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Notions de biochimie
UE 2.1 Biologie fondamentale
Pr Marianne Zeller
INSERM U866, UFR Sciences de santé, Université Bourgogne-Franche Comté
Bibliographie
• Biologie humaine, principes d’anatomie et
physiologie, E. Marieb; Ed Pearson, 8ème
ed.
• Cahier Sciences infirmières, UE 2.1 et 2.2; G.
Perlemuter, L. Pitard, J. Quevauvilliers; Ed: Elsevier
Masson, 2010
• Cycles de la vie et grandes fonctions, UE 2, Réussir en
IFSI, C. Favro; Ed De Boeck Estem, 2014
Plan
1. La matière
2. Combinaisons de la matière : Les liaisons
chimiques
3. Réactions chimiques
4. Composition chimique de la matière vivante
Plan
1. La matière
2. Combinaisons de la matière : Les liaisons
chimiques
3. Réactions chimiques
4. Composition chimique de la matière vivante
La matière
Définition = la substance qui forme l’univers.
• Constituée d’atomes
• Chimie = étude de la nature de la matière, comment ses composants interagissent entre eux
• Biochimie = chimie du vivant
• La matière peut être sous la forme solide, liquide ou gazeuse
• Dans l’organisme humain : solide (os, dents), liquide (sang, lymphe, liquide interstitiel), gaz (oxygène, gaz carbonique…)
Composition de la matière
• Atomes = constituants les plus simples de la
matière, ne peuvent être dégradés en
substances plus simples (au moyen de
méthodes chimiques ordinaires)
• 4 atomes: oxygène, carbone, hydrogène,
azote = 96 % de notre masse corporelle
• Le reste (4%) = calcium, phosphore, soufre,
sodium, chlore, magnésium, iode,
fer…+oligoéléments (Cobalt, Cu, Fl..)
• Chaque atome est désigné par son symbole
chimique.
– C = carbone
– O = oxygène
– N = azote
– H = hydrogène
– P = phosphore
– Fe = fer
– K = Potassium…
Les atomes
• Atomes très petits : 0,1 – 0,5 nm (1 nm =10-9 m)
• Composés de particules (protons, neutrons, électrons), dont le nombre et la proportion varient dans les différents atomes.
• Ces particules diffèrent par– Masse
– Position qu’elles occupent dans l’atome
– Charge électrique
• Charge électrique = capacité d’une particule à attirer ou repousser les autres particules chargées– Particules de même charge se repoussent
– Particules de charges opposées s’attirent
• Protons
– Charge + (p+)
• Neutrons
– Charge neutre (n°)
• Protons + Neutrons = Noyau
– Masse lourde (99,9 % de la masse de l’atome)
• Electron
– Charge – (e-) qui est égale (en valeur absolue) à
charge du proton p+
– Masse très faible (négligeable)
Masse et charge des particules
Même masse =
unité de masse atomique
Les atomes
• Les atomes sont électriquement neutres : nombre
d’électrons = nombre de protons.
