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. L’eau 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

Les liaisons covalentes et ioniques Rappels Isotope: ex. carbone 14

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 atomes 6 x = nombre d’Avogadro Une mole = masse de 6 x molécules = masse moléculaire exprimée en g

2-5 Les couches électroniques

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

2-7 Liaisons ioniques Liaisons ioniques: exemple du NaCl

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

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

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

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

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

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

2-14 Exemples de liaisons hydrogène

2-15 Direction des liaisons hydrogène

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

L’eau solubilise les sels Exemple du NaCl

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

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

2-20 Membrane plasmique Interactions hydrophobes

Les interactions de van der Waals Attraction entre deux dipôles électriques transitoires ou clignotants Contact de van der Waals Rayon de van der Waals

Les interactions faibles déterminent la structure et la fonction des macromlécules 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

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

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 )

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

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

Pression hydrostatique (P hyd ) P hyd = 37 mmHg P hyd = 17 mmHg

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

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

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

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

Ionisation de l’eau, acides et bases faibles Ionisation de l’eau H3O+H3O+ Principes

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 M (mesure de la conductivité électrique) (55,5 M) (K eq ) = [H + ][OH - ] = K w - -

2-34 Solution neutre

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

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

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

2-38 pH Eau demer5.5 Plasma7.4 Suc gastrique Sécrétionpancréatique Salive Laitvache6.6 Cellules musculaires6.1 Cellule du Foie6.9 Urine5-8 Coca cola2.8 Jus de citron2.3 Liquide du rumen Exemples

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

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

2-41 Indicateur universel

2-42 Tigettes urinaires

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 rouge orange jaune vert clair vert foncé bleu Urine des ruminants: pH = 7,4-8,4 Urine des carnivores: pH = 6-7

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 -

2-45 Constante de dissociation = constante de dissociation

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

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

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

2-49

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

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 Définitions

2-53

Maintien du pH cellulaire et tissulaire par les tampons Les macromolécules ont des groupements ionisables

2-55 L’ATP est ionisable

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

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

2-58 Pression partielle en CO 2

Exemples de dysfonctionnements Chiens Alcalose respiratoire 1 2 Longue exposition à de hautes températures

2-60 Ruminants

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

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

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

H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate

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

H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate

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

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

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

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

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

H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate

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 +

H 2 CO 3 HCO 3 - [H 2 CO 3 ] = [HCO 3 - ] Bicarbonate

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

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