K1030(SV1)Notes de cours (Vol.1) PDF
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Haute école (Université)
2024
B. Dewez, M. Arras, A. Fraselle-Jacobs, C. Coetsier
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These notes cover the first year of Kinésithérapie, specifically the 1st unit (K1030=SV1) focusing on cellular functions. Molecules, cells and protein interactions are discussed in detail, in preparation for an exam.
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BACHELIER EN KINÉSITHÉRAPIE : 1ère UE KINV 1030 Sciences du vivant 1 : Fonctions cellulaires Cours théorique donné par Mme B. Dewez & Mr M. Arras (Notes de cours basées sur les versions antérieures rédigées par A. Fraselle-Jacobs, C. Coetsier, B. Dewez et M. Arras)...
BACHELIER EN KINÉSITHÉRAPIE : 1ère UE KINV 1030 Sciences du vivant 1 : Fonctions cellulaires Cours théorique donné par Mme B. Dewez & Mr M. Arras (Notes de cours basées sur les versions antérieures rédigées par A. Fraselle-Jacobs, C. Coetsier, B. Dewez et M. Arras) Année académique : 2024-2025 Objectifs de l’UE Comprendre et connaitre les niveaux moléculaires et cellulaires de l'organisation du corps humain en vue d'un raisonnement intégré sur une situation clinique ou de santé. Acquis d'apprentissage spécifiques visés par l'UE Expliquer par écrit les processus fondamentaux de la vie cellulaire du corps humain dans le contexte d'une situation clinique ou de santé : - en schématisant et décrivant la composition, l’organisation et le fonctionnement (potentiel de membrane, flux d’énergie, communication) d’une cellule - en solutionnant des exercices de chimie et biochimie Méthodes d’enseignement Cours magistraux (diaporamas disponibles sur la plateforme Moo Vin’ de la haute école : http://moodle.vinci.be (KINV1030 SV1 fonctions cellulaires) Séances d’exercices (12h) (12 X 1h) Travail de groupe (non certificatif)-examen blanc Mode d’évaluation Questions choix multiples (QCM) Evaluation A la fin du 1e quadrimestre : Examen écrit (100% de la note de l’UE) A la fin du 3e quadrimestre (2e session) : Examen écrit (100% de la note de l’UE) Planning des activités Vous trouverez ci dessous quelques informations sur le déroulement de l'UE durant le semestre. L'unité comprend : - 4 à 6 heures de cours par semaine - 1 heure d'exercices par semaine - un travail de groupe formatif (dans une optique de préparation à l'examen) Remarque : les informations concernant l'organisation méthodologique du cours (cours magistraux, travaux dirigés, travaux pratiques) les modalités d'examen ont été communiquées oralement lors du 1er cours et par écrit sur le site du cours « KINV1030 : Sciences du vivant1 » de la plate-forme Moo Vin’ (http://moodle.vinci.be) Table des matières Chapitre 1 : Interactions moléculaires..................................................................................... 6 1.1 Notions de molécule, atome et liaison chimique...................................................... 6 1.1.1 Eléments et composés chimiques.......................................................................................................6 1.1.2 Données chimiques de base sur les atomes........................................................................................8 1.1.2.1 Les éléments de la matière........................................................................................................8 1.1.2.2 L'atome......................................................................................................................................8 1.1.2.3 Les éléments chimiques..........................................................................................................10 1.1.2.4 Les isotopes chimiques...........................................................................................................11 1.1.2.5 Notions de couches électroniques, périodicité des éléments et électrons de valence..............17 1.1.2.6 Représentation des éléments selon Lewis................................................................................18 1.1.2.7 Règle de l’octet et variation de l’indice d’électronégativité....................................................19 1.1.2.8 Variation de l’énergie d’ionisation..........................................................................................19 1.1.2.9 Variation du caractère métallique............................................................................................20 1.1.3 Ionisation des atomes........................................................................................................................20 1.1.3.1 Formation des ions..................................................................................................................20 1.1.3.2 Valence des principaux radicaux.............................................................................................21 1.1.4 Les liaisons chimiques......................................................................................................................22 1.1.4.1 Les liaisons covalentes............................................................................................................22 1.1.4.2 Les liaisons non covalentes.....................................................................................................23 1.1.4.3. Caractère ionique de la liaison covalente.....................................................................................24 1.1.5 Quantification de la matière.............................................................................................................25 1.2 L’eau, solvant universel.......................................................................................... 26 1.3 Biomolécules............................................................................................................. 30 1.3.1 Les molécules organiques simples....................................................................................................30 1.3.1.1 Le carbone...............................................................................................................................30 1.3.1.2 Les hydrocarbures...................................................................................................................31 1.3.1.3 Fonctions organiques...............................................................................................................35 1.3.1.4 Les polymères..........................................................................................................................40 1.3.2 Les glucides......................................................................................................................................41 1.3.2.1 Monosaccharides.....................................................................................................................41 1.3.2.2 Les disaccharides.....................................................................................................................42 1.3.2.3 Les polysaccharides.................................................................................................................43 1.3.3 Les lipides.........................................................................................................................................44 1.3.3.1 Les acides gras.........................................................................................................................44 1.3.3.2 Les triacylglycérols (ou triglycérides).....................................................................................45 1.3.3.3 Les phospholipides..................................................................................................................46 1.3.3.3 Le cholestérol et les dérivés stéroïdes.....................................................................................47 1.3.3.4 Les glycolipides.......................................................................................................................48 1.3.4 Les protéines.....................................................................................................................................48 1.3.4.1. Les acides aminés....................................................................................................................48 1.3.4.1 Structure des protéines............................................................................................................51 1.1.1.3 Etude forme-fonction de quelques protéines...........................................................................55 1.3.5 Les acides nucléiques........................................................................................................................55 1.3.5.1 Nucléotides..............................................................................................................................59 1.3.5.2 Structures de l’ARN et de l’ADN............................................................................................63 1.4 Propriétés des solutions physiologiques................................................................. 