– H = 1 proton + 1 électron
– Fe = 26 protons + 26 électrons
• Peuvent perdre ou gagner des électrons → ions , qui ont
donc 1 charge électrique (≠ neutres)• Anions (-): Cl-
• Cations (+): Na+, K+
Représentation schématique des atomes
Schéma avec électrons sur orbites = simplifié car en réalité: nuage électronique
L’identification des atomes
• Numéro atomique
• Nombre de masse
Numéro (ou nombre) atomique
• = nombre de protons
• = nombre d’électrons
• Indiqué en indice à gauche du symbole chimique
1 H
2 He
• = Nombre d’unités de masse atomique
• = Nombre protons + nombre neutrons
– Ex: H = 1 proton (0 neutrons)
• numéro atomique = 1
• nombre de masse = 1 + 0 = 1
– Ex: He = 2 protons + 2 neutrons
• numéro atomique = 2
• nombre de masse = 2 + 2 = 4
• Indiqué en exposant à gauche du symbole chimique1 H4 He
Nombre de masse
Les isotopes
• La plupart des atomes existent sous plusieurs formes appelés isotopes
• 2 isotopes d’un même atome possèdent le même nombre de protons (et d’électrons), mais pas le même nombre de neutrons
• → Les isotopes d’un atome ont le même numéro atomique, mais des nombres de masse différents
• Puisque les isotopes d’un atome ont le même nombre d’électrons (et protons) → mêmes propriétés chimiques
Isotopes de l’hydrogène
Nombre de masse = nombre protons + neutrons
Numéro atomique = 1
Nombre de masse = 1
Numéro atomique = 1
Nombre de masse = 2
Numéro atomique = 1
Nombre de masse = 3
Nombre atomique = nombre protons
Isotope plus lourd
que l’Hydrogène
Les isotopes
• Dans la nature: atome = mélange d’isotopes
• Un des isotopes est généralement beaucoup plus
abondant que les autres
• → la masse atomique d’un atome ≈ nombre de
masse de son isotope le plus abondant
– Ex: La masse atomique de l’Hydrogène = 1,0079
l’isotope le plus léger 1H est le plus répandu
• Les isotopes les plus lourds sont les plus instables et
se décomposent spontanément = les radio-
isotopes.
• Cette désintégration atomique spontanée =
radioactivité, qui libère de l’énergie
• Energie libérée sous forme de rayons (alpha,
bêta, gamma)
• Effets biologiques des rayons → radicaux libres
(molécules, cellules, tissus...)
• Utilisation médicale des radio-isotopes
– Tomographie par Emissions de Positons : imagerie
diagnostique (étude du métabolisme)
– Radiothérapie: destruction cellules cancéreuses
– Marqueurs diagnostics
• Ex: Iode : Iode 131 pour détecter des tumeurs thyroïde
Les radio-isotopes
Plan
1. La matière
2. Combinaisons de la matière : Les liaisons
chimiques
3. Réactions chimiques
4. Composition chimique de la matière vivante
Les molécules
• Molécule = ensemble de plusieurs atomes unis
par des liaisons chimiques.
• Combinaison de deux atomes du même
élément une molécule de cet élément :
H + H H2 gazeux
• Équation chimique = représentation de la
réaction chimique :
4H + C CH4 (composé = méthane)
Les liaisons chimiques et les
réactions chimiques
• Une réaction chimique a lieu chaque fois que
des atomes s’associent avec d’autres atomes
ou s’en dissocient.
• Lorsque les atomes s’associent, il y a formation
d’une liaison chimique (= liaison entre 2
atomes)
Formation d’une liaison chimique
• Les électrons occupent des régions de l’espace appelées couches électroniques, qui correspondent également à des niveaux d’énergie
• Chaque atome peut posséder jusqu’à 7 couches électroniques (Numérotées de 1 à 7 en partant du noyau)
• Force d’attraction entre le noyau (+) et les électrons (-) est plus grande vers le noyau et plus faible lorsqu’on s’en éloigne
• → Les électrons les plus éloignés du noyau sont ceux qui vont plus facilement interagir avec d’autres atomes
• Chaque couche électronique peut recevoir un nombre max d’électron– 2 sur la 1ère couche
– 8 sur la 2ème couche
– 18 sur la 3ème couche
• Un atome dont les couches externes ne sont pas complètes a tendance à gagner ou perdre des électrons afin d’atteindre un état stable
