BIOENERGETIQUE Thermodynamique chimique Oxydoréduction Faculté de Médecince Ibn ElJazar Département de Biochimie A.U: 2010-2011 BIOENERGETIQUE Thermodynamique chimique Oxydoréduction Chaîne respiratoire mitochondriale Dr. GHRAIRI Taoufik

Ces transferts d’énergies obéissent aux lois de la thermodynamique La bioénergétique, c’est quoi? Les êtres vivants utilisent d’énergies pour exécuter des travaux 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 éléments nutritives sont dégradés (catabolisme) dans la cellule de tel façon que l’énergie libéré soit récupérée par fractions successives. les aliments sont constitués de molécules organiques dont le contenu énergétique est élevé (glucides, lipides et protides). L’énergie des élements nutririves n’apparaît pas d’un seul coup dans la cellule,les différents constituants sont dégradés (cataboilisme) et au cours d’étapes oxydatives ils cèdent leurs éléctrons de telle sorte que l’énergie libérée soit récupérée par fractions successives et finalment transférée à des composés particuliers: Les éléments nutritives sont dégradés (catabolisme) dans la cellule de tel façon que l’énergie libéré soit récupérée par fractions successives L’énergie est transférée à des composés particuliers «riches en énergie» tel que l’ATP. Les transferts d’énergies obéissent aux lois de la thermodynamiques Ces transferts d’énergies obéissent aux lois de la thermodynamique

THERMODYNAMIQUE

Bref Historique! La thermodynamique est une science qui naît à la fin du XVIIème siècle. Denis Papin (1647-1714) physicien français, qui a imaginé l’ancêtre des machines à vapeur. von helmholtz (1847) 1er principe R. Clausius (1865)  2ème principe J.Gibbs (1839-1903)  enthalpie libre (G)

I. INTRODUCTION GENERALE La thermodynamique : Repose sur le concept de Système (ouvert, fermé ou isolé) & Deux lois. A pour objet l’étude des échanges d’énergie qui accompagnent les changements d’états d’un système. Energie interne (U) : énergie thermique totale Elle décrit uniquement les états initiaux et finaux des systèmes en évolution et dresse le bilan énergétique du système Elle ne cherche pas à élucider les mécanismes des transformations. réaliser. Le premier principe de la thermodynamique permettra de prévoir le signe et la valeur de ces variations. Elle se préoccupe que de l’état initial et final du système.

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

Enthalpie H: Energie interne d’un composé chimique déterminer sous forme de chaleur à pression constante dans un calorimètre. H=HB-HA A B Si H<0, le système cède de la chaleur au milieu extérieur La réaction est exothermique Cet appareil est une enceinte tenue à volume constant dans laquelle se déroule la réaction. Pour éviter les échanges thermiques, une enceinte interne est en contact avec un bain dont la température est instantanément ajustée à celle de l’enceinte tout au long du processus. Si H>0, le système absorbe de la chaleur La réaction est endothermique

Enthalpie standard de formation 6C +12H+ 6O C6H1206 glucose : Hf°=-1274 kJ.mol-1 Enthalpiede liaison 2H + O H2O H=-927 kJmol-1 Loi de Hess - Est l’enthalpie standard de réaction pour la formation d’un composé à partir de ses éléments dans leur état le plus stable à une température particulière et à 1 bar de pression, soit leur état de référence. - Correspond à la variation d’enthalpie standard de l’établissement d’une liaison. L’enthalpie globale d’une réaction est la somme des enthalpies des réactions individuelles qui la composent.

Définition de l’entropie: 2ème Loi : L’entropie du système et de son environnement augmente au cours d’une réaction spontané : S>0 Définition de l’entropie: - L’entropie «S» est considérée comme un reflet du désordre d’un système. Toute réaction spontanée est capable de fournir du travail. Pour effectuer une telle réaction en sens inverse, il faut apporter un supplément d’énergie au système. - Toute réaction chimique tendant à diminuer l’ordre dans une molécule est favorisée au plan énergétique

G=H-T.S II. Notions d’énergie totale et d’énergie libre II.1. Définition 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) La valeur absolue de l’énergie libre d’un composé isolé n’a que peu d’intérêt en biochimie, mais il importe au cours d’une réaction biochimique de connaître la variation de l’énergie libre (G), jusqu’à l’état final . G=H-T.S  (exprimée en calorie.mol-1 ou en joule.mol-1).

