Chapitre 1 – LE MÉTABOLISME ÉNERGÉTIQUE – Le Métabolisme F. LAURO

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INTRODUCTION

Pour assurer sa survie et ses rôles physiologiques, la cellule doit effectuer 4 fonctions spécifiques :

• Extraire l’énergie chimique du milieu ambiant * Soit en capturant l’énergie solaire. * Soit en dégradant les substances nutritives riches en énergie contenues dans l’environnement.

• Transformer les aliments exogènes en matériaux de construction ou en précurseurs des composants

macromoléculaires de la cellule.

• Polymériser les précurseurs monomériques en protéines, acides nucléiques, lipides, polysaccharides,

et autres composants cellulaires.

• Synthétiser ou dégrader les biomolécules nécessaires aux fonctions spécialisées de la cellule.

Le métabolisme peut être considéré comme une activité de la cellule lui permettant d’accomplir les quatre

fonctions ci-dessus. Cette activité est fortement coordonnée et dirigée et de nombreux systèmes

multienzymatiques interviennent.

De manière plus simplifiée, on peut considérer le métabolisme comme l’ensemble des transformations des molécules organiques des cellules vivantes, catalysées par des enzymes. C’est également la somme du

catabolisme et de l'anabolisme.

I. CATABOLISME ET ANABOLISME

A. LE CATABOLISME Le catabolisme est la phase du métabolisme au cours de laquelle les molécules nutritives organiques (glucides,

lipides et protéines) sont dégradées et transformées en produits plus petits et plus simples (par exemple,

acide lactique, CO2, NH3).

Les voies cataboliques libèrent de l’énergie libre dont une partie est conservée par la formation d’ATP et de transporteurs d’électrons réduits (NADH et NADPH).

B. L’ANABOLISME Lors de l’anabolisme, également appelé biosynthèse, des précurseurs simples et de petites tailles sont associés

pour former des molécules plus grandes et plus complexes, notamment les protéines, acides nucléiques, lipides, polysaccharides.

Les réactions de l’anabolisme nécessitent un apport d’énergie libre, fournie par l’hydrolyse de l’ATP ou par le pouvoir réducteur du NADH ou du NADPH.

II. LES DIFFÉRENTS TYPES TROPHIQUES

A. CLASSIFICATION SELON LA SOURCE DE CARBONE UTILISÉE Les cellules peuvent être divisées en deux grands groupes suivant la source de carbone qu’elles utilisent.

• Les cellules autotrophes («qui se nourrissent elles-mêmes») utilisent du dioxyde de carbone comme

unique source de carbone et élaborent à partir de lui leur biomolécules carbonées.

• Les cellules hétérotrophes (« qui tirent leur nourriture des autres »), ne peuvent pas utiliser le

dioxyde de carbone et utilisent donc le carbone sous une forme relativement complexe : C

organique, comme par exemple le glucose.

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B. CLASSIFICATION SELON LA SOURCE D’ÉNERGIE UTILISÉE Les cellules peuvent aussi être classées selon un second critère : la source d’énergie utilisée.

• Les cellules phototrophes : utilisent la lumière comme source d’énergie.

• Les cellules chimiotrophes : utilisent les réactions d’oxydoréduction comme source d’énergie. Dans

ce cas, les électrons nécessaires à ces réactions sont fournis à la cellule : - Soit par des molécules organiques : on parle de (chimio)-organotrophes. - Soit par des molécules minérales : on parle de (chimio)-lithotrophes. (lithos en grec = pierre).

III. NOTIONS DE BIOÉNERGÉTIQUE

A. LES DIFFÉRENTES FORMES D’ÉNERGIE DANS LA CELLULE L’énergie cellulaire peut se manifester sous différentes formes :

• Energie calorifique = production de chaleur

• Energie chimique contenue dans les molécules

• Energie mécanique = mouvements des muscles

• Energie osmotique = gradient de concentration

• Energie électrique = gradient ionique (Na + / K

+)

B. ÉNERGIE LIBRE D’UNE RÉACTION Soit une réaction :

A B Etat initial Etat final

Chacun de ces états se caractérise par une énergie interne H, qui est fonction de la température, de la pression, de la concentration en molécules.

Au cours de la réaction, on va passer d’une valeur d’énergie HA à une valeur HB. Il apparaît donc une variation

d’énergie, qui est par convention:

∆∆∆∆H = HB - HA appelée enthalpie

L’enthalpie d’un composé chimique peut être déterminée par combustion complète de ce composé dans un

calorimètre, à pression constante. H n’est pas utilisable en totalité pour fournir un travail (mécanique,

électrique… ), car il y a toujours de pertes, notamment en chaleur.