64 1.4.1 Aspects quantitatifs..........................................................................................................................64 1.4.2 Notions de pH, acides, bases et tampon...........................................................................................64 1.4.2.1 Auto-dissociation de l’eau.......................................................................................................64 1.4.2.2 Acides et bases........................................................................................................................65 1.4.2.3 Les mélanges tampons.............................................................................................................67 1.4.3 Pression osmotique...........................................................................................................................71 1.4.4 La tension superficielle.....................................................................................................................74 1.4.5 Les émulsions...................................................................................................................................75 1.5 Interaction des protéines......................................................................................... 76 1.5.1 Spécificité des protéines...................................................................................................................76 1.5.2 Modulation des protéines..................................................................................................................76 Chapitre 2 : Les cellules........................................................................................................... 78 2.1 Introduction............................................................................................................. 78 2.2 Les procaryotes........................................................................................................ 81 2.2.1 Structure et fonctions.......................................................................................................................81 2.2.2 Maladies dues aux bactéries.............................................................................................................86 2.3 Description de la cellule eucaryote......................................................................... 88 2.3.1 La membrane cellulaire....................................................................................................................88 2.3.2 Le cytoplasme..................................................................................................................................94 2.3.3 Le cytosquelette................................................................................................................................95 2.3.3.1 Les filaments d’actine..............................................................................................................95 2.3.3.2 Les filaments intermédiaires....................................................................................................96 2.3.3.3 Les microtubules.....................................................................................................................97 2.3.4 Le noyau...........................................................................................................................................99 2.3.4.1 Morphologie............................................................................................................................99 2.3.4.2 Rôles du noyau......................................................................................................................102 2.3.4.3 La mitose...............................................................................................................................107 2.3.4.4 La méiose..............................................................................................................................109 2.3.5 Le réseau membranaire..................................................................................................................111 2.3.5.1 Le reticulum endoplasmique rugueux (RER)........................................................................111 2.3.5.2 Le reticulum endoplasmique lisse (REL)..............................................................................113 2.3.5.3 L’appareil de Golgi................................................................................................................114 2.3.5.4 Le lysosome...........................................................................................................................115 2.3.5.5 La mitochondrie.............................................................................. Erreur ! Signet non défini. 2.3.5.6 Le peroxysome............................................................................... Erreur ! Signet non défini. 2.4 Dynamique cellulaire............................................................................................. 122 2.5 Eléments d’embryologie........................................................................................ 124 2.5.1 Segmentation..................................................................................................................................124 2.5.2 Implantation...................................................................................................................................125 2.5.3 Gastrulation....................................................................................................................................127 2.5.4 Organogenèse.................................................................................................................................128 2.5.4.1 Neurulation............................................................................................................................128 2.5.4.2 Evolution des trois feuillets embryonnaires...........................................................................129 2.5.5 Histogenèse....................................................................................................................................130 2.5.6 Embryologie expérimentale...........................................................................................................131 2.5.6.1 Culture, transfert et congélation d'embryons.........................................................................131 2.5.6.2 Régulation embryonnaire......................................................................................................131 2.5.6.3 Transferts nucléaires et clonage.............................................................................................132 2.5.6.4 Animaux transgéniques.........................................................................................................132 2.6 Eléments de génétique........................................................................................... 134 2.6.1 Qu’est-ce que la génétique ?..........................................................................................................134 2.6.2 Théorie chromosomique de l’hérédité............................................................................................134 2.6.3 Quels gènes pour quels caractères ?................................................................................................135 2.6.3.1 Gènes allèles et famille multigénique....................................................................................135 2.6.3.2 Gènes pléiotropes..................................................................................................................138 2.6.3.3 Génotype...............................................................................................................................139 2.6.3.4 Phénotype..............................................................................................................................139 2.6.4 Lois de distribution des caractères héréditaires...............................................................................140 2.6.4.1 Première loi de Mendel ou Loi de ségrégation indépendante des caractères........................140 2. 6. 4. 2 Deuxième loi de Mendel ou Loi de la recombinaison indépendante des caractères.............140 2.6.4.3 Cas de plusieurs paires d’allèles parentaux liées..................................................................141 2.6.5 Hérédité mendélienne appliquée à l’homme...................................................................................141 2.6.5.1 Exemples de caractères héréditaires normaux......................................................................141 2.6.5.2 Exemples de caractères héréditaires pathologiques...............................................................142 2.6.5.3 Hérédité liée aux hétérochromosomes...................................................................................145 2.6.6 Génétique et médecine....................................................................................................................147 2.6.6.1 Anomalies géniques...............................................................................................................147 2.6.6.2 Anomalies ou aberrations chromosomiques..........................................................................149 2. 