• La couche externe est appelée couche de valence
• Elle contient les électrons qui participent aux liaisons (électrons réactifs)
• Lorsque la couche de valence est complète, l’atome atteint l’état stable, devient chimiquement inerte (non réactif)– Ex: hélium, néon
Rôle des électrons
Réactivité chimique
• Fonction de la règle des 8 électrons
• Sauf la couche 1 qui est complète avec 2 électrons
• Pour toutes les autres couches:
• Les atomes interagissent entre eux pour que leurs couche de valence contienne 8 électrons
• Interaction = rapprochement ou mise en commun de leur couche de valence
• Il existe ainsi plusieurs types de liaisons
– Liaisons ioniques
– Liaisons covalentes
• Non polaire
• Polaire
– Liaisons hydrogène
Types de liaisons chimiques
• Est créée lorsque des électrons passent
complètement (transfert) d’un atome à l’autre
• Liaison = faible
• Quand les atomes gagnent ou perdent des
électrons au cours d’une liaison, l’équilibre
entre charges positives (protons) et charges
négatives (électrons) est rompu (perte
neutralité)
• → On obtient des particules chargées appelées
ions
La liaison ionique
Pour atteindre l’état de
stabilité, le sodium doit
perdre 1 électron, et le
chlore en gagner 1
les 2 ions Na+ et Cl- ont
atteints un état stable et
s’attirent donc restent
voisins
Transfert d’e-
Exemple de liaison ionique:
Formation du chlorure de sodium
• L’atome qui gagne un électron acquiert une
charge nette négative (plus d’électrons que de
protons) est un anion (-)
– Ex: Cl-
• L’atome qui perd un électron acquiert une
charge nette positive (moins d’électrons que de
protons) est un cation (+)
– Ex: Na+
Les types d’ions
La liaison covalente
• Quand chaque atome complète sa couche de valence en partageant des électrons (mise en commun) avec d’autres atomes, la liaison qui unit les atomes s’appelle une liaison covalente
• Dans ce cas, il n’y a pas de transfert d’électrons, mais partage d’électrons
• Les électrons mis en commun gravitent autour de la molécule et stabilisent les atomes constituant cette molécule
• Liaison = forte
Exemple de liaison covalente:
Formation de l’hydrogène H2
Chaque atome d’hydrogène
n’a qu’1 électron sur sa
couche externe
Partage d’ 1 électronChaque électron de la
couche externe est mis en
commun de manière à
compléter la couche de
valence → état de stabilité
Exemple de liaison covalente:
Formation de l’oxygène O2
Chaque atome d’oxygène a
6 électrons sur sa couche
de valence
Partage de 2 électronsChaque atome a 8
électrons sur sa couche
externe → état de stabilité
Exemple de liaison covalente:
Formation du méthane CH4
Chaque atome de carbone
a 4 électrons sur sa couche
de valence et chaque
atome d’hydrogène a 1
atome
Partage d’électronsChacun des 5 atomes a
complété les électrons sur
sa couche externe → état
de stabilité
• Une paire d’électrons mis en commun forme
une liaison covalente simple (H-H).
• Deux paires d’électrons mis en commun forme
une liaison covalente double (O = O).
Les symboles chimiques
• Lorsque les électrons de valence sont mis en
commun de manière équilibrée entre les
atomes, la molécule formée est dite non
polaire
• Cela signifie que l’attraction (électronégativité)
entre chacun des atomes est équilibrée
Liaisons covalentes non polaires
• Le gaz carbonique CO2 :
• L’atome de carbone partage 4 paires d’électrons avec 2 atomes
d’oxygène
• L’oxygène est très avide d’électrons → il attire les électrons de
valence plus fortement que le carbone
• Cependant, la molécule a une structure linéaire (O=C=O) et
l’attraction exercée par un atome O est contrebalancée par
l’autre atome O
• Le CO2 est une molécule non polaire
Exemple de liaison covalente non polaire
• La molécule d’eau (H2O) : elle se forme par liaison covalente entre 2 H et
1 O.
• Chaque atome d’hydrogène partage 2 électrons avec l’atome d’oxygène.
