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1 BIOENERGETIQUE Dr. GHRAIRI Taoufik Faculté de Médecince Ibn ElJazar Département de Biochimie Thermodynamique chimique Oxydoréduction Chaîne respiratoire.

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1 1 BIOENERGETIQUE Dr. GHRAIRI Taoufik Faculté de Médecince Ibn ElJazar Département de Biochimie Thermodynamique chimique Oxydoréduction Chaîne respiratoire mitochondriale A.U:

2 2 La bioénergétique, c’est quoi? Catabolisme ATP R° nécessitant de l’énergie aliments  La bioénergétique s’intéresse aux lois qui régissent la production, les échanges d’énergie à l’intérieur de la cellule et les réaction chimiques qui sont impliquées Les êtres vivants utilisent d’énergies pour exécuter des travaux  Ces transferts d’énergies obéissent aux lois de la thermodynamique

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4 4 Bref Historique! La thermodynamique est une science qui naît à la fin du XVIIème siècle. Denis Papin ( ) physicien français, qui a imaginé l’ancêtre des machines à vapeur. von helmholtz (1847)  1 er principe R. Clausius (1865)  2 ème principe J.Gibbs ( )  enthalpie libre (G)

5 5 A pour objet l’étude des échanges d’énergie qui accompagnent les changements d’états d’un système. Repose sur le concept de Système (ouvert, fermé ou isolé) & Deux lois. La thermodynamique : I. INTRODUCTION GENERALE Elle se préoccupe que de l’état initial et final du système. Energie interne (U) : énergie thermique totale

6 6 1 ière Loi : C’est le principe de la conservation de l’énergie U=Q+W U: énergie interne, exprimé en J Q:chaleur échangée w:travail effectué lors du changement (Chimique, électrique…) L’énergie de l’univers est constante. Elle peut être transformée, transportée ; elle ne peut être ni détruite, ni créée.

7 7 Enthalpie H: Energie interne d’un composé chimique déterminer sous forme de chaleur à pression constante dans un calorimètre. ABAB H=H B -H A  Si H<0, le système cède de la chaleur au milieu extérieur La réaction est exothermique  Si H>0, le système absorbe de la chaleur La réaction est endothermique

8 8  Enthalpie standard de formation  Enthalpiede liaison glucose : H f °=-1274 kJ.mol-1 2H + O H 2 O 6C +12H+ 6O C 6 H H=-927 kJmol-1  Loi de Hess L’enthalpie globale d’une réaction est la somme des enthalpies des réactions individuelles qui la composent.

9 9 Définition de l’entropie: - L’entropie «S» est considérée comme un reflet du désordre d’un système. - Toute réaction chimique tendant à diminuer l’ordre dans une molécule est favorisée au plan énergétique L’entropie du système et de son environnement augmente au cours d’une réaction spontané : S>0 2 ème Loi :

10 10 II. Notions d’énergie totale et d’énergie libre Tout composé biochimique possède une énergie interne A pression constante, cette énergie est appelée enthalpie H. La fraction utilisable de cette énergie est appelé énergie libre (G) G=H-T.S  II.1. Définition (exprimée en calorie.mol -1 ou en joule.mol -1 ).

11 11 ABAB On : G=G B - G A Si G<0 (G B <G A ), réaction exergonique et spontanée Si G>0 (G B >G A ), réaction endergonique et non spontanée Si G=0, la réaction est en équilibre Donc G= H-T S en Biochimie en s’intéresse au G

12 12 II.2. Calcul de G aA + bB cC + dD [C] c [D] d [A] a [B] b K=  constante de la réaction : G=G° + RT lnK G= variation de l’enthalpie libre du système. G°= variation de l’enthalpie libre standard. R= constante des gaz parfaits, 1,987 cal/mol ou 8,314 J/mol T= la température Kelvin (t°C + 273) K= constante d’équilibre de la réaction  Relation de Gibs: 

13 13 II.3. Conditions standard et calcul de G° Les conditions standard chimique :  La concentration de chaque réactant est égale à 1 M ou 1 mol/l  La température T est égale à 298°K  La concentration des protons est égale à 1 M soit un pH=0 Dans ces conditions K=1 et lnK=0  G=  G°  G=  G° + RT.lnK =0 A l’équilibre G=0  G=  G° + RT.lnK =0 G° = -RT.lnK e