6. 6. 3 Aberrations concernant la structure des chromosomes.........................................................151 2.6.6.4 Le caryotype..........................................................................................................................152 Chapitre 1 : Interactions moléculaires 1.1 Notions de molécule, atome et liaison chimique 1.1.1 Eléments et composés chimiques Les êtres vivants sont des ensembles structurés. Ils sont faits de matière. On appelle matière tout ce qui occupe un espace et possède une masse. Les philosophes grecs de l’antiquité croyaient que la grande diversité de la matière reposait sur quatre éléments de base : l’air, l’eau, le feu et la terre. Les Grecs considéraient ceux-ci comme des substances pures et irréductibles à d’autres formes de matière. Selon eux, toutes les autres substances s’obtenaient en mélangeant deux ou plusieurs de ces éléments dans des proportions diverses. Les philosophes grecs n’ont peut-être pas proposé les bons éléments, mais leur idée de base est correcte. Dans les années 1920, le russe A.I. Opalin et le britannique J.B.S Haldane ont postulé indépendamment l’un et l’autre que les conditions régnant sur la terre primitive avaient favorisé certaines réactions chimiques. Ces réactions chimiques auraient synthétisé des composés organiques à partir de précurseurs inorganiques présents dans l’atmosphère et les mers de cette époque lointaine. Selon Oparin et Haldane, de telles réactions chimiques ne pourraient pas se produire de nos jours, car l’atmosphère est riche en dioxygène. Selon ces auteurs, le monde primitif présentait les conditions chimiques et énergétiques nécessaires à la synthèse abiotique de molécules organiques. En 1953, Stanley Miller et Harold Urey ont créé en laboratoire les conditions comparables à celles qui auraient existé sur la terre primitive. Urey émit l’hypothèse que l’atmosphère originelle de la terre était un mélange riche en hydrogène et composé d’H2, de méthane CH4, d’ammoniac NH3 et de vapeur d’eau H2O. Dans un appareillage en verre, Stanley Miller introduit du CH4, du NH3, de l’H2 et de l’eau. Il simula des orages en produisant des décharges électriques. Après quelques jours, l’eau prit une teinte rosée. Il analysa l’eau et y découvrit des acides aminés et autres composés organiques caractéristiques des êtres vivants. Il y avait donc eu formation spontanée de substances biologiques. 6 La matière est formée d’éléments. Un élément est une substance impossible à décomposer en d’autres substances plus simples au cours de réactions chimiques. Les chimistes ont identifié 92 éléments naturels, dont l’or, le cuivre, le carbone et l’oxygene. Ils ont attribué à chacun un symbole, le plus souvent constitué de la première ou des deux premieres lettres de son nom. Quelques symboles dérivent de noms latins ou allemands ; par exemple, celui du sodium est Na, du mot latin natrium, alors que celui du tungstene est W, du mot allemand wolfram. Un composé est une substance formée de deux ou de plusieurs éléments combinés dans des proportions définies. Le sel de table, par exemple, est en fait du chlorure de sodium (NaCl) ; il est constitué des éléments sodium (Na) et chlore (Cl) dans un rapport de 1:1. Le sodium pur est un métal, alors que le chlore pur est un gaz toxique. Cependant, une fois qu’ils sont liés chimiquement, ils forment un composé comestible. L’eau (H2O), un autre composé, est constituée des éléments hydrogene (H) et oxygène (O) dans un rapport 2:1. Ces exemples illustrent bien le concept d’émergence : un composé possède des caractéristiques que n’ont pas ses éléments pris individuellement. Des 92 éléments naturels, environ 20 à 25 % sont des éléments essentiels, c’est-à-dire dont un organisme a besoin pour mener une vie saine et pour se reproduire. Les élements essentiels sont semblables parmi les organismes, mais il existe certaines variations ; par exemple, les humains ont besoin de 25 éléments alors que les végétaux n’en exigent que 17. Quatre d’entre eux, soit l’oxygene (O), le carbone (C), l’hydrogene (H) et l’azote (N), constituent à eux seuls 96 % de la matière vivante (% massique). Le calcium (Ca), le phosphore (P), le potassium (K), le soufre (S) et quelques autres éléments forment presque tout le reste de la masse d’un organisme (4 %). L’organisme a besoin de certains éléments en infimes quantités ; ces éléments traces sont essentiels à son fonctionnement. Quelques-uns d’entre eux, comme le fer (Fe), sont indispensables à toutes les formes de vie, alors que d’autres le sont uniquement pour quelques espèces. Certains éléments naturels sont toxiques pour les organismes. Chez les humains, par exemple, l’arsenic est associé à de nombreuses maladies et ses effets peuvent être mortels. Dans certaines regions du monde, l’arsenic est naturellement présent dans le sol et peut être entrainé dans les eaux souterraines. Après avoir consommé de l’eau riche en arsenic provenant de puits fores en Asie du Sud, des millions de personnes ont été accidentellement contaminées. 7 Une molécule est formée quand un ou plusieurs atomes sont chimiquement liés. C’est la plus petite fraction de la matière qui puisse exister par elle-même tout en conservant les caractéristiques du corps pur dont elle provient. Les corps simples (ou corps purs élémentaires) sont constitués d’un seul élément. Celui-ci peut s’y trouver sous la forme d’atomes indépendants (Néon Ne, Argon Ar), ou sous la forme de molécules (dioxygène O2, trioxygène ou ozone O3, octasoufre S8). Les métaux, qui ont une structure particulière se représentent simplement par leur symbole (cuivre Cu, zinc Zn). Les corps composés sont constitués par l’association d’éléments différents (eau H2O, ammoniac NH3, glucose C6H12O6) 1.1.2 Données chimiques de base sur les atomes Quelques notions de base sur les atomes sont nécessaires pour comprendre certains mécanismes physiologiques et notamment, comment et pourquoi différentes associations d’atomes peuvent se faire et ce qu’elles impliquent sur la structure des molécules ainsi formées et leur réactivité. 1.1.2.1 Les éléments de la matière Trois particules constituent la base de toute matière : le proton, le neutron et l’électron. Ces particules se définissent en fonction de deux critères : leur charge électrique et leur masse. Les protons ont une charge positive, les électrons une charge négative, les neutrons ne portent pas de charge électrique. Les protons et les neutrons ont une masse relativement égale et sont 1850 foisplus lourds que les électrons. 1.1.2.2 L'atome L’atome peut être défini comme étant la particule ultime pouvant intervenir dans les phénomènes chimiques. Dans l’atome, protons et neutrons sont concentrés dans un noyau extrêmement dense, complexe et petit. On parle de noyau atomique. C’est pour cela que l’on désigne également les protons et neutrons sous le terme générique de nucléons. Les protons confèrent au noyau atomique une charge positive. Ce noyau atomique est entouré par un nuage d’électrons chargés négativement, présents en nombre égal à celui des protons et maintenus en orbite par attraction électrostatique au noyau, 8 l’atome constitue ainsi un ensemble électriquement neutre. électron neutron proton Modèle de Böhr de l’atome de carbone La masse d'un nucléon est de 1,7 10-27kg. Protons et neutrons ont quasiment la même masse. La masse d'un électron est de 9,1 10-31kg. La masse des nucléons étant beaucoup plus grande que celle des électrons (considérée comme négligeable), c’est le nombre de nucléons présents dans le noyau atomique qui détermine la masse de l’atome. On parle de nombre de masse (A). Le nombre de protons et le nombre d’électrons qui déterminent respectivement le nombre de charges positives et négatives que contient l’atome est appelé nombre atomique (Z). Généralement, on représente un atome quelconque en apposant : - en indice à gauche son nombre atomique Z; - en exposant à droite son nombre de masse A. 9 Avec ces deux nombres, on connaît entièrement la constitution de l’atome. 35 Exemple : 17 Cl Nombre atomique Z = 17 Nombre de masse A = 35 A Z → 17 protons et 17 électrons 18 neutrons 35 nucléons 1.1.2.3 Les éléments chimiques Un élément chimique est l’ensemble des atomes qui comportent le même nombre de protons. Il est désigné par un symbole de une ou deux lettres (ex : H pour l'hydrogène, Cu pour le cuivre). Le nombre d'éléments chimiques connus actuellement est d'environ 112. Ceux comprenant plus de 92 protons ont été créés artificiellement. 