = 0  la réaction  se fait sans consommation d'énergie.

 

 

 

 

Figure 1 – Variation d’énergie libre. A gauche la réaction est exergonique et spontanée- A drpote ma réaction inverse est endergonique et nécecite un apporte d’énergie pour se faire.

 

 

 

Mémento :

DG :    - est l’énergie disponible pour faire du travail

-          tend vers 0 quand la réaction se rapproche de  l’équilibre

-          permet de prévoir le sens d’une réaction.

DH :     - est la chaleur dissipée ou absorbée dans une réaction

-          Ne permet pas de prédire le sens de l’évolution d’une réaction.

DS :     - mesure l’état de désordre au sein d’un système

            -     Ne permet pas de prédire le sens de l’évolution d’une réaction.

 

 

2.2 - CALCUL DE LA VARIATION D'ENTHALPIE LIBRE

2.2.1.- Calcul de DG

            Soit la réaction :         aA  +  bB D  cC  +  dD         

 

On peut définir à l'instant initial ou à n'importe quel moment de l’évolution de la réaction la constante de réaction K dite constante de Gibbs. Soit :

 

 

[C]c [D]d

K =

¾¾¾¾

 

[A]a [B]b

 

Il existe une relation entre la variation d'enthalpie libre DG et K, dite relation de Gibbs :

 

DG = DG° + R*T*ln K

 

DG =  variation de l'enthalpie (énergie) libre du système réactionnel,

            DG° = variation de l'enthalpie libre standard définie comme ci-dessus.

            R =  constante des gaz parfaits, 1,987 cal/mol/degré  ou 8,314 J/mol/degré

            T = la température Kelvin (t °C + 273).

            K = constante de Gibbs

2.2.2.-.Conditions standard et Calcul de D

            Les conditions standard sont définies quand

Ø      La concentration de chaque réactant est égale à 1 M ou 1 mol/l

Ø      La température T est égale à 298°K

Ø      La concentration des protons est égale à 1 M soit pH = 0

 

            Dans ces conditions la constante K est égale à 1 et ln K = 0 dans la relation de Gibbs. On en déduit que DG = DG°.

Mais DG° peut être calculée d’une autre manière. En effet lorsqu’un système évolue vers l'équilibre l'enthalpie libre DG diminue et s’annule à l’équilibre pendant que la constante de réaction K tend vers la constante d’équilibre Ke. En reportant ces valeurs dans la relation de Gibbs on en déduit 

 

DG° = - RT ln Ke

 

Cette dernière relation permet de calculer à 25 °C la variation d'enthalpie libre standard quand on connaît la constante d’équilibre d’une réaction.

 

DG° = - 1,987 * 298 * ln Ke = - 592 * ln Ke (cal/mol)

ou

DG° = - 8.314 * 298 * ln Ke = - 2478 * ln Ke  (J / mol).

 

2.2.3 - Conditions biochimiques et calcul de DG’ et de DG°’

            En biologie, les réactions se déroulent à pH 7. La variation d’enthalpie libre mesurée dans les conditions générales est DG’. C’est elle qui renseigne sur le sens de l’évolution d’une réaction cellulaire

 

L'enthalpie libre à pH 7 notée DG' est définie comme suit par la relation de Gibbs :

 

DG’ = DG°’ + R*T*ln K

 

On définit alors les conditions standard biologiques à savoir :

 

Ø      Concentration de chacun des réactants dissous égale à 1 M

Ø      Température : 25 °C ou 298 °K

Ø      Concentration des protons égale à 10-7 M  ou pH 7.

 

            Comme précédemment, avec le même raisonnement, on déduit une relation pour le calcul de DG°’ dans les conditions standard :

 

DG°’ = - RT ln Ke

 

 

 

Exemple d’application

 

            La phosphoglucoisomérase catalyse la réaction :

            Glucose-6-Phosphate ¬¾® Fructose-6-Phosphate

Avec Ke = 2 On en déduit que :

 

            DG°'= - 8,314*298*ln2 = -1.7 kJ/mol.