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

constante de la réaction : 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 Relation de Gibs:  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

G° = -RT .lnKe 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° + RT .lnK G=G° =0 A l’équilibre G=0 G=G° + RT .lnK =0 On peut calculé G° d’une autre manière. En effet…. Rq: 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 G° = -RT .lnKe 

G’=G°’ + RT lnK G°’=-RT lnKe 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 L’application des realtions thermodynamique aux R° biochimiques a conduit à adopter diverses conventions pour la définition des conditions standard qui est définie comme suit par la relation suivante: Et Comme précédemment, avec le même raisonnement, on déduit une relation pour calcul de G°’ dans les conditions standard : G°’ dans les conditions standard : G°’=-RT lnKe 

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

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

G°’ATP=G°’1+ G°’2=-4+(-3,3)=-7,3 kcal/mol Exp.: Enthalpie libre standard d’hydrolyse de l’ATP G’°? ATP + H2O ADP + H3PO4  ATP + Glucose Glucose-6-phosphate + ADP Ke1=661 G’°1=-4 kcal/mol  Glucose-6-phosphate + H2O Glucose + H3PO4 Ke2=171 G’°2=-3,3 kcal/mol La réaction d’hydrolyse de l’ATP est la somme des deux réactions 1 et 2 G°’ATP=G°’1+ G°’2=-4+(-3,3)=-7,3 kcal/mol

II.6.1. Les phosphodérivés riches en énergie II.6. Enthalpie libre standard d’hydrolyse des liaisons phosphates riches en énergie II.6.1. Les phosphodérivés 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PO3 + H20 ROH + H3PO4 G°’ <0 E

Phosphodérivés à haut potentiel de transfert 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 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. Exp :  PEP+ ADP pyruvate + ATP (enz. : pyruvate kinase)

II.6.2. ATP : phosphodérivés essentiel L’ATP est présente dans toutes les cellules:10-4 à 10-3 M L’hydrolyse de l’ATP fournit de l’énergie à la cellule Energie du catabolisme Energie utilisable ds le travail cellulaire et les biosynthèse 7,3 kcal Présent da ns tous les êtres vivants_ souligne l’intérêt de cette molécule comme carrefour métabolique de tous les échanges d’énergies

Donneur de phosphate (phosphorylation) Rôle de l’ATP Donneur d’énergie Energie mécanique Energie osmotique Energie chimique Energie électrique Energie calorique Donneur de phosphate (phosphorylation) Donneur de pyrophosphate (activation de B1) Des enzymes transfèrent souvent une partie de la structure chimique l’ATP et en plus de l’énergie. Donneur d’AMP (activation des AG ou AA) Donneur d’adénosine (synthèse de coenzyme B12)

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. R° exerg.: A V + E1 R° enderg.: B + W E2 Il suffit au moins que: E1 = E2 . C’est rarement le cas et utilisée son énergie d’hydrolyse dans ces R° endergoniques. 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

Glucose + Pi Glucose-P + ADP G’°=+15 kJ.mol-1 Exemple de couplage : G’°=-50 kJ.mol-1  PEP + H2O Pyruvate + Pi ADP + Pi H2O + ATP G’°=+30 kJ.mol-1 PEP + ADP Pyruvate + ATP G’°=-15 kJ.mol-1 pyruvate kinase ATP + H2O ADP + Pi G’°=-30 kJ.mol-1  Glucose + Pi Glucose-P + ADP G’°=+15 kJ.mol-1 Glucose + ATP Glucose-P + ADP G’°=-15 kJ.mol-1 hexokinase

Phosphocréatine+H2O Créatine + Pi G’°=-44 kJ.mol-1 ADP + Pi ATP + H2O G’°=+30 kJ.mol-1  Phosphocréatine+H2O Créatine + Pi G’°=-44 kJ.mol-1 Phosphocréatine + ADP Créatine + ATP G’°=-13 kJ.mol-1 Créatine P-kinase Phosphocréatine est très importante dans le muscle caridiaque

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).