La fraction utilisable à la réalisation d’un travail est donc inférieure à H. Cette fraction est appelée énergie libre et est notée G. L’énergie libre est donc l’énergie capable de fournir un travail dans des conditions de température constante et de pression constante ; elle est donnée par l’équation :

∆∆∆∆G0 représente la variation d’énergie libre de cette réaction dans des conditions dites standards,

arbitrairement définies. On l’appelle la variation d’énergie libre standard.

• En chimie : mesure réalisée quand P = 1 atm.

[A] = [B] = 1 mol/L..

t° = 25 °C à pH = 0 ( [H+] = 1 mol/L ).

[B]

∆∆∆∆G = ∆∆∆∆G0 + RT Ln [A]

R = constante des gaz parfaits = 8,31 J/mol/K

T = t° exprimée en degrés Kelvin = t° C° + 273

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• En biochimie : mesure réalisée quand P = 1 atm. Variation d’énergie

[A] = [B] = 1 mol/L.. libre standard est

t° = 25 °C à pH = 7 ( [H+] = 10-7

mol/L ). ∆∆∆∆G0’

Lorsque l’équilibre de la réaction A B est atteint, il n’y a plus d’échange d’énergie et ∆∆∆∆G = 0

Donc, à l’équilibre, et dans des conditions biochimiques proches de celles du milieu cellulaire :

[B]eq

0 = ∆∆∆∆G0’ + RT Ln

[A]eq

Avec [B]eq = K eq, constante d’équilibre de la réaction. [A]eq

Donc

C. RÉACTIONS EXERGONIQUES ET ENDERGONIQUES

∆∆∆∆G0’ est une constante pour une réaction biochimique donnée dans des conditions précises de température,

pression et concentration.

Le signe de ∆∆∆∆G0’ ne permettra donc de déterminer si la réaction est spontanément possible ou non, que dans

ces conditions précises.

∆∆∆∆G, en revanche est la valeur de l’énergie libre réelle de la réaction biochimique.

Donc une réaction spontanée dans les conditions standards peut ne pas l’être dans les conditions réelles, et

inversement.

La connaissance de la valeur, mais surtout celle du signe de ∆∆∆∆G, permettra alors de faire la différence entre une

réaction exergonique et une réaction endergonique.

Soit la réaction A ���� B, caractérisée par les énergies libres GA et GB .

Si ∆∆∆∆G = GB - GA > 0, alors GB > GA : la réaction demande de l’énergie au milieu : elle est endergonique et n’est pas spontanément possible de A vers B.

Si ∆∆∆∆G = GB - GA < 0, alors GB < GA : la réaction fournit de l’énergie au milieu : elle est exergonique et sera spontanément possible de A vers B. Voir Exo N°1.

D. CAS DES RÉACTIONS D’OXYDO-RÉDUCTIONS 1. Rappels sur les réactions d’oxydoréductions

Dans les réactions d’oxydoréduction, on définit des couples redox.

Une substance oxydante accepte des électrons, alors qu’une substance réductrice cède des électrons.

Ox1 + ne- Red1 : REDUCTION

Red2 Ox2 + ne- : OXYDATION

Ox1 + Red2 Ox2 + Red1 : OXYDOREDUCTION

Une oxydation est une perte d’électrons (ou de H+) alors qu’une réduction est un gain d’électrons.

∆∆∆∆G0’ = - RT Ln K eq

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2. Potentiel redox et loi de Nernst

Un procédé électrochimique permet de quantifier avec quelle force un réducteur tend à perdre ses électrons

(ou un oxydant à capter ses électrons). Il suffit de deux mélanges de couples redox reliés par des électrodes,

dans un système semblable à celui des piles.

Le potentiel redox E d’un système redox est la tension en V que l’on mesure entre le système H+/H2 (dans

lequel plonge une lame de platine, ce qui constitue l’électrode de

référence), et un autre système contenant un mélange d’un oxydant et de son conjugué réduit.

Le potentiel redox d’un couple est déterminé par la loi de Nernst :

RT [Ox] E = E0 + Ln nF [Red]

E0 représente le potentiel du couple (Ox/Red), mesuré dans des conditions dites standards, arbitrairement

définies, par rapport à l’électrode de référence. On l’appelle potentiel standard d’oxydoréduction.

• En chimie : mesure réalisée quand P [H2]= 1 atm.

[Ox] = [Red] = 1 mol/L..

t° = 25 °C à pH = 0 ([H+] = 1 mol/L).

• En biochimie : mesure réalisée quand P = 1 atm

[Ox] = [Red] = 1 mol/L..

t° = 25 °C à pH = 7 ([H+] = 10-7

mol/L).