2.3 - NATURE ADDITIVE DE LA VARIATION DE  DG

            Dans la cellule aucune réaction n’est isolée. Elle est impliquée dans une séquence de réactions ou dans une suite de réactions. Dans ces conditions le substrat d’une enzyme 

 

conduit à un produit qui lui-même devient substrat d’une deuxième enzyme et ainsi de suite. On peut donc écrire comme une séquence de réactions comme suit :

 

            A ® B ® C ® D

 

Pour chaque étape on peut écrire

            A ¾® B                     DG’AB

            B ¾® C                     DG’BC

            C ¾® D                    DG’CD

           

La réaction globale est :

A ¾® D                     DG’AD

On démontre que :

 

DG’AD  = DG’AB + DG’BC + DG’CD

 

On utilise cette propriété lorsqu'on connaît les variations d'enthalpie libre des réactions composantes  et qu'on ne peut pas calculer les constantes d’équilibre.

 

Exemple d’application : Enthalpie libre standard de l'hydrolyse de l'ATP.

 

            ATP  +  H2O  ¾® ADP + H3PO4

 

On a recours à cette loi car on ne sait à quel moment la réaction est en équilibre dans la cellule, mais on connaît deux autres réactions où intervient l'ATP.

 

1)         ATP + glucose  ¾® glucose-6-phosphate + ADP             

            Ke1 = 661 ¾® DG1°' = - 4 kcal / mol

 

2)         Glucose-6-phosphate + H2O ¾®  glucose + H3PO4               

            Ke2 = 171 ¾® DG2°' = - 3.30 kcal /mol

La réaction d’hydrolyse de l’ATP est la somme des deux réactions (1) et (2), on déduit :

            DGATP°' =  DG1°'+  DG2°' = - 4 + (- 3,30) = -7.3 kcal/mol

2.4 - ENTHALPIE LIBRE STANDARD D’HYDROLYSE DES PHOSPHODERIVES

2.4.1 - Les phosphodérivés riches en énergie

            La cellule élabore au cours de son métabolisme des composés contenant des liaisons phosphates qui constituent une source d’énergie potentielle pour la cellule. La réaction d’hydrolyse de ces composés libère de l’énergie suivant la réaction globale :

 

            R-O~PO3H2 + H2O ¾® ROH + H3PO4                  avec DG°’

 

Le tableau 2 contient quelques phosphodérivés, leur énergie libre standard d’hydrolyse et leur potentiel de transfert du groupement phosphate défini comme -DG°’.

 

 

Tableau 2 – Variation d’énergie standard biologique de quelques phosphodérivés

 

Phosphodérivés

DG'°

Potentiel de

 

kcal/mol

transfert

Phosphoénolpyruvate (PEP)

-14,8

14,8

Phosphoglycéroylphosphate

-11,8

11,8

Phosphocréatine

-10,3

10,3

Acétylphosphate

-10,3

10,3

Phosphoarginine

 -7,7

 7,7

ATP

 -7,3

 7,3

Glucose-1-P  

 -5,0

 5,0

Fructose-6-P 

 -3,8

 3,8

Glucose-6-P

 -3,3

 3,3

 

           

           

Les phosphodérivés ayant un DG°’ < - 7,3 kcal/mol (DG°’ de l’ATP), situés au-dessus de l’ATP,  sont considérés comme des composés à haut potentiel d’hydrolyse ou à haut potentiel de transfert du groupement phosphate. Lorsque l’enzyme de couplage existe ces composés, au cours de leur hydrolyse, fournissent l’énergie et le groupement phosphate nécessaire à la synthèse de l’ATP.

 

Exemples :

 

1) Phosphoenolpyruvate + ADP ¾® Pyruvate + ATP (enz. = pyruvate kinase)

 

2) Phosphglycéroylphosphate + ADP ¾® 3-phosphoglycérate + ATP (enz. = 3-phosphoglycérate kinase)

 

            Les phosphodérivés à DG° > -7,3 kcal/mol sont considérés comme des composés à faible potentiel d’hydrolyse ou à faible potentiel de transfert. L’énergie libérée au cours de leur hydrolyse est insuffisante pour former de l’ATP.