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°! il faut donc trouver dans l’environnement une source d’énergie. Les êtres vivants savent faire usage de l’énergie chimique (nombreuses réactions, dont la respiration) et de l’énergie lumineuse (photosynthèse). - 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

REACTIONS D' OXYDO-REDUCTION

I. REACTION D’OXYDO-REDUCTION I.1. Définition Oxydation: perte d’électrons red1 ox1 Zn Zn2+ + 2é Réduction : gain d’électrons Cu2+ + 2é Cu ox2 red2 Les réactions d’oxydo-réduction font intervenir des transferts d’électrons d’un composé à un autre. Les oxydations et les réductions sont toujours couplées d’où le terme d’oxydo-réductions. Les deux formes Ox et red d’un même composé constituent le couple redox. Un oxydant est une entité capable de fixer des électrons, un réducteur est une entité capable de céder des électrons. Bilan Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu (Zn2+/Zn) et (Cu2+/Cu) sont des couples redox (ou des demi-piles)

nF I.2. Notion de potentiel redox Exp. de R° de réduction: Les réactions rédox sont caractérisées par un potentiel d’oxydo-réduction (E). Fumarate succinate Il mesure la tendance à céder des é (le pouvoir réducteur) Formule de Nerst: E=E°+ RT ln[oxy]/[red]  nF 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 Le potentiel redox reflète la facilité avec laquelle un système ou une molécule peut céder des électrons ou des hydrogènes. Cette capacité est d'autant plus grande que le potentiel redox est négatif. Par conséquent, l'ordre de plusieurs systèmes redox dans une chaîne redox est déterminé par le potentiel redox de chacun de ces systèmes. Par convention les potentiels de réduction font références aux R° partielles écrites comme étant des réductions. Ainsi: pour Cu2+/Cu  E=E°+RT/nF *ln([Cu2+]/[Cu]) Zn2+/Zn  E=E°+RT/nF *ln([Zn2+]/[Zn])

H+ + é ½H2 E°=0 par définition Le potentiel d’oxydo-réduction est mesuré par rapport à un couple de référence: l’électrode à hydrogène. H+ + é ½H2 E°=0 par définition Ainsi : Cu2+ + 2é Cu E°= +0,35 Zn2+ + 2é 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 oxydant réducteur 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

I. 3. Mesure du potentiel redox Les cellules électrochimiques (pile Daniel): Solution de sulfate de Zinc (Zn2+ + SO42-) Pont salin Lame de Zn Lame de Cu Ions SO42- Sens du courant Sens de passage des électrons Solution de sulfate de cuivre (Cu2+ + SO42-) Deux compartiment séparées ou sont placées deux couples. L’ensemble est réuni à travers un voltmètre. Le circuit est fermé par un pont salin. Par convention, les potentiels standard d’oxydo-réduction sont définis par rapport à celui d’une électrode à hydrogène. Pour déterminé E° d’un couple redox on réalise une pile et on introduit un couple redox de référence dont E° sont définis par rapport au potentiel d’une électrode à hydrogène E°=0 (H+/H) .

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°

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 10-7 M (pH 7) Avec le même raisonnement on définit le potentiel redox standard noté E°’.

G=-nF E 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 On sait …. On sait aussi Ds les condition standard chimiques: G°=-nF E° à pH 0 biologiques: G°’=-nF E°’ à pH 7

I.7. Potentiels standard d’oxydoréduction de quelques couples Couples Redox et R° de dissociation E°’ Acétate + 2H+ + 2é  acétaldéhyde 2H+ + 2é  H2 Cétoglutarate + CO2 +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 b6 ox +2é  2 Cyt b6 red 2Cyt C ox +2é  2 Cyt C red 2Cyt f ox+2é  2 Cyt f red 2Cyt a3 ox +2é  2 Cyt a3 red ½ O2+ 2H+ +2é  H20 -0,58 -0,421 -0,38 -0,32 -0,197 -0,185 -0,03 +0,1 -0,06 +0,254 +0,365 +0,385 +0,815 La connaissance des valeurs de E0 de divers système redox permet de prévoir quand ces systèmes sont mis en présence quel sera la direction du flux d’électrons Leurs formes oxydée peut théoriquement recevoir des é de tous les couples situés au-dessus d’eux. En revanche leur forme réduite peut théoriquement céder des é pour reduire tous les couples en dessous 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

II. NADH, H+ et FADH2/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 FADH2/FAD sont impliqués ds les R° redox du catabolisme catalysées par les Déshyrogénases.