14 14 II.4. Conditions biologiques et calcul de G’ et G°’ En biologie, les réactions se déroulent à pH 7. La variation d’enthalpie libre est notée G’ G’=G°’ + RT lnK Les conditions standard biologiques sont:  Concentration des réactants dissous =1 M  Température : 25 °C ou 298 °K  Concentration des protons =10 -7 ou pH 7 G°’ dans les conditions standard : G°’=-RT lnKe 

15 15 La phospohoglucoisomérase catalyse la réaction suivante : Expemple: Glucose-6-Phosphate Fructose-6-Phosphate K e =2  G°= -RT lnKe = -8,314x298xln2=-1,7 kJ/mol

16 16 II.5. Nature additives de la variation de G Dans une cellule aucune réaction n’est isolée. A B C D Elle est impliquée dans une séquence de réaction ABAB  G’ AB Pour chaque étape on peut écrire : BCBC CDCD  G’ BC  G’ CD La réaction globale est : A  D  G’ AD G’ AD =G’ AB + G’ BC + G’ CD

17 17 Exp.:Enthalpie libre standard d’hydrolyse de l’ATP ATP + H 2 O ADP + H 3 PO 4  G’°?  ATP + Glucose Glucose-6-phosphate + ADP  Glucose-6-phosphate + H2O Glucose + H 3 PO 4 K e1 =661 G’° 1 =-4 kcal/mol K e2 =171 G’° 2 =-3,3 kcal/mol G°’ ATP =G°’1+ G°’2=-4+(-3,3)=-7,3 kcal/mol  La réaction d’hydrolyse de l’ATP est la somme des deux réactions 1 et 2

18 18 II.6. Enthalpie libre standard d’hydrolyse des liaisons phosphates riches en énergie Le métabolisme cellulaire permet la formation ce liaison phosphate riche en énergie. L’hydrolyse de ces liaisons libère de l’énergie qui peut être utilisée R-OPO 3 + H 2 0 ROH + H 3 PO4 G°’ <0 II.6.1. Les phosphodérivés riches en énergie E

19 19 Phosphodérivés  G°’ kcal/mol Potentiel de transfert Phosphoénolpyruvate (PEP) Phosphoglycérolphosphate Phosphocréatine Acétylphosphate Phosphoarginine ATP Glucose-1-P Fructose-1-P -14,8 -11,8 -10,3 -7,7 -7,3 -5,0 -3,8 14,8 11,8 10,3 7,7 7,3 5,0 3,8 G’°<-7,3 kcal/mol Phosphodérivés à haut potentiel de transfert Exp :  PEP+ ADP pyruvate + ATP (enz. : pyruvate kinase)

20 20 II.6.2. ATP : phosphodérivés essentiel Energie du catabolisme Energie utilisable ds le travail cellulaire et les biosynthèse L’hydrolyse de l’ATP fournit de l’énergie à la cellule L’ATP est présente dans toutes les cellules:10 -4 à M 7,3 kcal

21 21 Rôle de l’ATP Donneur de phosphate (phosphorylation) Donneur de pyrophosphate (activation de B1) Donneur d’AMP (activation des AG ou AA) Donneur d’adénosine (synthèse de coenzyme B12) Donneur d’énergie Energie mécanique Energie osmotique Energie chimique Energie électrique Energie calorique

22 22 7. Principe du couplage des réactions Les réactions cellulaires de biosynthèse et de catabolisme nécessitent un apport d’énergie (R° endergoniques). Cette énergie peut être fournie par une R° exergonique. A V + B + W Il suffit au moins que: E 1  = E 2  R° exerg.: R° enderg.: Valable pour des réactions simultanées et se déroulent en un même lieu de la cellule. L’ATP peut être transportée d’un lieu à un autre E1 E2

23 23 PEP + H 2 O Pyruvate + Pi ADP + Pi H 2 O + ATP G’°=-50 kJ.mol -1 G’°=+30 kJ.mol -1 Exemple de couplage : PEP + ADP Pyruvate + ATP G’°=-15 kJ.mol -1   Glucose + Pi Glucose-P + ADP G’°=+15 kJ.mol -1 ATP + H 2 O ADP + Pi G’°=-30 kJ.mol -1 Glucose + ATP Glucose-P + ADP G’°=-15 kJ.mol -1 pyruvate kinase hexokinase