2.4.2 - ATP : Phosphodérivé  essentiel à l’intérieur de la cellule

            La particularité de l’ATP à l’intérieur de la cellule vient du fait qu’il fonctionne à travers le système adénylate comprenant l’ATP, ADP et l’AMP qui sont les formes triphosphate, diphosphate et monophosphate de l’adénosine. L’ATP existe dans toutes les cellules vivantes avec une concentration de 10-4 à 10-3 mol/l. Il est thermodynamiquement instable et présente une grande aptitude à s'hydrolyser en ADP ou en AMP. C'est cette instabilité qui lui permet de servir à la fois de transporteur  de l'énergie, de transporteur et de donneur de groupement phosphoryle. Voir structure sur figure 3.

 

 

Figure 3 – Structure de l’ATP et de ses dérivés – Il est transporteur de l’énergie et de groupement phosphate. Le couple ATP/ADP se comporte comme un coenzyme donneur et accepteur du groupement phosphate.

 

 

La variation de l'enthalpie libre d'hydrolyse de l'ATP dans la cellule n'est pas constante. Elle varie d'un moment à l'autre et d'un compartiment cellulaire à un autre selon les conditions de pH et de température (T) et en fonction des concentrations cellulaires de l’ATP, de l’ADP, du phosphate minéral (Pi) et du magnésium (Mg2+). Voir tableau 4). Sa valeur dans les conditions standard biologique est  -7.3 kcal/mol ou – 30.5 kJ/mol.

 

Tableau 4 - Exemples dans quelques types cellulaires. Calculer DG’ cf. Lehninger

 

Concentrations des nucléotides et de phosphate et DG’ correspondantes dans quelques types cellulaires

Types cellulaires

Concentration en mM
En kJ/mol

ATP

ADP

Pi

DG°’

DG’ (298° K)

Erythrocyte humain

2.25

0.25

1.65

- 30.5

 

Hépatocyte de rat

3.38

1.32

4.8

- 30.5

 

Erythrocyte

2.25

0.25

1.65

- 30.5

 

Cellule d’E. coli

7.90

1.04

7.9

- 30.5

 

 

 

2.4.3 - Rôle central de l’ATP dans la cellule

1) -. L'ATP est donneur du groupement phosphate et de l’énergie dans les réactions de phosphorylation. C’est son groupement phosphate terminal qui est fixé sur les accepteurs pauvres en énergie.  En outre ces réactions  sont catalysées par des enzymes spécifiques de ATP et ADP car elles disposent de sites catalytiques actifs qui s'adaptent uniquement à l’ATP et l’ADP. L'ATP-ADP joue alors le rôle de navette de transfert de groupement phosphate avec la direction allant des composés phosphorylés riches en énergie vers les composés phosphorylés  pauvres en énergie.

 

            2) -  L’ATP apporte l'énergie nécessaire dans les réactions endergoniques et leur permet de se dérouler spontanément.  Ces types de réaction sont souvent catalysés par les ligases ou les synthétases. Dans ces réactions ATP n’est pas hydrolysé. Il se forme au contraire un composé phosphorylé ou adénylé intermédiaire. Les radicaux pi et AMP fixé sont libérés à la fin de la réaction. Un exemple est donné par la synthèse de la glutamine catalysée par la glutamine synthétase.

 

Exemple 1 : La réaction globale d’amidation suivante requiert de l’énergie apportée par l’ATP.

Glutamate + ATP + NH3 ¾® glutamine + ADP + Pi          

Elle se fait en 2 étapes :

- Glutamate +  ATP ¾® glutamyl-phosphate + ADP   

- glutamyl-phosphate + NH3 ¾® glutamine + Pi

 

On peur montrer l’apport de l’énergie de la façon suivante

Glutamate + NH3 ¾® glutamine                                         ΔG1°’ = + 14,2 kJ/mol

ATP + H2O ¾® ADP + Pi                                                   ΔG2°’ = - 30,5 kJ/mol            

Glutamate + ATP + NH3 ¾® glutamine + ADP + Pi           ΔG°’ = ΔG1°’ + ΔG2°’ = -16,3 kJ/mol

La réaction globale devient spontanée

 

 

Exemple 2 : La réaction d’activation des acides gras avec l’acétate comme le premier qui donne l’acyl-CoA requiert de l’énergie apportée par l’ATP. La réaction globale est :

            Acétate + HSCoA + ATP ¾® Acétyl~CoA + AMP + PPi

Cette réaction  se déroule en 2 étapes.