Quand on met 2 couples redox en présence, il y a réaction d’oxydoréduction :

Ox1 + Red2 Ox2 + Red1

La différence de potentiel produite par cette réaction est égale à :

∆∆∆∆E = E(ox1/Red1) - E(ox2/Red2)

La loi de Nernst donne alors :

RT [Ox1].[Red2]

∆∆∆∆E = ∆∆∆∆E0’ + Ln nF [Red1].[Ox2]

Le potentiel du couple (Ox/Red) est alors E0

’

n = nombre d’électrons

F = cste

de Faraday = 96.500 J.V-1

.mol-1

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Par analogie avec la variation d’énergie libre, on peut dire que lorsque ∆E = 0, alors :

RT [Ox1].[Red2]

∆∆∆∆E0’ = - Ln

nF [Red1].[Ox2]

Donc, ∆E0’ = - ∆G0

’ /

nF, d’où

On peut donc alors prévoir le sens de la réaction et sa spontanéité.

Si ∆∆∆∆E0’< 0, alors ∆∆∆∆G0

’ > 0 : la réaction n’est pas spontanément possible.

Si ∆∆∆∆E0’> 0, alors ∆∆∆∆G0

’ < 0 : la réaction est spontanément possible. On remarque donc qu’une réaction d’oxydoréduction Ox1 + Red2 Ox2 + Red1 se déroule dans ce sens quand E0

’(ox1/Red1) > E0

’(ox2/Red2).

On peut utiliser aussi la règle du Gamma :

Echelle des E0’

Ox 1 Red 1

Soit Ox1 + Red2 Ox2 + Red1

Ox 2 Red 2

Voir Exos N° 2 et 3.

IV. LE COUPLAGE ÉNERGÉTIQUE

Les réactions d’anabolisme sont endergoniques, elles ont donc besoin d’énergie pour se réaliser ; ce sont les

réactions du catabolisme (exergoniques) qui vont leur fournir cette énergie.

Mais dans la plupart des cas, les réactions endergoniques et exergoniques ne se passent pas au même endroit.

La cellule dispose de formes chimiques capables de capter l’énergie, de la véhiculer et de la restituer; ce sont

des composés à haut potentiel énergétique. La forme chimique la plus fréquente est l’ATP.

Cela représente un double avantage:

� L’énergie libre provenant de réactions très diverses se retrouve sous une forme unique

(utilisable par un très grand nombre d’enzymes).

S’assimile à ∆G0’

∆∆∆∆G0’ = - nF ∆∆∆∆E0

’

EN EFFET, LES ÉLECTRONS SE DÉPLACENT SPONTAN ÉMENT DU COUPLE AU POTENTIEL LE PLUS FAIBLE VERS LE COUPLE AU POTENTIE L LE PLUS FORT.

Le réducteur est celui du couple qui a le potentiel le plus bas. CE DÉPLACEMENT EST ACCOMPAGNÉ D’UNE LIBÉRATION D’ÉN ERGIE.

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� Quel que soit le lieu où elle est formée, l’énergie est aisément transportée à travers la cellule

sous forme d’une molécule qui peut facilement diffuser.

On parle de couplage lorsque 2 réactions chimiques se suivent de telle façon que l’un des produits de la

première réaction constitue le substrat de la deuxième réaction.

A + B C + D

D + E F + G

Le composé D qui réalise le lien est l’intermédiaire de couplage. Dans la cellule presque toutes les réactions

procèdent de la sorte.

Pour que l’énergie soit transférée par un tel procédé il faut qu’elle soit contenue dans D.

C’est par ce mécanisme que l’ATP récupère l’énergie des réactions chimiques, mais c’est aussi par ce

mécanisme qu’il la restitue aux réactions qui nécessitent de l’énergie. On parle de couplage énergétique.

Ex : synthèse du saccharose

Glucose + Fructose Saccharose + H2O ∆G0’ = 23 kJ / mol

Comment se fait l’apport des 23 kJ / mol ? Il y a couplage entre deux réactions :

Glucose + ATP Glucose-1-P + ADP ∆G0’ = - 7 kJ / mol

Glucose-1-P + Fructose Saccharose + Pi ∆G0’ = 0 kJ / mol

Le Glucose-1-P est ici l’intermédiaire de couplage.

V. LES COMPOSÉS A HAUT POTENTIEL ÉNERGÉTIQUE

Définition : on appelle composé à haut potentiel énergétique, un composé dont la variation d’énergie libre

standard d’hydrolyse est inférieure à -20 kJ / mol. La liaison concernée est dite à haut potentiel énergétique.

A. EXEMPLES DE COMPOSÉS RICHES EN ÉNERGIE 1. L’ATP

Rappel de la structure : Adénine

Ribose O O ∼ O

∼

Liaison ester Liaisons anhydrides

Hydrolyse de l’ATP : La molécule d’ATP possède trois liaisons susceptibles de s’hydrolyser: les deux liaisons anhydrides et la liaison

ester. Seulement les deux liaisons anhydrides sont fréquemment rompues.