24 24  Phosphocréatine+H 2 O Créatine + Pi G’°=-44 kJ.mol -1 ADP + Pi ATP + H 2 O G’°=+30 kJ.mol -1 Phosphocréatine + ADP Créatine + ATP G’°=-13 kJ.mol -1 Créatine P-kinase Phosphocréatine est très importante dans le muscle caridiaque

25 25 Les différent types de couplages cellulaires couplage chimio-chimique (couplage d'une réaction exergonique à une réaction endergonique). coulage chimio-osmotique (couplage d'une réaction exergonique à un transport de matière défavorisé). couplage osmo-chimique (couplage d'un transport spontané de matière à une réaction endergonique).

26 26 RESUMÉ Les transferts d’énergie dans les systèmes biologiques obéissent aux loi générales de la thermodynamique - L’énergie n’est pas gratuite (1er principe), - Les transformations spontanées induisent un gaspillage d’énergie vers des formes moins «nobles», notamment un échange sous forme de chaleur (2ème principe). Il est bon d’insister sur la différence entre G et  G°! - G° est une constante pour une réaction chimique. - la valeur de G dépend des concentrations respectives des réactants et c’est le signe de G qui dans des conditions déterminées indique le sens de la réaction

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28 28 I. REACTION D’OXYDO-REDUCTION I.1. Définition Les réactions d’oxydo-réduction font intervenir des transferts d’électrons d’un composé à un autre. Oxydation: perte d’électrons Cu é Cu Bilan Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu ox2 red2 (Zn 2+ /Zn) et (Cu 2+ /Cu) sont des couples redox (ou des demi- piles) Zn Zn é red1 ox1 Réduction : gain d’électrons

29 29 I.2. Notion de potentiel redox Les réactions rédox sont caractérisées par un potentiel d’oxydo-réduction (E). Formule de Nerst: E=E°+ RT ln[oxy]/[red] E°: potentiel standard [oxy]; [red]: concentrations des formes oxydées et réduites n: nombre d’électrons échangés R: constante des gaz parfaits = 1,987 cal/mol ou 8,314 J/mol T : température en °K F : 1 Faraday=23060 cal.V -1 Ainsi: pour Cu 2+ /Cu  E=E°+RT/nF *ln([Cu 2+ ]/[Cu]) Zn 2+ /Zn  E=E°+RT/nF *ln([Zn 2+ ]/[Zn]) nF  Fumarate succinate Exp. de R° de réduction: Il mesure la tendance à céder des é (le pouvoir réducteur)

30 30 Le potentiel d’oxydo-réduction est mesuré par rapport à un couple de référence: l’électrode à hydrogène. H + + é ½H 2 E°=0 par définition Ainsi : Cu é Cu E°= +0,35 Zn é Zn E°= -0,75 E°<0  la substance a une affinité faible pour les électrons E°>0  la substance a une affinité élevée pour les électrons D’où pour le système E°=E° Cu - E° Zn =0,35+0,75=1,1v Si E°>0: réactions d’oxydo-red. possible spontanément Si E°<0: réactions d’oxydo-red. non possible nécessitent de l’énergie oxydantréducteur

31 31 I. 3. Mesure du potentiel redox Solution de sulfate de Zinc (Zn 2+ + SO 4 2- ) Pont salin Lame de Zn Lame de Cu Ions SO 4 2- Sens du courant Sens de passage des électrons Solution de sulfate de cuivre (Cu 2+ + SO 4 2- ) Les cellules électrochimiques (pile Daniel): E° sont définis par rapport au potentiel d’une électrode à hydrogène E°=0 (H + /H).

32 32 I.4. Conditions standard : calcul de E° E° d’un couple dépend de la concentration des formes réduite et oxydée, de la température et du pH Pour cette raison on défini les conditions standard suivante:  Température: 25 °C ou 298 °K  Concentration de chacun des réactant dissous = à 1 M  Concentration des protons égale à 1 M (pH 0) Dans ces conditions ln[oxy]/[red]=0 Formule  en déduit que E=E°

33 33 I.5. Conditions standard biologiques : calcul de E’ et E°’ Ds les tissus biologiques le pH est 7. Le potentiel est défini à pH 7. Il est noté E’. Les conditions biologiques standard sont:  Température: 25 °C ou 298 °K  Concentration de chacun des réactant dissous = à 1 M  Concentration des protons égale à M (pH 7) Avec le même raisonnement on définit le potentiel redox standard noté E°’.