24 éléments chimiques paraissent essentiels au maintien de la structure et de la fonction du corps. Parmi ceux-ci, c’est l'hydrogène (63 %) et l'oxygène (26 %) qui sont les plus abondants puisque l’eau (H2O) constitue à elle seule 60% du poids corporel. Viennent ensuite le carbone (9 %) et l’azote (1 %). Ces 4 éléments constituent environ 99 % des atomes de l’organisme. Associés à de petites quantités de souffre et de phosphore, ils se combinent entre eux pour former des glucides, des lipides, des protéines et des acides nucléiques. Les 20 autres éléments chimiques jouent également un rôle très important dans l'organisme car ils entrent dans la composition de nombreuses molécules indispensables à la vie. Certains sont présents sous la forme d’atomes ionisés et jouent un rôle important dans l’activité électrique de la cellule et dans le transport et l’utilisation de l’énergie chimique. Certains d’entre eux vont également entrer dans la composition de la matrice extra cellulaire des tissus conjonctifs. D’autres éléments présents à l’état de traces (moins de 0,01 % de la totalité des atomes) ou oligo- éléments se trouvent dans l’organisme en très petites quantités mais n’en jouent pas moins un rôle essentiel pour la croissance et le fonctionnement de l’organisme. 10 Dans le tableau suivant, différents exemples de fonctions biologiques exercées par certains éléments chimiques : 1.1.2.4 Les isotopes chimiques Les atomes d'un élément chimique comportant un nombre différent de neutrons sont des isotopes de cet élément. Par exemple, Tous les isotopes de l'hydrogène ont un proton et un électron et ont zéro, un ou deux neutrons. Ce sont l'hydrogène léger, l'hydrogène lourd ou deutérium, et le tritium. 1 2 3 1H 1H 1H Hydrogène Deutérium Tritium léger La masse atomique est la masse moyenne d’un atome d’un élément donné : il prend en compte les différents isotopes de cet élément. L’hydrogène a une masse atomique de 1,008, moyenne des trois isotopes. Les propriétés chimiques d'un atome dépendent du nombre et de la disposition des électrons dans son nuage. Ainsi tous les isotopes d'un même élément chimique ont les mêmes propriétés chimiques. La légère différence de masse de leur noyau fait que leurs propriétés physiques se différencient quelque peu. En particulier, certains sont instables et ont tendance à se désintégrer spontanément en émettant alors des radiations. Ce sont des isotopes radioactifs ou radio-isotopes. 11 A propos des isotopes radioactifs Les 3 rayonnements Il existe trois variétés de radioactivité caractérisées par l'émission de trois types de rayons émis par l'atome : - les rayons (alpha) constitués de particules composées de deux protons et de deux neutrons (en fait un noyau d'Hélium). Ces particules alpha ne sont donc que des fragments de noyaux lourds instables qui se réorganisent pour devenir des noyaux plus légers et plus stables (non radioactifs donc !). Les rayons sont arrêtés par 6 cm d'air. Exemple de rayon : 92 U 234 → 2 He 4 + 90 Th 230 90 Th 230 → 2 He 4 + 88 Ra 226 - les rayons (bêta) constitués d'électrons. Le rayonnement bêta est identique au rayonnement cathodique de votre TV ! Les rayons sont arrêtés par un écran d'aluminium. - les rayons (gamma) constitués de photons (particules de lumière) de haute énergie. Ils ne sont que pure énergie sans aucune masse. Ces photons émis par le noyau sont dus au réarrangement interne des nucléons du noyau. Ces nucléons sont organisés en couches concentriques, un peu comme les électrons le sont autour du noyau. Dès qu'un nucléon glisse d'une couche nucléaire externe vers une couche plus interne et donc moins énergétique, ce dernier cède de l'énergie sous forme de photon . Ils sont très pénétrants et peuvent traverser un coffre-fort. Ces trois variétés de radioactivité ne sont pas émises simultanément. Chaque réaction nucléaire d'un atome n'émet qu'un seul type de rayonnement à la fois ! 12 Période d’un élément radioactif Un élément radio-actif alpha ou beta change de nature à mesure que ses atomes se désintègrent. La période d’un élément est le temps nécessaire pour que la moitié d’une quantité de départ de cet élément disparaisse. Si on a 20 grammes de carbone 14 au départ, il faudra attendre environ 5600 ans pour n'en avoir plus que 10 grammes. La période du carbone 14 est donc de 5600 ans Les applications médicales des isotopes radioactifs La radioactivité a de nombreuses applications médicales : elle a des utilisations thérapeutiques et est aussi un outil de connaissance. Les traceurs radioactifs Cette méthode consiste à remplacer dans une molécule un ou plusieurs atome(s) stable(s) par un de leurs isotopes radioactifs. La molécule est alors marquée, et on peut la suivre dans les processus physiques et chimiques auxquels elle participe. L'activité d'un organe ou d'une cellule se manifeste souvent par sa capacité à synthétiser une hormone ou une molécule spécifique. Par exemple, les globules rouges synthétisent l'hémoglobine, qui renferme du fer. La thyroïde synthétise de la tyroglobuline qui contient de l’iode. L'emploi d'un isotope radioactif artificiel du fer a permis de mesurer la quantité de fer et de remonter ainsi au taux d'hémoglobine dans le sang. De même, l'iode radioactif est utilisé pour l'étude du fonctionnement de la thyroïde. Un grand nombre de molécules marquées sont ainsi préparées et commercialisées pour des applications en biologie ou en médecine. Combinée avec l'emploi d'appareils électroniques sophistiqués, cette méthode permet d'obtenir des images des différentes régions d'un organe et d'en connaître avec précision l'activité. Cette méthode est extrêmement sensible : on peut suivre des molécules marquées dont la concentration est très faible. La détection d'éléments radioactifs comme le carbone 14 et le phosphore 32 peut descendre respectivement à moins de 10-10 g et 10-15 g. La radiothérapie L'effet bénéfique des rayonnements sur les tumeurs cancéreuses est établi depuis plusieurs années déjà. Aujourd'hui, les radio-isotopes artificiels, qui ont remplacé le radium initialement utilisé, sont employés sous deux formes : le traitement externe et la radiothérapie interstitielle. Dans le traitement externe, c’est le cobalt 60 qui est utilisé pour ses nombreux avantages par 13 rapport au radium. Ses radiations ß, qui ne présentent pas d'intérêt pour le traitement, sont moins énergétiques que celles du radium. Ses radiations sont pratiquement monoénergétiques, ce qui simplifie l’évaluation de la dose absorbée. Le cobalt 60 est d'usinage facile et sa production est peu coûteuse : il peut être extrait des déchets du combustible des réacteurs nucléaires. La radiothérapie interstitielle consiste à placer le radioélément à l'intérieur même de la tumeur, soit par l’intermédiaire d’implants, soit par l’utilisation de radio-isotopes spécifiques au tissus malade. Cette dernière méthode donne de bons résultats dans deux cas surtout : 1. L’irradiation des tissus en croissance trop rapide (en particulier, la moelle osseuse dans les polyglobulies essentielles) avec du phosphore radioactif ; 2. Le traitement des hyperthyroïdies et des cancers de la thyroïde, au moyen d'iode radioactif. La radiographie Les rayons X sont des rayons créés artificiellement. Il s’agit donc d’ondes électromagnétiques de même nature que la lumière visible ou les ondes radiophoniques, mais de longueur d'onde très courte, comprise entre 10-7 et 10-11 mètres, et dotées d'une grande énergie. Ces longueurs d'onde de l'ordre de l'Angström (10-10 m), sont proches des distances inter- atomiques, ce qui permet le passage du rayonnement à travers la matière (entre les atomes), alors qu'un rayonnement de plus grande longueur d'onde se trouve réfléchi par la matière. La radiographie enregistre l'image formée par des rayons X qui sont plus ou moins absorbés lorsqu'ils traversent un objet. On obtient ainsi une représentation négative de la constitution des objets étudiés. En effet, plus un objet est dense et absorbe les rayons X, moins les rayons X le traversent et atteignent le film radiographique, et donc, plus l’image obtenue sera claire. La Tomodensitométrie (TDM) ou Scanner est un tube à rayon X qui tourne autour du patient. Le film photographique est dans ce cas remplacé par des capteurs numériques et l'image est reconstruite par ordinateur. Des coupes sériées sont obtenues réalisant pratiquement des coupes anatomiques du corps humain. La résonance magnétique nucléaire La Résonance Magnétique Nucléaire (RMN), également appelée Imagerie par Résonance Magnétique (IRM), repose sur le fait que certains atomes peuvent entrer en résonance dans certaines conditions. C'est le cas de l'atome d'hydrogène, qui, étant l'un des éléments de la 14 molécule d'eau, est présent en grande quantité dans le corps humain. De plus, la quantité d'eau varie d'un tissu à un autre, mais aussi à l'intérieur d'un même tissu selon son état physiologique. Les atomes H1 peuvent être assimilés à des aimants. Ils ont ce que l’on appelle un moment magnétique. Sans perturbation