• Mais O a la plus grande force d’attraction (O très avide d’électrons)
• la répartition des paires d’électrons n’est pas équilibrée, car ceux-ci
passent plus de temps au voisinage de l’atome d’oxygène
• L’extrémité vers O est chargée négativement (-) et l’extrémité où se
trouve l’hydrogène est chargée positivement (+)
• La molécule a deux pôles chargés (= dipôle) : elle est polaire
• orientation particulière des molécules polaires (H2O) par rapport aux
autres
Exemple de liaison covalente polaire
Les liaisons hydrogène
• Liaisons très faibles
• Se forment quand un atome d’hydrogène déjà
lié à un atome électronégatif (N ou O) est attiré
par un autre atome électronégatif, créant ainsi
une sorte de pont entre eux
• Contribuent à la conformation spatiale des
grosses molécules (protéines, ADN)
• Liaisons hydrogène entre les molécules d’eau
tension superficielle
Les pôles légèrement positifs des
molécules d’eau s’alignent en direction
des pôles légèrement négatifs des
autres molécules d’eau → tension
superficielle de l’eau
Une araignée d’eau peut se
déplacer à la surface de l’eau en
raison de la tension superficielle qui
augmente la cohésion des
molécules d’eau entre elles
Liaisons hydrogène de l’eau
et tension superficielle
Plan
1. La matière
2. Combinaisons de la matière : Les liaisons
chimiques
3. Réactions chimiques
4. Composition chimique de la matière vivante
Les modes de réactions chimiques
• Réaction chimique = association ou
dissociation d’atomes (rupture ou formation de
liaisons)
Le nombre total d’atomes reste le même,
seule leur organisation change
• Les 3 types de réaction
– Réactions de synthèse (anabolisme)
– Réactions de dégradation (catabolisme)
– Réactions d’échange
Réactions de synthèse : anabolisme
A + B AB
Formation d’une liaison chimique
Utilise de l’énergie
Réactions de dégradation: catabolisme
AB A + B
Dissociation en 2 molécules
Produit de l’énergie
Réactions d’échange
AB + C AC + B ou AB + CD AD + CB
Echange de parties de molécules
Plan
1. La matière
2. Combinaisons de la matière : Les liaisons
chimiques
3. Réactions chimiques
4. Composition chimique de la matière vivante
La composition chimique de la
matière vivante
• 2 grandes classes de molécules (composés):
• Composés inorganiques: petites molécules• eau, sels, acides, bases
– Composés organiques: avec carbone, grosses
molécules
• Glucides, lipides, protéines, acides nucléiques…
Aussi vitaux les uns que les autres !
Plan
1. La matière
2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques
3. Réactions chimiques
4. Composition chimique de la matière vivante
1. Composés inorganiques
2. Composés organiques
L’eau
• L’eau = 60 % du poids du corps = le + abondant de la matière vivante
• Liquide vital, nombreux rôles:– Thermorégulateur: forte capacité thermique: distribue
(via sang) et absorbe chaleur (ex: temp extérieure élevée, exercice physique)
– Favorise réactions chimiques (ex: hydrolyse)
– Protecteur: fonction d’amortisseur (ex: LCR autour du SNC, ou liquide amniotique autour fœtus)
– Lubrifiant (en association avec autres molécules) → mucus : salive, synovie, tube digestif…
– Solvant universel (molécule polaire): l’eau dissout les substances avec facilité permet réactions entre molécules, transport, diffusion…
• Contiennent liaisons ioniques (transfert d’e-)
• Association de divers minéraux
– En cristaux (solide)
• Sels de calcium (os) et phosphore (dent)
– En solution, sous forme d’ions (dissociés) dans
les liquides de l’organisme:
• NaCl Na+ + Cl-
• Ions = particules chargées = électrolytes
(conduisent l’électricité)
• Maintien des quantités constantes d’ions dans
l’organisme = essentiel à la vie importance de
l’équilibre électrolytique
Les sels
• Acide = substance qui libère des ions hydrogène
• H+ (= protons = noyau d’un atome d’hydrogène) en
