1. 1. Introduction 2. L’eau 3. Les acides aminés, les peptides et les protéines 4. La structure tridimensionnelle des protéines 5. Exploration des protéines 6. La fonction des protéines 7. Les enzymes 8. Les glucides 9. Les nucléotides et les acides nucléiques 10. Les technologies de l’ADN 11. Les lipides 12. Les membranes biologiques et le transport 13. La signalisation cellulaire 14. Cancer et apoptose Plan du cours

2. 2. L’eau 2-1

3. 2-2 2.1. Les liaisons covalentes et ioniques 2.2. Les interactions faibles dans l’eau 2.3. Osmose 2.4. Ionisation de l’eau, acides et bases faibles 2.5. Les tampons biologiques

4. 2-3 2.1. Les liaisons covalentes et ioniques 2.1.1. Rappels Isotope: ex. carbone 14

5. 2-4 Masse atomique (masse moléculaire) = masse/ celle d’un atome d’hydrogène = nombre de protons et de neutrons Un dalton = 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12 (ou masse d’un atome d’hydrogène) 1g d’hydrogène = 6 x 10 23 atomes 6 x 10 23 = nombre d’Avogadro Une mole = masse de 6 x 10 23 molécules = masse moléculaire exprimée en g

6. 2-5 Les couches électroniques

7. 2-6 Electronégativité Valence 2.1.2. Les liaisons ioniques et covalentes: deux stratégies de stabilisation

8. 2-7 Liaisons ioniques Liaisons ioniques: exemple du NaCl

9. 2-8 2.1. Les liaisons covalentes et ioniques 2.2. Les interactions faibles dans l’eau 2.3. Osmose 2.4. Ionisation de l’eau, acides et bases faibles 2.5. Les tampons biologiques

10. 2.2. Les interactions faibles dans l’eau 2-9 2.2.1. Les liaisons (ponts) hydrogène Forte cohésion entre les molécules d’eau

11. 2-10 dipôles électriques charges partielles (δ + et δ - ) liaison covalente polaire attraction électrostatique

12. 2-11 Énergie de dissociation Liaisons hydrogène = 23 kJ/mole = 1/20 ème liaison covalente O-H = 470 kcal/mole C-C = 348 kcal/mole Glace: 4 liaisons hydrogène Eau sous forme liquide: 3,4 liaisons hydrogène

13. 2.2.2. Liaisons hydrogène entre des solutés polaires 2-12 Liaisons hydrogène entre atome électronégatif (accepteur d’hydrogène) et hydrogène lié de manière covalente à un autre atome électronégatif (donneur d’hydrogène) Accepteurs et donneurs d’hydrogène = N et O

14. 2-13 Les atomes d’hydrogène liés au C ne forment pas de liaisons hydrogène Exemple du butane et du butanol

15. 2-14 Exemples de liaisons hydrogène

16. 2-15 Direction des liaisons hydrogène

17. 2-16 2.2.3. L’eau est un solvant polaire L’eau dissout la plupart des molécules polaires (chargées ou non) = molécules hydrophiles L’eau ne dissout pas les molécules non polaires = molécules hydrophobes

18. 2-17 2.2.4. L’eau solubilise les sels Exemple du NaCl

19. 2-18 2.2.5. Les gaz non polaires sont faiblement solubles dans l’eau O 2 hémoglobine, myoglobine CO 2 HCO 3 -

20. 2-19 2.2.6. Les interactions hydrophobes Les molécules hydrophobes (ex. benzène) sont insolubles dans l’eau Les molécules amphipathiques forment des micelles Interactions hydrophobes

21. 2-20 Membrane plasmique Interactions hydrophobes

22. 2-21 2.2.7. Les interactions de van der Waals Attraction entre deux dipôles électriques transitoires ou clignotants Contact de van der Waals Rayon de van der Waals

23. 2.2.8. Les interactions faibles déterminent la structure et la fonction des macromlécules 2-22 2. Les liaisons hydrogène, ioniques, hydrophobes et de van der Waals sont faibles mais cumulent leurs effets 1. La structure la plus stable d’une macromolécule est celle pour laquelle le nombre de liaisons faibles est optimisé Importance des interactions faibles dans les structures supramoléculaires

24. 2-23 2.1. Les liaisons covalentes et ioniques 2.2. Les interactions faibles dans l’eau 2.3. Osmose 2.4. Ionisation de l’eau, acides et bases faibles 2.5. Les tampons biologiques

25. 2-24 2.3. L’osmose Mouvement d’eau au travers d’une membrane semi-perméable, dirigé par des différences de pression osmotique (π) π = icRT (équation de van’t Hoff) ic = osmolarité (unité = osmole/L, osm/L) c = concentration molaire du soluté i = facteur de van t’Hoff (facteur de dissociation) Ex. 1M NaCl, i = 2, c = 1, ic = 2 osm/L Ex. 1M glucose, i = 1,c = 1, ic = 1 osm/L Plusieurs solutés: π = RT(i 1 c 1 + i 2 c 2 +…+ i n c n )