extérieure, ces aimants élémentaires sont orientés dans toutes les directions, de façon aléatoire. Dans la RMN, un champ magnétique B extérieur est appliqué, entraînant ces aimants à s'orienter parallèlement aux lignes du champ magnétique. Un second champ magnétique B1, fourni par une onde radio-fréquence, est ensuite superposé perpendiculairement au premier. Les moments magnétiques, tels des aimants qui s’affolent, vont alors exécuter un mouvement circulaire entre les deux champs magnétiques : les atomes H1 entrent en résonance. Lorsque l'excitation par le champ B1 est supprimée, les protons retournent à leur état initial en émettant eux-mêmes un signal électromagnétique qui peut être mesuré et analysé informatiquement. L'IRM, de part sa résolution en contraste et son habileté à explorer, à la fois les parties molles et les structures ostéo-articulaires, va pouvoir mettre en évidence de façon plus fine et plus précoce que la radiographie standard les lésions. Un bilan précis permet une adaptation précoce et optimisée de l'arsenal thérapeutique médico-chirurgical. Pour donner une idée de son importance, disons simplement qu'elle permet d'obtenir des images de n'importe quel organe, dans n'importe quelle coupe, et ce dans un délai relativement court. Accidents dus aux radiations L’action des rayonnements sur l’organisme induit : - des effets somatiques qui atteignent l’individu lui-même - des effets génétiques qui atteignent la descendance Effets somatiques Accidents sanguins : les organes sanguins formateurs (hématopoïétiques) peuvent être atteints soit par une irradiation externe pénétrante, soit par une irradiation interne c.à.d par les rayonnements qu’émettent les substances radioactives qui se localisent dans l’os 15 (scintigraphie osseuse). Accidents de l’œil : le cristallin est la partie la plus sensible de l’œil et les rayonnements peuvent provoquer à dose élevée une cataracte. Atteinte de la peau : la prévention des accidents cutanés appelés radiodermites, est une préoccupation majeure en radiothérapie. Les atteintes précoces ressemblent à des brûlures superficielles ou profondes. Des lésions tardives peuvent apparaître après un délai qui peut être très long. Des cancers cutanés ont été constatés en particulier chez des ouvrières du New-Jersey, qui peignaient des cadrans phosphorescents destinés à l’aéronautique : elles affinaient leurs pinceaux avec leurs lèvres et absorbaient ainsi quelques fragments de peinture radioactive. C’est pourquoi dans les laboratoires utilisant des sources de rayonnements, un affichage rappelle aux manipulateurs de ne faire en aucun cas le geste machinal de porter un stylo ou un doigt à la bouche. Atteinte des gonades : l’irradiation des testicules provoque, selon les doses, une azoospermie (absence de spermatozoïdes dans le sperme) temporaire ou définitive ; celle de l’ovaire, une suppression des règles ou une ménopause précoce partielle après disparition de tous les ovocytes (précurseurs des ovules). Effets génétiques Les cibles privilégiées des rayonnements dans les êtres vivants sont principalement la molécule d’ADN et les chromosomes qui la portent. Les lésions infligées à la molécule d’ADN par les rayonnements sont variées : - la molécule peut être sectionnée en des endroits d’autant plus nombreux que la dose est forte ; les fragments peuvent être déplacés d’un chromosome à un autre. On observe alors des aberrations chromosomiques - la structure chimique de la molécule d’ADN est modifiée (disparition ou remplacement d’une ou plusieurs bases) ; le résultat est une mutation car le message génétique est altéré. 16 1.1.2.5 Notions de couches électroniques, périodicité des éléments et électrons de valence Les électrons peuvent orbiter autour du noyau sur sept couches électroniques nommées par les lettres K, L, M, N, O, P et Q. Les électrons se placent d'abord sur les couches proches du noyau qui correspond au niveau d’énergie minimale et de plus grande stabilité. Le nombre maximum d'électrons par couche est de : K = 2 ; L = 8 ; M = 18 ; N = 32 ; O = 32 ; P = 18 ;Q=8 Lorsqu’il a construit son tableau périodique, le savant russe Mendéléev s’est basé sur les propriétés des éléments. Il a placé dans les mêmes colonnes les éléments qui avaient des comportements semblables. Représentons la structure électronique des 20 premiers éléments et comparons avec la classification de Mendéléev : Que peut-on observer ? - Les éléments d’une même période (rangée horizontale) ont le même nombre de couches électroniques. - Les éléments d’une même famille (colonne) ont le même nombre d’électrons sur leur couche électronique la plus périphérique. 17 Rappelons que Mendéléev avait placé dans les mêmes colonnes les éléments qui avaient des comportements semblables. Le nombre d’électrons sur la couche électronique la plus périphérique semble donc importante. Remarquons que les gaz rares comme le néon ou l'argon, qui ne réagissent pas ou peu avec les autres éléments, ont tous 8 électrons sur leur dernière couche et que les éléments qui suivent chaque gaz rare ont une couche électronique supplémentaire. Cette règle s'applique aussi à l'hélium si l'on considère que son unique couche ne peut contenir plus que deux électrons. Le nombre d’électrons sur la couche électronique la plus périphérique, appelés également électrons de valence, est donc déterminant dans le comportement chimique des éléments. La présence de 8 électrons sur cette dernière couche représente l’état de stabilité souhaitable pour les éléments. 1.1.2.6 Représentation des éléments selon Lewis Dans la représentation des atomes selon Lewis, le symbole des éléments représente le cœur de l’atome, c’est-à-dire le noyau et les électrons à l’exception de ceux de la dernière couche. Les électrons de valence sont représentés par des points ou des traits. Si un atome possède au plus quatre électrons de valence, on les place séparément autour du symbole. Si un atome possède plus de quatre électrons de valence, les suivants formeront des paires successives avec les premiers et on les relie par un trait pour former un doublet électronique. Les électrons restés seuls sont appelés électrons non-appariés. Ce sont ces électrons non-appariés qui formeront avec les électrons non-appariés d'un autre atome les liaisons ou liens covalents. La représentation selon Lewis des 20 premiers éléments du tableau périodique est illustrée dans le tableau suivant : 18 1.1.2.7 Règle de l’octet et variation de l’indice d’électronégativité Les atomes les plus stables sont les gaz rares. Ces atomes ont un octet d’électrons (c’est à dire huit) sur leur couche périphérique. Seul l'hélium a 2 électrons puisque la couche K est saturée et donc stable avec seulement 2 électrons. L’état de stabilité des gaz rares va être recherché par tous les autres atomes. Ils vont donc tenter d’obtenir une couche périphérique contenant 8 électrons. Pour réaliser cet équilibre, ils peuvent: - soit perdre des électrons (s’ils ont peu d’électrons sur leur couche externe), - soit gagner des électrons (s’il ne leur manque que peu d’électrons sur la couche externe pour atteindre le nombre de 8), - soit partager des électrons avec d'autres atomes. L'indice d'électronégativité est un nombre qui mesure l'affinité électronique d'un élément, c'est-à-dire son pouvoir d'attraction sur les électrons. Plus un atome a tendance à attirer un électron, et plus son affinité électronique est grande. L'électronégativité augmente quand on se déplace vers le haut dans une famille; elle augmente aussi quand on se déplace vers la droite dans une période. L'atome de fluor est l'atome le plus électronégatif du tableau et c'est l'atome de francium (Fr) qui est le plus électropositif. 1.1.2.8 Variation de l’énergie d’ionisation L'énergie d'ionisation est l'énergie qu'il faut fournir à un atome sous l'état gazeux pour lui arracher un électron. Elle provient de la force électrique qui s'exerce entre l'électron de valence et le noyau atomique et elle dépend par conséquent de deux facteurs : - du rayon atomique. Plus il augmente et plus l'énergie d'ionisation diminue. - de la charge nucléaire du noyau , soit le nombre de protons. 19 Lorsque les deux effets agissent en sens contraire, c'est la distance (rayon atomique) qui joue le rôle le plus important. Cela nous explique pourquoi l'énergie d'ionisation diminue dans une famille lorsque le numéro atomique augmente (l'effet distance est plus important). D'autre part, l'énergie d'ionisation augmente de gauche à droite dans une période (les deux effets contribuent à cette augmentation). L'indice d'électronégativité et l'énergie d'ionisation varient dans le même sens. 1.1.2.9 Variation du caractère métallique Les métaux ont plusieurs caractéristiques physiques, comme la conductibilité électrique ou thermique, la ductilité et la malléabilité. Au regard de ces propriétés, le caractère métallique diminue lorsqu'on se déplace vers la droite dans une période ou vers le haut dans une famille. La règle de Sanderson constitue un moyen mnémotechnique pour déterminer si un élément appartient à l'ensemble des métaux. Un élément est considéré comme un métal si le nombre d'électrons périphériques est inférieur ou égal au numéro de la période dans laquelle il se trouve. 