            - Acétate + ATP ¾® Acétyl~adénylate + PPi

            - Acétyl-adénylate + HSCoA ¾® Acétyl~CoA + AMP

 

On peur montrer l’apport de l’énergie de la façon suivante

            Acétate + HSCoA ¾® Acétyl~CoA + H2O                          ΔG1°’ = + 31,4 kJ/mol

ATP + H2O ¾® ADP + Pi                                                   ΔG2°’ = - 30,5 kJ/mol            

            Acétate + HSCoA + ATP ¾® Acétyl~CoA + AMP + PPi    ΔG°’ = ΔG1°’ + ΔG2°’ = + 0,9 kJ/mol

Bien que ΔG°’de la réaction globale soit positive donc endergonique, la réaction est rendue possible par l’hydrolyse de PPi par les pyrophosphatases, qui fournit – 33.5 kJ/mol supplémentaires.

2.5 - PRINCIPE DE L'INTERMEDIAIRE COMMUN ET DU COUPLAGE ENERGETIQUE : réactions couplées

Les réactions cellulaires de biosynthèse et de catabolisme nécessitent un apport d'énergie. Ce sont des réactions endergoniques. Cette énergie peut être fournie par une réaction exergonique.

 

            - Sur le plan thermodynamique, il suffit que l'énergie dégagée par la réaction exergonique soit au moins égale en valeur absolue à l'énergie requise par la réaction endergonique de telle sorte que l'ensemble du système soit un système exergonique.

            - Sur le plan biochimique la condition précédente est aussi nécessaire mais non suffisante. Il faudrait aussi que les deux réactions concernées soient simultanées et se déroulent en un même lieu de la cellule. C'est rarement le cas. Lorsque cela est possible une partie de l’énergie fournie par une réaction exergonique est récupérée pour former de l'ATP, énergie chimique, qui peut être transportée d'un lieu à un autre.

 

Ainsi l'hydrolyse du phosphoénolpyruvate (PEP) est exergonique et son énergie sert à former de l'ATP dans la réaction retrouvée dans la glycolyse :

 PEP + ADP ¾® Pyruvate + ATP

La phosphorylation du glucose est une réaction endergonique. L'énergie dont elle a besoin sera fournie par l'ATP.

            Glucose + ATP ¾® Glucose-6-phosphate + ADP

ATP  est l'intermédiaire commun de ces deux réactions et ces 2 réactions sont dites couplées. On dit qu’il y a couplage énergétique.

3 - POTENTIEL D'OXYDOREDUCTION

3.1 - NOTION DE POTENTIEL D'OXYDOREDUCTION

            Les oxydations cellulaires sont une suite de réactions mettant en jeu des hydrogènes ou des électrons. L'accepteur final des hydrogènes ou des électrons est l'oxygène. On distingue :

·         Oxydation = perte d'hydrogènes ou d'électrons

·         Réduction = gain d'hydrogènes ou d'électrons

                        Les types de réactions rencontrées sont alors :

                        Ared  ¬¾® Aox + ne

                        SH2  ¬¾® S + 2H+ + 2e

 

Les oxydations et les réductions sont toujours couplées d'où le terme d'oxydoréduction. En effet les électrons cédés par le composé donneur (qui s’oxyde) sont récupérés par le composé accepteur (qui se réduit). Le composé donneur est un réducteur, le composé accepteur est un oxydant. L'aptitude d'un composé à perdre ou à recevoir des électrons est caractérisée par une constante (K) mais aussi par son potentiel redox (E) qui est une force électromotrice. Le couple forme oxydée et forme réduite d’un même composé (A/A+) est appelé un couple Redox.

 

Soient les 2 types de couple Redox

Ared  ¬¾® Aox + ne             (1)

            SH2  ¬¾® S + 2H+ + 2e                 (2)

 


Chaque système est caractérisé par 2 paramètres, sa constante de dissociation et son potentiel redox

- La constante de dissociation K est définie par :

 

 

 

 


- Le potentiel redox (d’oxydoréduction) donné  par la formule de NERNST :

  

 

[Ared], [Aox], [S], [SH2], [H+] : concentrations des réactants en mol/l.

EA : le potentiel redox du couple A/A+  en Volt (V).