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

Ubiquinol/Ubiquinone ou coenzymeQ/coenzymeQH2 Coenzyme Q est un transporteur d’hydrogène liposoluble E°’=0,04 (un noyau aromatique lié à une longue chaine hydrophobe: on le rencontre que ds les membranes)

les Cytochromes Chromoprotéines ayant un groupement prosthétique Au niveau de l’hème, l’atome de fer oscille entre les états Fe2+ (ferreux) et Fe3+ (ferrique) 2Fe3+ + 2é 2Fe2+ exemple : cytochrome b: E°’=0,04 v cytochrome c: E°’=0,26 v

- G’ du transfert des é jusqu’à l’oxygène Les électrons de NADH, H+ et de FADH2 sont transportés à travers la CR jusqu’à l’oxygène. E°’=1,135 v NADH, H+ +½O2 NAD+ +H2O G°’=-52,4 kcal 3 ATP FADH2 + H+ +½O2 FAD + H2O E°’=0,88 v G°’=-40,7 kcal 2 ATP NADH, H+, FADH2 sont donc des cofacteurs réduits riches en énergie

RESUMÉ R° d’oxydoréduction Réaction mettant en jeu l’échange des électrons entre deux couples Redox  Oxydation : perte d’électrons :H22H+ + 2é Réduction : gain d’électrons : ½O2 + 2é  O2- Total : H2 + ½O2  H2O 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(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

BIOENERGETIQUE Chaîne respiratoire Dr. GHRAIRI Taoufik Faculté de Médecince Ibn ElJazar Département de Biochimie A.U: 2008-2009 BIOENERGETIQUE Chaîne respiratoire Dr. GHRAIRI Taoufik

Rappel - Plusieurs réactions d’oxydo-réduction dans la cellules. ½O2 +2H+ +2é H2O E°’=+0,82 v NAD+ + 2H+ + 2é NADH, H+ E°’=-0,32 v NADH, H+ +½O2 NAD+ +H2O E°’= E°’accept- E°’donneu=0,82-(-0,32)=+1,14 v G°’=-52,4 kcal

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

LA CHAÎNE RESPIRATOIRE -Phosphorylation Oxydative-

L’ATP est la seule source universelle d’ATP pour la cellule 1. INTRODUCTION L’ATP est la seule source universelle d’ATP pour la cellule 3 modalités de formation d’ATP dans la cellule: Phosphorylation photosynthétique Phosphorylation au niveau du substrat PEP + ADP pyruvate + ATP Phosphorylation Oxydative Glucose 6CO2+2ATP+2GTP +10 NADH,H+ + 2FADH2 Ré-oxydation dans la mitochondrie Transfert d’é jusqu’à l’Oxygène

La respiration cellulaire se déroule dans la mitochondrie 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 CR=voie métabolique de la mitochondrie permettant l’oxydation des coenzymes transporteurs d’hydrogène ou d’électrons par l’oxygène de la respiration et la phosphorylation couplée de l’ADP en ATP.

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)

G énorme Pourquoi une chaîne de transport d’e-? NADH / FADH2: donneurs d’e- (E°<0) G énorme Oxygène : accepteur d’e- (E°>0) Explosion et dissipation sous forme de chaleur. La différence de potentiel rédox est très importante la réaction est très favorable et l’énergie fournie énorme supérieure à l’énergie nécessaire pour la synthèse d’ATP A partir du NADH, les e- passent d’un complexe à l’autre en perdant peu à peu leur énergie.