1.1.3 Ionisation des atomes 1.1.3.1 Formation des ions Les éléments métalliques sont des donneurs d'électrons. Pour devenir stables, les atomes des éléments métalliques ont tendance à perdre un ou plusieurs électrons, se transformant ainsi en ions positifs ou cations. - Les atomes alcalins (IA) perdent un électron pour devenir stables (Li+, Na+ , K+ ). - Les atomes alcalino-terreux perdent deux électrons (Be2+ , Mg2+, Ca2+, Ba2+ ). 20 Les éléments non-métalliques sont des accepteurs d'électrons. Pour devenir stables les atomes captent un ou plusieurs électrons, se transformant ainsi en ions négatifs ou anions. - Les atomes des halogènes (VIIA) captent un électron pour devenir stables (F-, Cl-, Br-, I-). - Les atomes des éléments de la famille de l'oxygène (VIA) captent deux électrons pour devenir stables (O2- (ion oxyde), S2- (ion sulfure)). 1.1.3.2 Valence des principaux radicaux Un radical est un ensemble d’atomes qui se comportent comme un tout lors d’une réaction chimique. Comme les atomes, ces radicaux sont caractérisés par une valence. Valence ionique -1 radical hydroxyle OH - radical nitrite NO2- radical nitrate NO3- radical hydrogénocarbonate HCO3- Valence ionique +1 radical ammonium NH4+ Valence ionique -2 radical sulfite SO32- radical sulfate SO42- radical carbonate CO32- Valence ionique –3 radical phosphite PO33- radical phosphate PO43- 21 1.1.4 Les liaisons chimiques Des forces unissent les atomes entre-eux pour former des molécules. Ces liaisons sont formées par des réactions entre les électrons de la couche externe de chaque atome qui cherche le maximum de stabilité. Les liaisons chimiques que l’on trouve dans les organismes vivants peuvent être de deux types : covalentes et à forte affinité, non covalentes et à faible affinité. 1.1.4.1 Les liaisons covalentes Les atomes atteignent la structure électronique stable d’un gaz rare par la mise en commun d’une paire d’électrons. Ils forment ainsi une molécule dans laquelle les atomes sont très solidement liés par des liaisons covalentes. La liaison covalente s’établit entre des atomes qui retiennent fortement les électrons de leur couche électronique externe et qui simultanément ont une grande affinité pour des électrons supplémentaires. Les éléments qui s’unissent par liaison covalente sont principalement des non-métaux dans la couche externe desquels il ne manque qu’un petit nombre d’électrons pour être semblable au gaz rare suivant. La différence d’électronégativité entre les deux atomes doit être inférieure à 1,9. a) La covalence normale Dans une liaison covalente normale, les deux atomes liés apportent chacun un électron pour constituer la liaison covalente. Deux atomes peuvent mettre en commun plusieurs paires d’électrons s’ils présentent plusieurs électrons non appariés. La liaison sera alors double ou triple. De manière générale, deux tendances s’observent toujours : - Formation d’un octet d’électrons périphériques, - Appariement d’électrons célibataires. b) La covalence semi-polaire Il existe cependant des molécules dont l’atome central très électronégatif présente une lacune électronique qui peut être saturée par la formation d’une liaison covalente dont les deux 22 électrons proviennent d’un autre atome. On parle ici de liaison covalente semi-polaire. Dans ce cas, les deux électrons impliqués dans la liaison sont apportés par le même atome, cet atome étant le moins électronégatif des deux partenaires. L’oxygène est souvent impliqué dans ce type de liaison. c) La covalence coordinative Il s’agit d’un cas particulier des liaisons covalentes sur lequel nous ne nous attarderons pas. Un exemple de liaison coordinative est toutefois intéressant pour l’étude ultérieure des protéines: il s’agit de la fixation de l’ion H+ sur le doublet libre de l’azote pour donner le cation ammonium. Dans ce cas, l’atome donneur possède un doublet électronique libre et présente une forte électronégativité. L’atome accepteur possède une orbitale vacante et une électronégativité plus faible. Il s’agit souvent de métaux ou ions métalliques. 1.1.4.2 Les liaisons non covalentes a) La liaison ionique Lorsque la différence d’électronégativité entre les deux atomes est supérieure à 1,7 l’atome le moins électronégatif cède le(s) électron(s) à l’atome le plus électronégatif. Il y a donc formation d’ions de charge(s) opposée(s). Une attraction électrostatique entre ces ions conduit à la formation d’une paire d’ions ou d’un réseau cristallin. b) La liaison hydrogène La liaison hydrogène est une liaison faible entre des molécules d’eau et un certain nombre de molécules biologiques comme les protéines ou les acides nucléiques. L’atome d’hydrogène déjà lié par covalence avec l’oxygène dans la molécule d’eau, peut contacter un second lien avec un atome fortement électronégatif, disposant d’un doublet non partagé, spécialement l’oxygène et l’azote. Ces liaisons hydrogène maintiennent la structure tridimensionnelle de molécules biologiques. c) L’interaction de Van Der Waals Il s’agit d’une liaison entre molécules électriquement neutres, de nature peu déterminée. Elle accentue la cohésion au sein de groupes moléculaires. 23 d) L’interaction hydrophobe Rassemblement de groupements hydrophobes fuyant l’eau. 1.1.4.3. Caractère ionique de la liaison covalente Dans une liaison covalente unissant deux atomes différents, le plus électronégatif des atomes attire vers lui le nuage électronique. La liaison covalente est alors dite polaire. Si la différence d’électronégativité entre les atomes est suffisamment importante, la déformation du nuage électronique peut aboutir au transfert d’électrons caractérisant la liaison ionique Exemple de l’acide chlorhydrique (HCl) Dans cette molécule, les atomes de chlore et d’hydrogène sont liés de manière covalente. Toutefois, l’atome de chlore est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène. L’atome de chlore attire vers lui le nuage électronique sans qu’il y ait un transfert d’électron. Par conséquent, - l’atome de chlore porte une charge partielle négative que l’on note . L’atome d’hydrogène H + porte une charge partielle positive . La liaison H-Cl est une liaison covalente polaire que l’on peut schématiser comme suit : 24 1.1.5 Quantification de la matière Partant de la définition de la masse atomique des éléments, il est aisé de passer à la notion de masse moléculaire, qui est simplement la somme des masses atomiques des constituants de la molécule. Les masses atomiques et moléculaires sont des grandeurs relatives de quantité de matière. Etant donné que les lois de la stoechiométrie nous garantissent que les corps simples ou composés réagissent toujours dans des rapports simples, il est logique que l’étalon de quantité de matière corresponde à un nombre bien déterminé d’atomes ou de molécules ; nous dirons d’entités microscopiques. On convient de prendre comme étalon de masse de chaque espèce chimique une quantité de matière qui contient N (nombre d’Avogadro) entités microscopiques de cette espèce. Cet étalon s’appelle la mole. Pour chaque espèce considérée, la mole constitue une masse de matière dont le poids, en gramme, est exprimé par un nombre égal à la masse atomique ou moléculaire de l’entité microscopique. Ces étalons ont des masses différentes, mais ils présentent l’avantage de tous contenir le même nombre de particules. Une mole d’un corps pur contient autant d’entités microscopiques que 12g de C. Une mole de n’importe quelle substance 12 contiendra le même nombre d’atomes ou de molécules, 6,02.1023 connu sous le nom de nombre d’Avogadro. Ceci veut dire que le nombre de particules dans une solution est toujours connu. La concentration d’une solution peut être exprimée par sa molarité ou concentration molaire représentée par le nombre de moles de la substance présente dans un litre de solution. Les substances chimiques sont habituellement présentes dans l’organisme en très petites concentration et, pour cette raison, on utilise une sous-division de la mole : la millimole (mmol ou millième de mole). Par exemple, le taux de calcium dans le sang varie entre 2,1 et 2,6 mmol/litre. 25 1.2 L’eau, solvant universel Il peut être correctement dit que la vie existe sur terre grâce à la présence en abondance d’eau à l’état liquide. D’autres planètes contiennent de l’eau, mais elle est alors sous forme de gaz (Vénus) ou sous forme de solide (Mars). L’eau peut exister dans les trois états de la matière sur terre tandis qu’elle est présente dans un seul état sur Mars et Vénus. La vie sur terre a débuté dans les océans, et les conditions dans cet environnement primitif ont laissé une empreinte permanente sur la chimie des êtres vivants. L’eau représente environ 60 % du poids corporel et la plupart des réactions chimiques du vivant surviennent dans un environnement aqueux. La vie est donc axée sur les propriétés de l’eau qui peut être considérée comme LE SOLVANT UNIVERSEL. 