EA° : le potentiel redox standard ou de demi-vie en Volt (V).

n : le nombre d’électrons échangés

R : la constante des gaz parfaits égale à 8,314 J/mol/°K.

T : la température en degré Kelvin (°K).

F : la constante de Faraday égale à 96 500 coulombs.

3.2 - reaction D'OXYDOREDUCTION

            La réaction mettant en jeu l’échange des électrons entre deux couples redox A/A+ et B/B+ ou entre les couples S1H2/S1 et S2H2/S2 est une réaction d’oxydoréduction.

 

 

Les deux types de couples redox rencontrés en biochimie

A ¬¾® A+ + e

EA

 

S1H2 ¬¾® S1 + 2H+ + 2e

E1

B+ + e ¬¾® B        

EB

 

S2 + 2H+ + 2e ¬¾® S2H2

E2

A + B+  ¬¾® A+ + B

DE = EB - EA

 

S1H2 + S2 ¬¾® S2H2 + S1

DE = E2 E1

 

Le signe de DE renseigne sur le sens d’évolution de la réaction. En effet :

- Si DE > 0 : La réaction est exergonique ou spontanée moyennant catalyse.

          - Si DE < 0 : la réaction est endergonique. Dans ce cas il faut apporter de l'énergie,             

 

3.3  MESURE DU POTENTIEL REDOX

Soient les couples A/A+ et B/B+, dont les potentiels respectifs sont EA et EB,

 

A ¬¾® A+ + e                      EA

B ¬¾® B+ + e                     EB

 

La solution de chaque couple est placée dans un recipient. On introduit dans chaque solution une électrode. On rélise ainsi pour chaque couple une demi-pile (voir schéma). Les deux électrodes sont reliées par un voltmètre. Le circuit est fermé par un pont de KCl. Le dispositif réalisé est une pile (voir figure ).

 


Si A est plus réducteur que B les électrons vont circuler de A vers B. La forme réduite A va perdre des électrons qui vont aller réduire la forme oxydée de B c'est -à-dire B+. Aux bornes du voltmètre on mesure une différence de potentiel (ddp) qui correspond à DE =EB-EA.

 

 

 

Figure 5 – Schéma d’une pile, dispositif de mesure du potentiel d’un couple redox

 

 

          Pour mesurer le potentiel d'un couple redox on réalise comme précédemment une pile et on introduit dans l’une des demi-piles un couple redox de référence dont  E est égal à  0. Ce couple est connu, il s’agit du couple formé par l'hydrogène gazeux à la pression de 1 atmosphère et du proton H+ à la concentration de 1 M à 298 °K.:

 

                        H2  ¬¾®2 H+ + 2e     E = 0    à pH = 0

            Ainsi la ddp, lue au voltmètre, est la mesure du potentiel redox du couple dans la demi-pile de mesure.

3.4 - Conditions standard : CAlcul de E°

Le potentiel redox d’un couple dépend de la concentration des formes réduite et oxydée du couple, de la température et du pH.

 

Pour cette raison on définit  des conditions standard  suivantes :

Ø      Température : 25 °C ou 298 °K

Ø      Concentrations de chacun des réactants dissous égale à 1 M

Ø      Concentration des protons égale à 1 M (pH 0)

 

Dans ces conditions K = 1,  ln K = 0,  on enduit par la formule de NERNST que le potentiel redox standard E = E°.

 

Il peut aussi être obtenu de la façon suivante. Au cours de la dissociation d’un couple rédox il arrive un moment où la concentration de la forme oxydée est égale à la concentration de la forme réduite, soit à mi-dissociation de la forme réduite. K=1. E = E°. C’est pour cela que E° est appelé potentiel redox standard ou de demi-vie.

3.5 - Conditions BIOLOGIQUES : CAlcul de E’ et de E°’

            Dans les tissus ou milieux biologiques où le pH est 7, le potentiel est défini à pH 7. Il est noté E’. Les conditions biologiques standard sont :

 

Ø      Température : 25 °C ou 298 °K

Ø      Concentrations de chacun des réactants dissous égale à 1 M

Ø      Concentration des protons égale à 10-7 M (pH 7)

 

Avec le même raisonnement que précédemment on définit le potentiel redox standard ou de demi-vie à pH 7 noté E°’.