3.2. Chaine de transport des électrons Elle sert à fractionner l’énergie des électrons qui vont passer du NADH,H+ à l’O2 via des transporteurs. Les transporteurs sont : 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)

le FAD est un dinucléotide construit sur l'adénosine FAD et FMN le FAD est un dinucléotide construit sur l'adénosine Le fad est fréquament impliqué ds des reaction qui produisent des doubles liaisons

Ubiquinone et ubiquinol Il oscille entre une forme oxydée (ubiquinone) et une forme réduite (ubiquinol) portant deux électrons et deux protons (QH2). Il existe également une forme semi-réduite (semi-ubiquinone) ne portant qu'un électron et un proton, qui joue un rôle important dans le cycle Q du complexe III. Un composé terpénique (lipide) très soluble dans les lipides et pouvant facilement diffuser dans le plan de la bicouche

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

Hemes et cytochromes Dans le cytochrome c par exemple, le groupement est attaché à la protéine par deux ponts sulfure le reliant à des chaînes latérales de cystéine de la protéine.... Le transfert des électrons y est assuré par le changement d'état d'oxydation du fer. - Les groupements hèmes (a, a3, b, c, c1) varient par la nature des chaînes carbonées attachés au noyau porphyrine.

Partie III- Chaîne respiratoire et Phosphorylation oxydative 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

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: CoQH2-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 )

4.1. Complexe I- NADH, H+-CoQ réductase Est un énorme assemblage protéique (750 kD, 26 s/unités) NADH, H+ déshydrogénase à FMN est l’enzyme principal du complexe il contient un cofacteur FMN (flavine mono nucléotide) et 6 à 7 protéines à fer-soufre (ferodixine) Une partie des 73 kJ est utilisée par CI pour déplacer des protons (3H+) depuis la matrice vers l’espace intermembranaire (eim) G°’=-73 kJ Il catalyse l’oxydation du NADH et la réduction du coQ (Ubiquinone)

4.2. Complexe II- Succinate-CoQ réductase Assemblage de 200 kD, 8 s/unités Il fait partie du cycle de Krebs La succinate DHase est l’enzyme du complexe G°’=-2,9 kJ Il transporte les é du succinate jusqu’au coenzyme Q avec la coopération de FAD et des protéines Fe-S. Cette R° à un G insuffisant pour former de l’ATP

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

4.4. Complexe IV: Cytochrome c oxydase Renferme un cyt a et 2 cyt a3 (associé à 2 atomes de cu) Enzyme : cytochrome oxydase G°’=-106 kJ 200 kDa, 13 /unités Transporte les é depuis le cytochrome c jusqu’à l’oxygène L’énergie libérée est utilisé par l’enzyme pour pomper des protons depuis la matrice vers l’espace inter-mb. (4 H+)

4.5. Organisation du transport des électrons dans la CR NADH, H+ (associations de nombreuses protéines) FADH2 3 complexes enzymatiques: Complexe I: NADH déshydrogénase Complexe III: CoQH2-cytochrome c réductase Complexe IV: cytochrome oxydase 2 transporteurs d’électrons (mobiles) Coenzyme Q = Ubiquinone Cytochrome c

La circulation d’électrons entraîne une variation de potentiel E°’ ainsi qu’ une variation d’énergie libre G°’ E°’=1,135V et G°’=-52,4 kcal NADH, H+ + ½02 NAD+ + H2O E°’=0,88V et G°’=-40,7 kcal FADH2 + ½02 FAD + H2O 1 molécule de NADH oxydée 3 molécules d’ 1 molécule de FADH2 oxydée 2 molécules d’ ATP ATP

5. Création de gradient de densité de protons et synthèse de l’ATP Il se forme un gradient électrochimique 2 composantes : - potentiel transmembranaire (-60 mv) - gradient chimique Les complexes I, III et IV pompe des H+ Les complexes I, III et IV de la chaîne de transport « prennent » un H+ dans la matrice quand ils sont réduit et le re-larguent dans l’espace inter-membranaire lorsqu’ils sont oxydés.