26 L’eau est une molécule covalente polaire. Le moment dipolaire provient de la plus grande affinité de l’oxygène pour les électrons par rapport aux atomes d’hydrogène. On peut donc dire - que l’atome d’oxygène possède une charge partielle négative ( ) tandis que les deux atomes + d’hydrogènes possèdent une charge partielle positive ( ). Une propriété de l’eau découlant de sa grande polarité est de former des ponts hydrogène entre un atome d’hydrogène d’une molécule et l’atome d’oxygène d’une molécule voisine. Comme nous l’avons vu précédemment, il s’agit de liaisons faibles facilement rompues par les mouvements thermiques aléatoires dus à l’énergie caloriques des molécules. Ces liaisons se font et se défont très rapidement. L’eau se comporte donc comme un réseau dans lequel des liaisons hydrogène sont en permanence rompues et formée. 27 Variation de l'effet de la liaison H2O hydrogène avec l'électronégativité 150 L’effet combiné de nombreuses liaisons faibles est loin d’être insignifiant. Ainsi, Température d'ébullition (°C) 100 HF c’est seulement à cause des liaisons 50 H2Te hydrogène qui lient entre-elles les 0 H2Se H2S HI molécules d’eau que l’eau est à la -50 HBr température ambiante un liquide, avec HCl -100 un point d’ébullition et une tension de surface élevée, et non pas un gaz. Des substances voisines de l’eau mais dont les atomes présentent une différence d’électronégativité plus faibles présenteront des propriétés différentes. C’est également le caractère polaire d’une molécule qui détermine sa solubilité dans l’eau : Les composés polaires ont la capacité de former des ponts hydrogènes avec les molécules d’eau ce qui permet leur dissolution. Ces molécules sont dites hydrophiles, ce qui signifie qu’elles aiment l’eau. Exp. : les alcools et les sucres contenant des groupes OH se dissolvent facilement dans l’eau. Les substances polaires comme l’urée se dissolvent, car leurs molécules forment des ponts hydrogène avec les molécules d’eau environnantes. 28 Ce sont essentiellement les ponts hydrogènes qui vont également permettre aux grosses molécules de se replier de la manière qui leur est propre. Une molécule complexe se replie en effet afin de présenter des groupements polaires vers l’extérieur, en contact avec le milieu aqueux, tandis que les groupements hydrophobes sont généralement localisés à l’intérieur de la molécule. De cette manière, l’ADN, l’ARN et une majorité des protéines sont solubles dans l’eau. Les composés non polaires forment peu ou pas de ponts hydrogène avec l’eau et ainsi ne se dissolvent pas dans l’eau. On parle alors de molécules hydrophobes (haïssant l’eau). Les lipides et les huiles sont des composés hydrophobes. 29 1.3 Biomolécules La plupart des molécules impliquées dans la physiologie humaine sont des molécules organiques. Un rappel basique de chimie organique précède la description des quatre grands groupes de biomolécules : glucides, lipides, protides et acides nucléiques. 1.3.1 Les molécules organiques simples La désignation "composé organique" s'adresse aux composés qui contiennent des atomes de carbone. 1.3.1.1 Le carbone Le carbone est l'élément le plus important des substances biologiques. Il est environ mille fois plus abondant dans le corps humain que dans la croûte terrestre ce qui suggère qu'il possède des propriétés particulières favorables à la formation de la matière vivante. Le carbone est l'élément le plus léger de la famille des carbonides et son électronégativité se situe exactement au milieu de l'échelle. L'atome de carbone a dès lors tendance à partager ses électrons périphériques en formant des liaisons covalentes stables plutôt que des liaisons ioniques instables. Si vous réfléchissez de nouveau à la représentation de Lewis pour l'atome de carbone, vous découvrirez que celui-ci peut former quatre liaisons covalentes avec quatre atomes différents ou avec d'autres atomes de carbone qui peuvent chacun être liés à trois autres atomes et ainsi de suite. Tentez maintenant d'imaginer le nombre d'agencements possibles dans l'espace permis par cette propriété du carbone. La diversité et la complexité des composés stables du carbone étaient vraisemblablement nécessaires pour engendrer les êtres vivants. 30 Lorsque le carbone établit les quatre liaisons covalentes, celles-ci sont équivalentes et orientées de manière symétrique suivant les axes d'un tétraèdre régulier. 1.3.1.2 Les hydrocarbures Les composés organiques les plus simples sont les hydrocarbures. Ils ne contiennent que du carbone et de l'hydrogène. Ils sont dès lors non polaires, ne forment pas de liaisons hydrogène, et sont en général insolubles dans l'eau. Bien que l'on ne rencontre pas d'hydrocarbures à proprement parler chez les êtres vivants, les hydrocarbures présentent un intérêt en biochimie en ce sens qu'un grand nombre de molécules biologiques, notamment les lipides, contiennent des chaînes ou des cycles hydrocarbonés dont les propriétés sont semblables à celles des hydrocarbures correspondants. En outre les hydrocarbures du pétrole et du gaz naturel représentent actuellement une partie importante de nos sources d'énergie domestique et industrielle et ils servent de matière première pour la synthèse de nombreux médicaments. On distingue trois sortes d'hydrocarbures : les aliphatiques non-cycliques, les aliphatiques cycliques les aromatiques (tous cycliques). Un exemple de chacun de ces types d'hydrocarbures est illustré ci-dessous. 31 Dans les hydrocarbures aliphatiques, on distingue ceux qui ne comportent que des liaisons simples →les alcanes ceux qui contiennent une ou plusieurs doubles liaisons →les alcènes ceux qui contiennent une ou plusieurs triples liaisons →les alcynes Le corps humain ne contient normalement pas de molécules comportant de triples liaisons. Nous ne parlerons donc pas des alcynes dans ce syllabus. Les hydrocarbures cycliques ne contenant que des liaisons simples sont également peu importants en biochimie. Vous trouverez donc ici les structures et les caractéristiques des alcanes, des alcènes et des hydrocarbures aromatiques. a) Les alcanes Les alcanes ne contiennent que des liaisons simples carbone-carbone. Dans ces molécules, les 4 valences du carbone sont utilisées pour établir une liaison avec un atome différent. On dit 32 que les liaisons de chaque atome de carbone sont saturées, et les alcanes sont appelés hydrocarbures saturés. A partir de 4 atomes de carbone, dans les alcanes et dans toutes les autres molécules organiques, on observe l'existence d'isomères de structure. Il s'agit de composés ayant des formules moléculaires identiques mais qui diffèrent dans l'arrangement de leurs atomes. Exemple : le butane C4H10 existe sous deux formes. Dessinez les deux isomères de structure du butane. Le nombre d'isomères possibles augmente rapidement avec le nombre d'atomes de carbone. Pour l'hexane (C6H14), on identifie cinq corps différents. b) Les alcènes Les alcènes sont des hydrocarbures comportant une ou plusieurs doubles liaisons C=C. Ils sont dits insaturés. Isomérie Avec l'apparition des doubles liaisons, les causes d'isomérie sont plus nombreuses générant un nombre d’isomères importants. Propriétés chimiques Les alcènes sont plus réactifs que les alcanes et donnent lieu, outre les réactions de combustion, à des réactions d'addition au cours desquelles des petites molécules telles que H2, Cl2, HCl et H2O s'additionnent aux liaisons doubles. (a) addition d'H2O (hydratation) R-CH=CH-R' + H2O → R-CH-CH-R' H OH (b) addition d'hydrogène (hydrogénation) R-CH=CH-R' + H2 → R-CH-CH-R' H H 33 La réaction inverse (déshydrogénation) est importante en biochimie. L'addition de H2 est une réduction, tandis que la déshydrogénation est une oxydation. Doubles liaisons conjuguées Lorsqu'un alcène comporte plusieurs doubles liaisons et qu'il y a alternance de doubles et de simples liaisons, on observe des interactions entre ces doubles liaisons qui sont, pour cette raison, qualifiées de "conjuguées". Les électrons des doubles liaisons se déplacent à l'intérieur de la molécule, stabilisant la structure. Représentation 34 c) Hydrocarbures aromatiques Ce sont des molécules cycliques, présentant une alternance de liaisons simples et doubles entre les carbones du cycle. Dans la réalité les électrons sont délocalisés sur tout le cycle donnant une stabilité importante (phénomène des doubles liaisons conjuguées). Le benzène est une molécule plane, parfaitement hexagonale, dans laquelle toutes les liaisons C- C sont identiques d'où la représentation simplifiée 1.3.1.3 Fonctions organiques La structure moléculaire des substances organiques, et encore plus celle des substances biologiques, est généralement fort complexe. On distingue dans ces molécules une armature stable d'atomes peu réactionnels (surtout des atomes de carbone) sur laquelle, ou à l'intérieur de laquelle, se trouvent des groupes d'atomes qui déterminent une certaine réactivité chimique. Ces groupes sont appelés groupes fonctionnels ou fonctions organiques. Nous avons déjà rencontré une fonction importante : la double liaison ( C=C ). Le tableau, à la page suivante, rassemble les principales autres fonctions organiques des substances biologiques. 