3.6 - VARIATION D'ENERGIE LIBRE DANS LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION

          - Seules les réactions d'oxydoréduction entraînant une augmentation du potentiel (DE>0) sont possibles spontanément moyennant catalyse. Celles qui entraînant une baisse (DE>0) nécessitent de l'énergie.

            - On sait aussi que seules les réactions dont l'énergie libre baisse sont spontanées. Inversement les réactions dont l'énergie libre augmente nécessitent un apport d'énergie.

 

Ainsi dans une réaction d'oxydoréduction qui se déroule spontanément,  l’échange d’électrons entre 2 couples redox A/A+ et B/B+ va entraîner une variation de potentiel positive (DE>0)  alors que sa variation d'énergie libre sera négative; (DG<0), Lorsqu’une réaction évolue dans un sens donnée DG et DE  varient en sens opposé. Il existe une relation entre les deux paramètres :

 

                                   DG  =  - nFDE                        avec DE = EB-EA

 

n :  le nombre d'électrons échangés entre le réducteur et l'oxydant

F : la constante de Faraday et égale à 96 500 coulombs ou 96,5 kJ/V/mol

DE : la variation du potentiel d'oxydoréduction exprimé en volt. Elle est obtenue en faisant la différence entre le potentiel de l’accepteur et le potentiel du donneur des électrons.

 

Dans les conditions standard :

DG° = - nFDE° à pH 0 ou

DG°’ = - nFDE°’ à pH 7

 

3.7 - POTENTIELS STANDARD D'OXYDOREDUCTION DE QUELQUES COUPLES

Les oxydations et réductions à l’intérieur de la cellule vivante sont essentiellement des réactions d’oxydoréduction où intervient rarement l’oxygène. Dans un système mettant en jeu deux couples redox  il est important de savoir dans quel sens va évoluer la réaction. La connaissance des potentiels redox devient très utile comme il a été précisé plus haut. Le tableau suivant fournit les potentiels redox standard de quelques couples générés par l’activité métabolique cellulaire.

 

 

            Sur le tableau 4 les couples sont classés dans l’ordre du potentiel croissant représentant l’échelle thermodynamique. Deux couples NADH,H+/NAD+  et NADPH,H+/NADP+ dont le potentiel redox est égal à – 0.32 occupent une position intermédiaire. Ils sont accepteurs ou donneurs d’électrons dans les réactions biochimiques. Par leur position, leur forme oxydée peut théoriquement recevoir des électrons de tous les couples situés au-dessus d’eux. En revanche leur forme réduite peut théoriquement céder des électrons pour réduire tous les couples en dessous.

 

 

Tableau 6 – Quelques réaction d’oxydoréduction et les potentiels redox standard

 biologiques correspondants.

 

Couples Redox et Réactions de dissociation                                   

E°' (V)

Acétate + 2 H+ + 2e  ¬¾® Acétaldéhyde       

 - 0.58

2 H+ + 2e    ¬¾®   H2                    

 - 0.421

Cétoglutarate + CO2 + 2 H+ + 2e  ¬¾®  isocitrate

 - 0.38

NAD+  +  2 H+  +  2e  ¬¾®  NADH,H+      

 - 0.32

NADP+  +  2 H+ + 2e   ¬¾®    NADPH,H+       

 - 0.32

Acétaldéhyde  + 2 H+ +  2e   ¬¾®  éthanol    

 - 0.197

Pyruvate  + 2 H+ +  2e  ¬¾®  lactate        

 - 0.185

Fumarate + 2 H+ +  2e  ¬¾®  succinate      

 - 0.03

Ubiquinone  + 2 H+ + 2e  ¬¾®   ubiquinol    

 + 0.10

2 Cyt b6 ox   + 2e   ¬¾®    2 Cyt b6 red 

 - 0.06

2 Cyt b559 ox + 2e    ¬¾®    2Cyt b559red 

 + 0.055

2 Cyt. C ox    +  2e    ¬¾®  2 Cyt. C red  

 + 0.254

2 Cyt f ox    + 2e     ¬¾®   2 Cyt f red   

 + 0.365

2 Cyt.a3 ox +  2e     ¬¾®   2 Cyt. a3 red  

 + 0.385

½ O2 + 2 H+ + 2e    ¬¾®  H2O           

 + 0.815

 


3.8 - NADH,H+/NAD+ et FADH2/FAD : DEUX COUPLES REDOX, ACCEPTEURS DES ELECTRONS IMPLIQUES DANS LA PRODUCTION DE L’ATP.