5.2. 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+ +½O2 NAD+ +H2O G°’=-52,4 kcal - La phosphorylation est un processus enderognique un potentiel transmembranaire qui est le résultat de l’accumulation des protons dans l’espace intermembranaire. Il est compris entre -150 et -180mV (la face externe de la membrane interne est chargée positivement par rapport à la matrice). C’est le potentiel membranaire le plus élevé dans la cellule (le potentiel de la membrane plasmique est de -60mV). - un gradient chimique : l’accumulation de protons abaisse le pH dans l’espace intermembranaire. ADP + Pi H2O + ATP G’°=+7,3 kcal

Lorsque la CR fonctionne le gradient de protons se forme [H+]eim> [H+]mat (X25 fois) pH 6,2 pH 7,6 Lorsque la chaîne respiratoire fonctionne le gradient de protons pour être suffisant devrait accumuler une concentration de protons 25 fois plus forte dans l’espace intermembranaire que ds la matrice Le passage des H+ dans le tunnel de l’ATPase génère l’énergie pour former de l’ATP à partir de l ’ADP et de Pi Les H+ situés dans l’espace intermembranaire traverser la membrane interne au niveau du « tunnel à H+ » de l ’ATPase.

- Composition et structure de l’ATP synthétase Elle pompe les H+ de l’espace intermembranaire vers la matrice Elle est composée de 2 grandes parties : F0 et F1 Si elle es seule ds la membrane, elle laisse passer des H+ Sous une forme assemblé soluble est elle capable d’hydrolyser l’ATP en ADP et Pi Existe dans toutes les cellules extrinsèque, contient 9 s/unités transmembranaires intrinsèque, contient 12 à 15 s/unités transmembranaires le retour de 3H+ dans la matrice fournit l'énergie nécessaire à la synthèse d'une molécule d'ATP 3H+ contre une molécule d'ATP synthètisé

En resumé 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

- Contrôle de la phosphorylation oxydative La teneur en ADP assure le contrôle de la Posporylation oxydative Au repos: [ATP]>[ADP] Lors d’un effort: [ATP] (-50%) et [ADP] (10 à 100X) [ADP]mit [ADP]cyt Activat° de l’ATPase (Gradient H+) Phosphorylat° de l’ADP En somme, la seule augmentation du taux d’ADP ds la matrice de la mitoch (grace à l’ADP/ATP translocase) suffit à accélerer toutes les R° des complexes de la CRM. Réciproquement l’absence d’ADP ds la matrice provoque l’arrêt des oxydations de toutes les enzymes. Pompage de H+ R° redox couplées à ce pompage Accélération de l’oxydation des substrats et consommation O2

5.4. 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)

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 Les inhibiteurs de la phosphorylation oxydative Exemples: Oligomycine L’inhibition se fait au niveau de F0, Les découplants sont souvent des transporteurs lipophiles de H+ qui annulent le gradient de densité de protons, il diffuse à travers la mb interne et peuvent ainsi transporter des protons H+ d’un lieu à un autre. L’énergie libre fournie par le transport d’é est dissipée sous forme de chaleur Dissipent le gradient de protons sans perturber le transport d’é. Exemples:2,4 dinitophénol (DNP), Hormones thyroïdiennes, arséniate (ArO32-), AG non estérifiés

6.1. Oligomycine L’oligomycine est un antibiotique, elle se fixe sur le canal protonique de F0 et le bloque T (pas de reflux de H+ vers la matrice) En somme l’inhibition d’un seul des cinq complexes par un de ces poisons, entraîne l’inhibition de toute la CRM, c’est pourquoi on groupe tous ces corps sous le nom générique d’inhibiteurs de la CRM Oligomycine

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

Arséniate (ArO32-) 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

Resumé des inhiniteurs de la CR Complexe I: Roténone, Barbituriques Complexe II: Malonate Complexe III: Antymicine A, Myxothiazol Complexe IV: Cyanure, Oxyde de carbone, azide de sodium Complexe F0-F1: Oligomycine ATP translocase : Atractylate

7. Déficiences héritées liées à la phosphorylation oxydative Les cellules contiennent 100 à +1000 de mitochondries La mitochondrie contient environ 100 protéines. 13 protéines, engagées ds la CRM sont synthétisées ds la mitochondrie à partir de l’ADNmit 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

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

Merci

- 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 Examinons les effets des variations des concentration 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