solution dans l’eau
• Un acide est un donneur de protons
HCl H+ + Cl-
Acide chlorhydrique Proton + Anion (chlore)
• Lorsqu’il se dissout dans l’eau, un acide libère des
ions hydrogène et des anions
• HCl sécrété par la paroi de l’estomac (digestion)
Les acides et les bases
• Base = accepteur de protons
• Les bases libèrent des ions hydroxyles (OH-) et des cations lorsqu’elles se dissocient dans l’eau
• Ex: La soude (NaOH) se dissocie totalement (base forte) en ion sodium (Cation = Na+) et en ion hydroxyle
NaOH Na+ + OH-
• Ex: autres bases (bases faibles) : – Ammoniac (NH3): déchet issu dégradation protéines
NH3+ + H+ → NH4
+ (ion ammonium)
– Bicarbonate (HCO3-): abondant dans le sang
HCO3- + H+ H2CO3 (acide carbonique)
Les bases
• Le pH traduit la concentration relative des ions H+ (et OH-)
dans les liquides de l’organisme
• pH = potentiel d’Hydrogène: échelle de 0 à 14
• Eau pure = très faiblement dissociée (pH=7): solution neutre)
→ autant de H+ que de OH-
– Si on ajoute un acide dans l’eau (Ex: HCl), il se dissocie et la solution
contient beaucoup plus de H+ que de OH- → solution acide (pH<7)
– Si on ajoute une base dans l’eau (Ex: NaOH), les OH- sont libérés
solution basique (alcaline) (pH>7)
• Importance de la régulation du pH dans notre organisme
(équilibre acido-basique)
– pH sang = 7,4 (7,35 à 7,45)
pH: concentration acide - base
Plan
1. La matière
2. Combinaisons de la matière : Les liaisons chimiques
3. Réactions chimiques
4. Composition chimique de la matière vivante
1. Composés inorganiques
2. Composés organiques
Les glucides
• Carbone (C) + hydrogène (H) + oxygène (O)
[(CH2O)n]
• Sucres et amidon
• Unité de base = monosaccharide = sucre
simple • Glucose : 6 atomes de carbone
• Abondant dans le sang (glycémie)
• source d’énergie pour les cellules
• Fructose : 6 atomes de carbone
• origine = alimentaire (fruits) et édulcorant
• Galactose : 6 atomes de carbone
• Origine = lait
• Ribose: 5 atomes de carbone
• Constituant de l’ADN, ARN
• Formé par réaction de synthèse (réversible) avec libération d’eau
• Origine = alimentaire
• Hydrolysé pour former sucres simples (glucose) au cours digestion
• Sucrose = Glucose + Fructose
• Sucre de canne ou bettrave
• Lactose = Glucose + Galactose
• Lait
• Maltose = Glucose + Glucose
• Bière
• Longue chaîne ramifiée de glucose
• Insolubles
• Aliments : amidon (céréales, pain, pommes de terre, légumes secs…)
• Glycogène = forme stockage d’énergie pour les cellules (foie)
• Glucose en excès stocké aussi en lipides
• Glucose utilisé selon besoins:
• Oxydation (O2) du glucose → CO2 + H2O + énergie (ATP)
• Graisses
• Contiennent C, H, O
• Insolubles dans l’eau, solubles dans les solvants (éther, chloroforme)
• Présents dans aliments (viande, lait, huiles, jaune d’œuf…)
• Stockage dans tissu adipeux
• Source d’énergie (> glucides)
• 3 grandes catégories :– Triglycérides
– Phospholipides
– Stéroïdes
Les lipides
Triglycérides = Acides Gras (AG) + glycérol
• Trois AG sur une molécule de glycérol
• Différents types d’AG :
• AG saturés (liaison simple entre chaque atome de C) graisses solides (origine animale)
• AG insaturés (liaison double ou triple entre chaque atome de C) huiles végétales (origine végétale)
• Stockage (adipocytes): peau, viscères
• Isolant thermique
• Source d’ATP
Les phospholipides :
• Ressemblent aux TG : glycérol + AG (2 AG)
• Groupement phosphate remplace un AG
• Tête polaire attire l’eau (hydrophile) et queue non polaire (hydrophobe)
• Constituant des membranes cellulaires
Les stéroïdes:
• 4 anneaux hydrocarbonés juxtaposés
• Principal représentant = cholestérol
• Apporté par les aliments et aussi synthétisé par le foie
• Précurseur des hormones stéroïdes (sexuelles et cortisol), de la
vitamine D et des sels biliaires.