34 34 I.6. Variation d’énergie libre dans les réactions redox On sait que : - Seules les R° rédox dont E>0 sont spontanées - Seules les R° dont G<0 sont spontanées Ainsi ds une R° d’oxydo-réduction spontanée, E>0 et G<0 La relation ente les deux paramètre est: G=-nF E  n: nombre d’électrons échangés entre le réducteur et l’oxydant F: Constante de Faraday E= variation du potentiel en volt =différence entre le potentiel de l’accepteur et le potentiel du donneur d’électrons Ds les condition standard chimiques: G°=-nF E° à pH 0 biologiques: G°’=-nF E°’ à pH 7

35 35 I.7. Potentiels standard d’oxydoréduction de quelques couples Couples Redox et R° de dissociationE°’ Acétate + 2H + + 2é  acétaldéhyde 2H + + 2é  H 2 Cétoglutarate + CO 2 +2H+ +2é  isocitrate NAD + + 2H + +2é  NADH,H + NADP + + 2H + +2é  NADPH,H + Acétaldéhyde + 2H + + 2é  éthanol Pyruvate + 2H + +2é  lactate Fumarate +2H + +2é  succinate Ubiquinone + 2H + +2é  ubiquinol 2Cyt b 6 ox +2é  2 Cyt b 6 red 2Cyt C ox +2é  2 Cyt C red 2Cyt f ox+2é  2 Cyt f red 2Cyt a 3 ox +2é  2 Cyt a 3 red ½ O 2 + 2H + +2é  H ,58 -0,421 -0,38 -0,32 -0,197 -0,185 -0,03 +0,1 -0,06 +0,254 +0,365 +0,385 +0,815 Les deux couples NADH,H + /NAD + et NADPH,H + /NADP + occupent une position intermédiaire. Ils sont accepteurs ou donneurs d’é dans les R° biochimiques

36 36 II. NADH, H + et FADH 2 /FAD : deux couples redox, accepteurs d’électrons impliqués dans la production d’ATP Nicotinamide Adénine Dinucléotide (NAD) Flavine adénine dinucléotide (FAD) NADH,H + /NAD + et FADH 2 /FAD sont impliqués ds les R° redox du catabolisme catalysées par les Déshyrogénases.

37 37 Nicotinamide Adénine Dinucléotide (NAD) E°’=-0,32 v E°’=-0,22 v Flavine adénine dinucléotide (FAD)  Ainsi le NAD est le coenzyme le plus réducteur, ensuite vient le FAD.

38 38 Ubiquinol/Ubiquinone ou coenzymeQ/coenzymeQH 2 E°’=0,04 Coenzyme Q est un transporteur d’hydrogène liposoluble

39 39 les Cytochromes Chromoprotéines ayant un groupement prosthétique Au niveau de l’hème, l’atome de fer oscille entre les états Fe 2+ (ferreux) et Fe 3+ (ferrique) 2Fe é 2Fe 2+ exemple : cytochrome b: E°’=0,04 v cytochrome c: E°’=0,26 v

40 40 - G’ du transfert des é jusqu’à l’oxygène Les électrons de NADH, H + et de FADH 2 sont transportés à travers la CR jusqu’à l’oxygène. NADH, H + +½O 2 NAD + +H 2 O FADH 2 + H + +½O 2 FAD + H 2 O E°’=1,135 v E°’=0,88 v NADH, H +, FADH2 sont donc des cofacteurs réduits riches en énergie G°’=-52,4 kcal G°’=-40,7 kcal 3 ATP 2 ATP

41 41 RESUMÉ R° d’oxydoréductionRéaction mettant en jeu l’échange des électrons entre deux couples Redox Oxydation : perte d’électrons :H 2  2H + + 2é Réduction : gain d’électrons : ½O 2 + 2é  O 2- Total : H 2 + ½O 2  H 2 O Potentiel standard biologique E°’ E°<0  la substance a une affinité faible pour les é E°>0  la substance a une affinité élevée pour les é Différence de potentiel EE  E=E(accepteur)-E(donneur) Travail de transport d’électrons Equation de Nerst E=E°+RT*log([ox]/[red])/nF E°: potentiel standard n: nombre d’électrons échangés R: constante des gaz parfaits=8,314 J/mol T : température en °K F : constante de Faraday=96500 coulombs Relation entre  G° et  E°  G°=-  E°.n.F