            Les deux couples NADH,H+/NAD+/ et FADH2/FAD sont impliqués dans les réactions d’oxydoréduction du catabolisme ou de dégradations des composés biochimiques

 

Les réactions dans lesquelles ils interviennent sont catalysées par des déshydrogénases. Leur forme réduite est appelée cofacteur réduit riche en énergie car leurs électrons alimentent le transport des électrons dans la chaîne respiratoire à laquelle  est couplée la formation de l’ATP. L’ensemble du processus de la formation de l’ATP, associé au transport des électrons fournis par NADH,H+ ou/et par  FADH2 jusqu’à l’oxygène, s’appelle la phosphorylation oxydative.

3.8.1 – Structure et mécanisme de la prise en charge des électrons et des  protons

           

- NAD+/NADH,H+

            Le site réactif du coenzyme se situe au niveau du noyau pyridine et les étapes de réaction sont les suivantes (figure 5) :

 

La réaction de réduction est la suivante :

            NAD+ + 2e + 2H+ ¬¾® NADH, H+

 

- Le premier électron neutralise la charge positive sur l'azote quaternaire, le second neutralise un proton qu'il transforme en H qui se fixe sur le carbone 4. Il reste un proton qui accompagne la molécule réduite d'où l'écriture NADH,H+ ou NADH+H+.

 

- Sous forme oxydée ces coenzymes n’ont qu’une seule bande d'absorption à 260 nm, due au noyau adénine

            - La réduction de NAD+  s'accompagne d'une modification caractéristique de son spectre d'absorption avec apparition d’une bande à 340 nm. La différence d'absorbance à cette longueur d'onde permet d'évaluer la concentration  de NADH,H+ produit ou disparu  dans une solution. Cette propriété est utilisée pour leur dosage ou pour le dosage des composés dont les réductions ou oxydations leur sont couplées.

 

- FAD/FADH2

            La réaction de réduction est la suivante :

            FAD + 2e + 2H+ ¬¾® FADH2

Le noyau isoalloxazine comporte 2 doubles liaisons conjuguées capables de fixer réversiblement deux atomes d'hydrogène (figure 6). La forme oxydée a une bande d'absorption à 450 nm alors que la forme réduite n’en présente pas. Ce couple redox est un coenzyme groupement prosthétique des déshydrogénases flaviniques encore appelées flavoprotéines. On distingue les flavoprotéines membranaires, non auto-oxydables et les flavoprotéines cytosoliques auto-oxydables  qui peuvent transférer les électrons et les protons directement à l'oxygène.

 

3.8.2 - DG°’ du transfert des électrons jusqu’a l’oxygène

Les électrons de NADH,H+ ou de FADH2 sont transportés à travers la chaîne respiratoire jusqu'à l’oxygène. La circulation des électrons entre les couples NADH,H+/NAD+ ou FADH2/FAD et le couple ½ O2/O2-  entraîne une variation de potentiel DE°’ et par conséquent une variation d’énergie libre DG°’. Cette énergie est la source principale de la synthèse de l’ATP en aérobiose dans la cellule. Les réactions redox mises en jeu sont les suivantes :

 

NADH, H+ + ½ O2  ¾® NAD+ + H2O                       DE°’ = 1,135 V

FADH2 + 1/2O2  ¾® FAD + H2O                            DE°’ = 0,88 V

 

Les DG°’ respectives pour NADH,H+ et FADH2  sont - 219 kJ/mol (ou – 52,4 kcal/mol) et – 170 kJ/mol (ou - 40,7 kcal/mol).

 

Les énergies libres, fournies par l’oxydation de ces composés réduits, permettent à la cellule de fabriquer par le processus de la phosphorylation oxydative à partir de :

                        NADH, H+                   3 ATP

                        FADH2                        2 ATP

Nous désignerons désormais NADH,H+ et FADH2 sous le nom de cofacteurs réduits riches en énergie.

 

 

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