• 50 % de la matière organique du corps humain
• aa liés entre eux pour formés un polypeptide
• Protéine = longue chaîne polypeptidique avec conformation spatiale spécifique
• Plusieurs milliers de protéines différentes
• Structure déterminée par les gènes
• Rôles
– Structural (fibreuses) = maintien, cohésion tissus (organites et membranes cellulaires, liquide interstitiel…) Ex: collagène, kératine
• Fonctionnel (globulaires) (hormones, Ac, Hb, enzymes…) Ex: rénine
Les protéines
Unité de base = acides aminés (aa)
20 acides aminés
Groupe amine NH2 + groupe
acide COOH + H sur le même
carbone, et variantes sur le
radical R selon l’aa
Structure des protéines:
Acides aminés et polypeptides
• Les enzymes = protéines fonctionnelles
• Catalyseurs biologiques = accélèrent la vitesse d’une réaction chimique (millions de réactions/min)
• Non consommés ou transformés par la réaction
• Nécessitent co-facteurs (Mg++, Fe++, Cu++, Mn++…).
• Se lient aux substrats, les maintient dans une conformation idéale pour que la réaction ait lieu.
• Réutilisable → la cellule n’a besoin que de petites quantités de chaque enzyme.
• Spécifique : ne peut agir que sur une réaction enzymatique donnée
• On nomme les enzymes d’après le type de réactions qu’elles catalysent ajouté au suffixe -ase: – Hydrolases (ajoutent une molécule d’eau)
– Oxydases (causent une oxydation)
– Transférase (transfert une fonction chimique)
– Synthétase (formation d’une liaison covalente)
• Les plus grandes molécules de l’organisme
• Unités de base = les nucléotides.
• Un nucléotide = une base azotée + un sucre (pentose) + un
groupement phosphate
• Principaux types de bases azotées : adénine (A), guanine
(G), cytosine (C), thymine (T) et uracile (U).
• Acides nucléiques = ADN (Acide Désoxy-riboNucléique) +
ARN (Acide Ribonucléique)
Les acides nucléiques
• Double hélice (2 chaînes de nucléotides) -« échelle » - chaînes retenues par des liaisons hydrogènes reliant les bases ; les « montants » sont constitués par l’alternance des unités désoxyriboses et des unités phosphates et les « barreaux » sont formés de bases reliées entre elles.
• Bases : A, G, T et C.
• Liaisons entre les bases sont spécifiques
• bases complémentaires:
• [A-T]
• [G-C]
La double hélice d’ADN
L’ARN
• Constitué d’un brin simple de nucléotides
• Bases azotées de l’ARN : A, G, C et U (au lieu de T).
• Sucre = ribose.
• Trois grandes variétés
– ARN de transfert : transporte les aa aux ribosomes
– ARN messager : achemine les gènes jusqu’aux ribosomes
– ARN ribosomique : s’intègre aux ribosomes, et supervise la
traduction du message et la liaison entre les aa qui forment
les protéines
L’adénosine triphosphate (ATP)
• ATP = nucléotide modifié formé d’une base
d’adénine, de ribose et de trois groupements
phosphates.
• Les groupements phosphates sont reliés par des
liaisons chimiques appelées « liaisons phosphates
riches en énergie ».
• ATP synthétisé à partir du glucose