42 42 BIOENERGETIQUE Dr. GHRAIRI Taoufik Faculté de Médecince Ibn ElJazar Département de Biochimie  Chaîne respiratoire  A.U:

43 43 Rappel - Plusieurs réactions d’oxydo-réduction dans la cellules. ½O 2 +2H + +2é H 2 O NAD + + 2H + + 2é NADH, H + E°’=+0,82 v E°’=-0,32 v G°’=-52,4 kcal E°’= E°’ accept - E°’ donneu =0,82-(-0,32)=+1,14 v NADH, H + +½O 2 NAD + +H 2 O

44 44 - NADH, H+ et FADH2 sont accepteurs d’électrons impliqués dans la production d’ATP Nicotinamide Adénine Dinucléotide (NAD) Flavine adénine dinucléotide (FAD) - L’ATP est phosphodérivés essentiel mais…! - L’hydrolyse de ces liaisons libère de l’énergie utilisable

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46 46 1. INTRODUCTION L’ATP est la seule source universelle d’ATP pour la cellule 3 modalités de formation d’ATP dans la cellule: 2. Phosphorylation au niveau du substrat 3. Phosphorylation Oxydative PEP + ADP pyruvate + ATP 1. Phosphorylation photosynthétique Glucose 6CO 2 +2ATP+2GTP +10 NADH,H + + 2FADH 2 Ré-oxydation dans la mitochondrie Transfert d’é jusqu’à l’Oxygène

47 47 2. LOCALISATION La respiration cellulaire se déroule dans la mitochondrie Aspect morphologique: 2 mb séparées par un espace intermembranaire Mb externe uniforme, continu et semi-perméable mb interne forme des crêtes et imperméable aux ions un espace intermembranaire Un milieu intérieur, appelé matrice

48 48 3. Transport d'électrons 3.1. Principe  Le transport ne peut se faire que dans le sens des potentiels croissants.  Dans la CR les é se déplacent du NADH (E°’=-O,32 V) vers l’oxygène (E°’=+0, 816 V)

49 49 Pourquoi une chaîne de transport d’e-? NADH / FADH2: donneurs d’e- (E°<0) Oxygène : accepteur d’e- (E°>0) Explosion et dissipation sous forme de chaleur. A partir du NADH, les e- passent d’un complexe à l’autre en perdant peu à peu leur énergie.  G énorme

50 Chaine de transport des électrons  Elle sert à fractionner l’énergie des électrons qui vont passer du NADH,H + à l’O 2 via des transporteurs. Flavines Complexes Fe-S Quinones Hèmes  Ils se trouvent liés à des protéines, à l’exception des quinones (On les considères comme des groupes prosthétiques d’enzymes)  Les transporteurs sont :

51 51 FAD et FMN le FAD est un dinucléotide construit sur l'adénosine

52 52 Ubiquinone et ubiquinol Un composé terpénique (lipide) très soluble dans les lipides et pouvant facilement diffuser dans le plan de la bicouche

53 53 Les protéines à centre fer-soufre Appelées protéines à fer non-hémique On connaît des protéines à centre mononucléaire (FeS), à centre binucléaire (2Fe2S)

54 54 Hemes et cytochromes - Les groupements hèmes (a, a3, b, c, c1) varient par la nature des chaînes carbonées attachés au noyau porphyrine.