ATP + H2O ADP + Pi ∆G0’ = -30 kJ / mol

ADP + H2O ADP + Pi ∆G0’ = -30 kJ / mol

ATP + H2O AMP + PPi ∆G0’ = -30 kJ / mol

Dans la cellule, la première est la plus fréquente.

P P P

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2. Autres composés à haut potentiel énergétique

Voir document N°1.

3. Position de l’ATP parmi les composés phosphorylés

D’autres composés dans la cellule sont phosphorylés, mais ne sont pas des composés à haut potentiel

énergétique.

Ex. : Le glucose-6-phosphate.

Glucose-6-phosphate + H2O Glucose + HPO42- ∆G0

’ = - 13.8 kJ / mol

On peut classer ainsi les composés phosphorylés suivant leur ∆G°’d’hydrolyse.

Voir document N°2.

Il apparaît que l’ATP occupe une position centrale parmi ces composés phosphorylés. Ceci met bien en évidence

le rôle central de l’ATP dans les échanges d’énergie.

En effet, dans la cellule, des composés tels que le phosphoénolpyruvate (PEP) formé spontanément au cours de

réactions d’oxydoréduction, restituent l’énergie emmagasinée à l’ATP.

Par contre des composés tels le glucose-1-phosphate ne peuvent être synthétisés que lors d’apport d’énergie

par l’ATP.

L’ATP, grâce à cette position intermédiaire dans l’échelle des ∆∆∆∆G°’ d’hydrolyse, joue le rôle d’accepteur ou de donneur d’énergie dans la cellule.

4. Exemple : échange d’énergie entre ATP et créatine phosphate

Dans la cellule musculaire, la créatine permet de stocker de l’énergie à partir d’ATP selon la réaction:

Créatine + Pi créatine-P + H2O ∆G°’ = + 44 kJ / mol

ATP + H2O ADP + Pi ∆G°’ = - 30 kJ / mol

_________________________________________

créatine + ATP créatine-P + ADP ∆G°’ = + 14 kJ / mol

La réaction de formation de la créatine phosphate à partir d’ATP est une réaction endergonique. Cependant

dans certaines conditions, elle est néanmoins possible dans la cellule.

En effet d’après la relation :

[ ADP ] [ Créatine Ph ]

∆∆∆∆G = ∆G0’ + RT Ln

[ ATP ] [ Créatine ]

Quand la cellule musculaire a besoin d’énergie, la concentration en ATP diminue et celle d’ADP augmente.

Donc Keq augmente, et ∆G augmente jusqu’à devenir positif, la réaction se fera dans le sens de formation de

créatine ; le muscle utilise ses réserves de créatine phosphate.

Inversement, si la cellule musculaire n’a pas besoin d’énergie, la concentration en ATP est élevée, donc Keq

diminue, d’où ∆G deviendra négatif ; le muscle fait des réserves de créatine phosphate (réserves énergétiques) lorsque le muscle est au repos.

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B. MÉCANISMES DE FORMATION D’ATP Deux mécanismes sont employés par la cellule pour permettre à l’ATP de récupérer l’énergie des molécules

organiques.

- phosphorylation au niveau du substrat

- phosphorylation oxydative

1. Phosphorylation au niveau du substrat

Au cours de l’oxydation des substrats cellulaires, il apparaît des substances à haut potentiel énergétique (HPE)

qui vont fournir l’énergie à l’ATP suivant un mécanisme bien précis.

Exemple voir document N°3.

2. Couplage chimio-osmotique

L’ATP peut être formé au niveau de la chaîne respiratoire, au cours de la phosphorylation oxydative. Ce

mécanisme sera vu en détail dans le chapitre 2 du métabolisme.

C. EXEMPLE D’UTILISATION DE L’ATP Dans la membrane plasmique il existe une pompe à sodium/potassium qui permet de maintenir la différence

de concentration entre l’intérieur et l’extérieur de la cellule.

Les ions K+ sont intracellulaires: en forte concentration dans la cellule

Les ions Na+ sont extracellulaires: en forte concentration à l’extérieur de la cellule

Cette pompe fonctionne en expulsant le Na+ vers l’extérieur de la cellule et en faisant rentrer le K

+.

Le déplacement de ces ions se fait contre le gradient électrochimique donc nécessite de l’ATP. Voir documents

N°4 et 5.

Le maintien de ce gradient par la pompe à sodium/potassium responsable du potentiel de la membrane

représente presque un tiers des besoins énergétiques de la cellule. Dans la cellule nerveuse électriquement

active, où la propagation de l’influx nerveux est due à une variation brutale de ce gradient, le besoin

énergétique s’élève même à 2/3.

CONCLUSION : L’ATP fournit de l’énergie à de nombreux systèmes. Vue d’ensemble de l’utilisation de l’ATP

dans le métabolisme Voir document 6.