26. 2-25 2.3.1 Solutions iso-, hypo- et hypertoniques Membrane plasmique = Membrane semi-perméable (diffusion simple et aquaporines) 300 mosm/L

27. Artériole Veinule Capillaire Eau, Solutés, Acides aminés, Glucose, 0 2, … Eau, Urée, Lactate, C0 2, … 2-26 2.3.2. Mouvements liquidiens au travers des capillaires

28. Pression hydrostatique (P hyd ) P hyd = 37 mmHg P hyd = 17 mmHg 37 3124 17 2-27

29. 2-28 Pression oncotique (P onc ) et pression interstitielle (P int ) Pression oncotique = Pression osmotique due aux colloïdes (protéines) du plasma = 25 mmHg Pression interstitielle = Pression osmotique due aux colloïdes (protéines) présents dans l’espace interstitiel = 1 mmHg

30. P onc = 25 mmHg P onc = 25 mmHg 25 P int = 1 mmHg P osm = 25 – 1 = 24 mmHg = protéine 2-29

31. P hyd – (P onc – P int ) 37 – 24 = 13 31 – 24 = 7 24 – 24 = 0 17 – 24 = -7 Mouvements liquidiens nets 2-30

32. 2-31 2.1. Les liaisons covalentes et ioniques 2.2. Les interactions faibles dans l’eau 2.3. Osmose 2.4. Ionisation de l’eau, acides et bases faibles 2.5. Les tampons biologiques

33. 2-32 2.4. Ionisation de l’eau, acides et bases faibles 2.4.1. Ionisation de l’eau H3O+H3O+ Principes

34. 2-33 Expression par une constante d’équilibre K eq = constante d’équilibre Eau pure à 25°C, [H 2 0] = 55,5 M ((1.000 g/L)/(18,015 g/mol)) K w = produit ionique de l’eau Eau pure à 25°C, K eq = 1,8 x 10 -16 M (mesure de la conductivité électrique) (55,5 M) (K eq ) = [H + ][OH - ] = K w - -

35. 2-34 Solution neutre

36. 2-35 Solutions acides et basiques Produit ionique toujours = à 1 x 10 -14 M 2 Si [H + ] augmente, [OH - ] diminue proportionnellement, et vice versa

37. 2-36 2.4.2. L’échelle de pH Basée sur le produit ionique de l’eau p = « logarithme négatif de » Solution neutre, à 25°C: -

38. 2-37 Solutions acides Solutions basiques Solutions neutres ! Échelle logarithmique et pas arithmétique

39. 2-38 pH Eau demer5.5 Plasma7.4 Suc gastrique1.2-3.0 Sécrétionpancréatique7.8-8.0 Salive6.35-6.85 Laitvache6.6 Cellules musculaires6.1 Cellule du Foie6.9 Urine5-8 Coca cola2.8 Jus de citron2.3 Liquide du rumen 6.5-7.0 Exemples

40. 2-39 Mesure du pH Laboratoire d’analyse: électrode en verre sélective (pHmètre)

41. 2-40 Sur le terrain, indicateurs de pH Indicateur = acide ou base faible qui s’ionise en solution aqueuse Ex. acide faible: HIn + H 2 O H 3 O + + In - Solution acide, couleur de HIn Solution basique, couleur de In - Si équilibre, superposition des couleurs de HIn et de In -, zone de virage dans ce cas, pH = pKa de l’indicateur

42. 2-41 Indicateur universel

43. 2-42 Tigettes urinaires

44. 2-43 Méthylrouge: vire du rouge au jaune entre pH 4,2 et 6,3 Bleu de bromothymol: vire du jaune au bleu entre pH 6,0 et 7,6 pH 4 méthylrouge pH 6 bleu de bromothymol pH 9 4 5 6 7 8 9 rouge orange jaune vert clair vert foncé bleu Urine des ruminants: pH = 7,4-8,4 Urine des carnivores: pH = 6-7

45. 2-44 2.4.3. Acides et bases faibles Acides et bases faibles: ionisation incomplète Acide = donneur de proton Base = accepteur de proton (Brönsted et Lowry) Couple acide-base conjugués Ex. acide acétique - acétate -

46. 2-45 Constante de dissociation = constante de dissociation

47. 2-46 Relation entre pH, pK a et concentrations en acide/base conjugués Équation d’Henderson-Hasselbalch - - -

48. 2-47 Calcul du pK a à partir de l’équation d’Henderson-Hasselbalch Quand [A - ] = [HA] [A - ]/[HA] = 1 log [A-]/[HA] = 0 pH = pKa + 0 pH = pKa