55 55 1. Introduction-Définition 2. Localisation 3. Transport d'électrons 4. Séquence du transport d’électrons dans la membrane mitochondriale 4.1. Complexe I-NADH, H+-CoQ réductase 4.2. Complexe II-Succinate-CoQH2 réductase 4.3. Complexe III-CoQH2- Cythochrome réductase 4.4. Complexe IV-Cytochrome réductase 4.5. Organisation du transport des électrons dans la CR 5. Création de gradient de densité de protons et synthèse de l’ATP 5.1. Gradient de densité de protons 5.1. Mécanisme de formation de l’ATP 6. Inhibiteurs du complexe ATP synthétase 6.1. Oigomycine 6.2. Les découplants 7. Déficiences héritées liées à la phosphorylation oxydative Partie III- Chaîne respiratoire et Phosphorylation oxydative

56 56 4. Séquence du transport d’électrons dans la membrane mitochondriale 4 complexes multienzymatiques de transporteurs d’é: Complexe I: NADH, H+-CoQ Réductase Complexe II: Succinate-CoQ Réductase Complexe III: CoQH 2 -Cytochrome c Réductase Complexe IV: Cytochrome c Oxydase Un 5ème complexe, ATP synthase responsable de la phosphorylation de l’ADP en ATP L’ATP translocase permet le transport de l’ATP synthétisé vers l’eIM en échange d’un ADP (antiport ATP-ADP )

57 Complexe I- NADH, H + -CoQ réductase Est un énorme assemblage protéique (750 kD, 26 s/unités) Il catalyse l’oxydation du NADH et la réduction du coQ (Ubiquinone) NADH, H+ déshydrogénase à FMN est l’enzyme principal du complexe  G°’=-73 kJ

58 Complexe II- Succinate-CoQ réductase La succinate DHase est l’enzyme du complexe Assemblage de 200 kD, 8 s/unités Cette R° à un G insuffisant pour former de l’ATP  G°’=-2,9 kJ Il fait partie du cycle de Krebs

59 Complexe III: CoQH2-Cytochrome c Réductase constitué de 2 cyt b, 1 cyt C1 et d’une protéine Fe-S, en plus de l’enzyeme : coenzyme Q-cytochrome oxyréductase L’énergie libérée est utilisée pour pomper des protons depuis la matrice vers l’espace inter-mb. (3 H + ) 250 kD, 11 /unités  G°’=-39 kJ

60 Complexe IV: Cytochrome c oxydase Enzyme : cytochrome oxydase L’énergie libérée est utilisé par l’enzyme pour pomper des protons depuis la matrice vers l’espace inter-mb. (4 H + ) Renferme un cyt a et 2 cyt a3 (associé à 2 atomes de cu)  G°’=-106 kJ

61 Organisation du transport des électrons dans la CR 3 complexes enzymatiques: Complexe I: NADH déshydrogénase Complexe III: CoQH 2 -cytochrome c réductase Complexe IV: cytochrome oxydase 2 transporteurs d’électrons (mobiles) Coenzyme Q = Ubiquinone Cytochrome c NADH, H + FADH 2

62 62 La circulation d’électrons entraîne une variation de potentiel E°’ ainsi qu’ une variation d’énergie libre G°’ NADH, H + + ½0 2 NAD + + H 2 O FADH 2 + ½0 2 FAD + H 2 O  E°’=1,135V et  G°’=-52,4 kcal  E°’=0,88V et  G°’=-40,7 kcal 1 molécule de NADH oxydée 3 molécules d’ 1 molécule de FADH2 oxydée 2 molécules d’ ATP

63 63 5. Création de gradient de densité de protons et synthèse de l’ATP 5.1. Gradient de densité de protons Les complexes I, III et IV pompe des H + Il se forme un gradient électrochimique 2 composantes : - potentiel transmembranaire (-60 mv) - gradient chimique

64 Mécanisme de formation de l’ATP (Théorie de Mitchell) La Théorie de Mitchell: Il s’agit du couplage entre la phosphorylation et l’oxydation par l’intermédire d’un gradient de protons - Le flux d’électrons est un processus exergonique NADH, H + +½O 2 NAD + +H 2 O G°’=-52,4 kcal - La phosphorylation est un processus enderognique ADP + Pi H 2 O + ATP G’°=+7,3 kcal

65 65 Lorsque la CR fonctionne le gradient de protons se forme Les H + situés dans l’espace intermembranaire traverser la membrane interne au niveau du « tunnel à H + » de l ’ATPase. pH 7,6 pH 6,2 [H + ] eim > [H+] mat (X 25 fois)

66 66 - Composition et structure de l’ATP synthétase Elle est composée de 2 grandes parties : F 0 et F 1 Elle pompe les H + de l’espace intermembranaire vers la matrice  3H + contre une molécule d'ATP synthètisé