49. 2-48 Courbes de titration Ex. recherche du pKa de l’acide acétique

50. 2-49

51. 2-50 2.1. Les liaisons covalentes et ioniques 2.2. Les interactions faibles dans l’eau 2.3. Osmose 2.4. Ionisation de l’eau, acides et bases faibles 2.5. Les tampons biologiques

52. 2-51 2.5. Les tampons biologiques Système aqueux qui résiste aux changements de pH induits par l’ajout d’une base ou d’un acide Acide faible et sa base conjuguée 2.5.1. Définitions

53. 2-52 - - -

54. 2-53

55. 2-54 2.5.2. Maintien du pH cellulaire et tissulaire par les tampons Les macromolécules ont des groupements ionisables

56. 2-55 L’ATP est ionisable

57. 2-56 Le tampon phosphate pK a = 6,86 Cytoplasmique et extra-cytoplasmique -

58. 2-57 Le tampon bicarbonate plasma - - pK a = 6,2

59. 2-58 Pression partielle en CO 2

60. 2-59 2.5.3. Exemples de dysfonctionnements Chiens Alcalose respiratoire 1 2 Longue exposition à de hautes températures

61. 2-60 Ruminants

62. 2-61 pH physiologique de la phase liquide du rumen = 6,5 - 7 Couples acide-base conjuguée dans le rumen H + + HCO 3 - H 2 CO 3 1. Salive pK a = 6,2 NH 4 + NH 3 + H + 2. Azote alimentaire pK a = 9,2 CH 3 COOH CH 3 -COO - + H + CH 3 -CH 2 -COOH CH 3 CH 2 COO - + H + CH 3 -(CH 2 ) 2 -COOHCH 3 (CH 2 ) 2 -COO - + H + 3. Hydrates de carbone pK a = 3-4,8 Acides acétique, propionique et butyrique = acides gras volatils

63. 2-62 6.2 H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate 5.2 7.2 Le tampon bicarbonate est efficace au pH du rumen (6,5 – 7) Les autres tampons sont inefficaces

64. 2-63 Effets des glucides dans la ration Cellulose (membrane des cellules végétales) CH 3 COOH CH 3 -COO - + H + CH 3 -CH 2 -COOH CH 3 CH 2 COO - + H + CH 3 -(CH 2 ) 2 -COOHCH 3 (CH 2 ) 2 -COO - + H + Cellulose Bactéries Au pH du rumen

65. 2-64 6.2 H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate 5.2 7.2

66. 2-65 H+H+ pH CH 3 -COO - + H + CH 3 CH 2 COO - + H + CH 3 (CH 2 ) 2 -COO - + H + pH se rapproche du pK a CH 3 COOH CH 3 -COO - + H + CH 3 -CH 2 -COOH CH 3 CH 2 COO - + H + CH 3 -(CH 2 ) 2 -COOHCH 3 (CH 2 ) 2 -COO - + H + Absorption des formes protonées dans le sang

67. 2-66 6.2 H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate 5.2 7.2

68. 2-67 Dans le sang (pH = 7,2) CH 3 COOH CH 3 -COO - + H + CH 3 -CH 2 -COOH CH 3 CH 2 COO - + H + CH 3 -(CH 2 ) 2 -COOHCH 3 (CH 2 ) 2 -COO - + H + H + + HCO 3 - H 2 CO 3 Dans le rumen H + + HCO 3 - H 2 CO 3 Retour au pH physiologique

69. 2-68 Dégradation de la cellulose: processus lent retour au pH physiologique grâce au tampon bicarbonate (rumen et sang)

70. 2-69 Autres glucides (amidon, fructose) CH 3 -CHOH-COOH CH 3 -CHOH-COO- + H + Amidon, fructose Bactéries Au pH du rumen Acide lactique Idem que pour cellulose: pH diminue, s’approche du pK a, et absorption de l’acide lactique Lactate

71. 2-70 MAIS différences: 1.Processus très rapide Tampon bicarbonate insuffisant!! 2. Acide lactique sous forme de son énantiomère inutilisable par la vache Acide lactique ne peut être éliminé que par les urines (pas par le métabolisme) Acidose métabolique

72. 2-71 Effets de l’azote dans la ration Azote alimentaire Bactéries NH 4 + NH 3 + H + Au pH du rumen

73. 2-72 6.2 H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate 5.2 7.2

74. 2-73 H+H+ pH pH se rapproche du pK a Absorption de la forme non protonée dans le sang NH 4 + NH 3 + H +

75. 2-74 6.2 H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate 5.2 7.2

76. 2-75 Dans le sang (pH = 7,2) H + + HCO 3 - H 2 CO 3 Dans le rumen H + + HCO 3 - H 2 CO 3 Retour au pH physiologique NH 3 + H + NH 4 + Dans le foie NH 3 Urée

77. 2-76 Si excès (azote non protéique: compléments alimentaires, engrais, herbe) Tampon bicarbonate insuffisant!! Production hépatique d’urée insuffisante!! Alcalose métabolique