67 67 La dissipation du gradient électrochimique, au travers la membrane, génère de l’énergie libre qui est utilisé pour la formation de l’ATP par l’ATPase En resumé

68 68 - Contrôle de la phosphorylation oxydative Au repos: [ATP]>[ADP] Lors d’un effort: [ATP] (-50%) et [ADP] (10 à 100X) [ADP] cyt [ADP] mit Activat° de l’ATPase Phosphorylat° de l’ADP(Gradient H + ) Pompage de H + R° redox couplées à ce pompage Accélération de l’oxydation des substrats et consommation O 2 La teneur en ADP assure le contrôle de la Posporylation oxydative

69 Transport de molécules à travers la membrane interne - Système ADP/ATP translocase L'entrée d'ADP dans la matrice est couplée à la sortie d'ATP (antiport)

70 70 6. Inhibiteurs de la phosphorylation oxydative Les inhibiteurs du transport d’électrons Exemples: Antymicine A, Cyanure, Amytal Il n’y a pas de création de force protonmotrice, donc pas d’ATP L’inhibition se fait au niveau de F0, Dissipent le gradient de protons sans perturber le transport d’é. Les inhibiteurs de la phosphorylation oxydative Exemples: Oligomycine Les découplants Exemples:2,4 dinitophénol (DNP), Hormones thyroïdiennes, arséniate (ArO 3 2- ), AG non estérifiés

71 71 T 6.1. Oligomycine L’oligomycine est un antibiotique, elle se fixe sur le canal protonique de F 0 et le bloque Oligomycine

72 72 T 6.2. le 2,4 dinitophénol (DNP) Le DNP est dissous ds les lipides de la mb interne qu’il rend perméable aux protons. 2,4 DNP H+H+ Les découplants sont des activateurs de la respiration et des oxydation cellulaires

73 73  Arséniate (ArO 3 2- ) Ce découplant est un analogue structural de l’ion phosphate (substrat de l’ATPase) Il entre en compétition avec le Pi pour la R° de phosphorylation de l’ADP Arséniate Formation d’ADP arsénylé, qui s’hydrolyse immédiatement en libérant de l’énergie sous forme de la chaleur

74 74 Complexe I: Roténone, Barbituriques Complexe II: Malonate Complexe III: Antymicine A, Myxothiazol Complexe IV: Cyanure, Oxyde de carbone, azide de sodium Complexe F 0 -F 1 : Oligomycine ATP translocase : Atractylate Resumé des inhiniteurs de la CR

75 75 7. Déficiences héritées liées à la phosphorylation oxydative L’ADN mitochondrial Dans la matrice Circulaire Deux brins Taille: 16,5 kilobases chez l’homme 78,5 kilobases chez la levure Pas d’introns chez l’homme Hérédité maternelle La mitochondrie contient environ 100 protéines. 13 protéines, engagées ds la CRM sont synthétisées ds la mitochondrie à partir de l’ADN mit Les cellules contiennent 100 à de mitochondries

76 76 7. Déficiences héritées liées à la phosphorylation oxydative Les défaut observées ds la POx sont dus aux mutations de l’ADN mit. Ces défauts affectent essentiellement les tissus grands consommateurs d’ATP Expemple: Neuropathie optique de Leber (perte bilatéral de la vision central par manque de production d’ATP): mutation du gène codant pour la NADH déshydrogénase Syndrome de Kearns-Sayre: mutations ponctuelles touchant les gènes codant pour l’ATPase (atteinte des muscles) Ces pathologies sont généralement à hérédité maternelle

77 77 Merci

78 78

79 79 - Contrôle de la phosphorylation oxydative : régulation par l’ADP Au repos: [ATP]>[ADP] ds cytoplasme et mitochondrie Lors d’un effort: [ATP] diminue (-50%) et [ADP] augmente considérablement (10 à 100X) l’augmentation de la [ADP] cyt active les Protéines de transport de l’ADP L’ADP entre ds la matrice de la mitochondrie L’aug. [ADP] mit active l’ATPase qui phosphoryle aussitôt cet ADP Diminution du gradient de protons autour de la mb. interne Facilitation du pompage de H + par les comp. I, III et IV Facilitation des R° redox couplées à ce pompage Accélération de l’oxydation des substrats(NADH et Succinate) et de la consommation de l’oxygène


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