35 Alcools Les alcools possèdent un groupe hydoxyle (-OH) fixé sur un carbone saturé. Les alcools organiques les plus courants sont OH CH3OH CH3CH2OH CH3-CH-CH3 méthanol éthanol Propan-2-ol (alcool méthylique) (alcool éthylique) (alcool propylique) La fonction alcool est polaire ce qui lui donne la possibilité de former des ponts hydrogène et lui confère son caractère hydrophile. Les trois alcools cités ci-dessus sont d'ailleurs solubles dans l'eau en toutes proportions. La solubilité diminue avec la longueur de la chaîne alkyle, le caractère hydrophobe de celle-ci finissant par l'emporter. Remarques a) les polyols ou polyalcools Il s'agit de substances qui renferment plusieurs groupes hydroxyles -OH. Exemples importants en biochimie: le glycérol (ou glycérine) CH2OH-CHOH-CH2OH les glucides qui seront étudiés plus loin b) les phénols Un groupe hydroxyle -OH fixé sur un carbone faisant partie d'un cycle aromatique est appelé fonction phénol. 37 Aldéhydes et cétones Ces deux fonctions contiennent le groupe carbonyle C=O. Les aldéhydes répondent à la formule générale H R - C=O le carbone du carbonyle est lié à un hydrogène Les cétones répondent à la formule générale R C=O où le carbone du carbonyle est lié à deux atomes R de carbone La fonction aldéhyde se trouve donc toujours à l'extrémité d'une chaîne tandis que la fonction cétone se trouve toujours à l'intérieur d'une chaîne. Le groupe carbonyle est très réactionnel; il est sujet à diverses réactions d'addition. Une de ces réactions possède une grande importance biochimique. Cette réaction constitue le mécanisme de cyclisation des monosaccharides (voir chapitre des glucides). Elle consiste en l'addition d'une fonction alcool au groupe carbonyle d'une foncion aldéhyde ou cétone. Ceci donne naissance à une liaison C-O-C. Equation : Acides carboxyliques Les acides carboxyliques sont les substances qui comportent un (acides mono-carboxyliques) ou plusieurs (acides di- ou tri-carboxyliques) groupes carboxyle O –C-OH Les acides carboxyliques à chaîne courte sont solubles dans l'eau grâce à la polarité du groupe carboxyle. L'hydrophobicité ira croissant avec la longueur de la chaîne alkyle. Le groupe carboxyle est une fonction acide faible. Le pH du cytosol et celui des liquides extracellulaires est nettement supérieur au pK de la plupart des acides carboxyliques. Ces 38 acides se trouvent donc en majeure partie sous forme dissociée, les carboxylates. Ceci explique qu'en biochimie on désigne souvent ces substances par leur nom d'anions, par exemple acétate, lactate, palmitate, oléate. Amine Les amines peuvent être considérées comme des dérivés de l'ammoniac dans lequel un ou plusieurs des atomes d'hydrogène de NH3 sont remplacés par des groupes hydrocarbonés (toujours désignés R). R- NH2 Au même titre que l'ammoniac, les amines sont des bases faibles. Parmi les amines biologiques les plus importantes, on trouve - les acides aminés qui constituent les monomères des protéines (voir chapitre des protides) de formule générale R NH2-C-COOH H - des amines hétérocycliques qui entrent dans la composition de substances biologiques telles les acides nucléiques, des coenzymes (NAD, FAD), des vitamines , etc Fonctions contenant du soufre L'atome de soufre est présent dans plusieurs substances biologiques sous la forme de thiol R-S-H (ex : cystéine, coenzyme A) thioéther R-S-R' (ex: méthionine) disulfure R-S-S-R' (ex: protéines) 39 1.3.1.4 Les polymères L'addition répétée de petites molécules de manière à former une longue chaîne continue ou ramifiée est appelée polymérisation et la chaîne qui en résulte est appelée polymère. Les petites molécules, c'est à dire les entités à partir desquelles les polymères sont synthétisés, sont appelées des monomères. Modèle d'un polymère + Des polymères synthétiques d'une diversité stupéfiante ont été créés au cours des 50 dernières années (le plus simple étant le polyéthylène). La totalité des plastiques, fibres synthétiques et bon nombre d'autres matériaux courants sont des polymères synthétiques. La plupart des molécules biologiques sont des macromolécules c'est-à-dire de très grandes molécules. Celles-ci sont issues de la polymérisation de monomères. Dans le cas des molécules biologiques, il s'agit d'une réaction de condensation polymérisante. Les protéines et les acides nucléiques sont les polymères naturels les plus remarquables et seront étudiés dans les chapitres suivants. 40 1.3.2 Les glucides Les glucides assurent des rôles biologiques importants : - rôle énergétique (en particulier le glucose, l'amidon et le glycogène); - fonction mécanique (cellulose chez les végétaux et acide hyaluronique et protéoglycans des tissus conjonctifs); - marquage cellulaire (dérivés glucidiques fixés à des protéines interviennent dans une série de processus de reconnaissance cellulaire). Les glucides comprennent : - les monosaccharides comme le glucose, - les disaccharides comme le saccharose (notre sucre de table) - les polysaccharides qui sont des polymères de monosaccharides comme le glycogène, l'amidon et la cellulose. 1.3.2.1 Monosaccharides Ces dérivés sont constitués d'une chaîne de 3 à 6 atomes de carbone. Ils contiennent, soit une fonction aldéhyde et le monosaccharide est un aldose, soit une fonction cétone et le monosaccharide est un cétose. Les autres carbones portent un groupe hydroxyle. La formule exacte des principaux hexoses et pentoses de l'organisme se présente de la manière suivante: 41 Remarque : le D fait référence à l’isomérie optique présente pour les glucides (et également pour les acides aminés, voir plus loin). Par convention, on attribue un D aux monosaccharides pour lesquels l'hydroxyle fixé sur l'avant-dernier carbone se trouve à droite. Les isomères optiques des sucres les plus courants dans la nature sont de type D. En solution, les pentoses et les hexoses se trouvent en majeure partie sous forme cyclique. La cyclisation provient de la réaction entre la fonction aldéhyde ou cétone et un des groupes hydroxyle (réaction intramoléculaire). Remarque : la cyclisation fait apparaître une nouvelle isomérie sur le carbone 1 et vous verrez souvent les dénominations -D glucose ou -D glucose. 1.3.2.2 Les disaccharides Ils sont formés de deux résidus de monosaccharides unis par une liaison glycosidique. Cette liaison provient de la condensation des deux molécules avec élimination d'eau. L'alimentation humaine contient deux disaccharides importants : le saccharose (sucrose) ou sucre commun (formé de glucose et de fructose) et le lactose ou sucre du lait (formé de galactose et de glucose). 1.3.2.3 Les polysaccharides Comme leur nom l'indique, les polysaccharides sont des macromolécules formées par l'assemblage d'un grand nombre de molécules de monosaccharides. D'aprés leur fonction biologique, on classe les polysaccharides en polysaccharides de réserve tel l'amidon et le glycogène, ou en polysaccharide de structure, telle la cellulose des végétaux et les glycosaminoglycans des tissus conjonctifs. Nous ne nous attarderons ici qu'à l'étude du glycogène, seul polysaccharide qui interviendra dans l'étude biochimique qui suit. Dans le glycogène, polymère ramifié, composé uniquement de glucose. Ces unités glucose sont unies par des liaisons glycosidiques 1-4 dans la chaîne pricipale et par des liaisons 1-6 au niveau des ramifications. 38 Le glycogène, présent dans la plupart des cellules animales, est surtout abondant dans le foie et les muscles. Il est stocké dans des granules cytoplasmiques. La structure très ramifiée du glycogène permet, selon les circonstances et les besoins, soit une extension du polymère (glycogenèse), soit sa dégradation (glycogénolyse). 1.3.3 Les lipides Les lipides forment un ensemble très hétérogène de substances que l'on définit dès lors d'un point de vue opérationnel : ce sont des composés organiques peu ou pas solubles dans l'eau (donc hydrophobes). Les lipides exercent plusieurs fonctions importantes dans la cellule : - ils sont les composés prépondérants des membranes cellulaires (phospholipides, cholestérol); - ils constituent une réserve d'énergie considérable (sous forme de triacylglycérols emmagasinés dans les adipocytes); - ils interviennent comme messagers de signaux cellulaires (hormones stéroïdiennes). 1.3.3.1 Les acides gras Les acides gras (AG) sont les lipides les plus simples. Ils constituent une source énergétique importante pour les cellules et servent également à la construction de lipides plus complexes comme les triacylglycérols et les phospholipides. Ce sont des acides carboxyliques à chaîne aliphatique hydrophobe de formule générale R-COOH. Au pH des tissus, la fonction carboxylique est ionisée et on désignera ces substances généralement sous leur nom d'anion. Ils se distinguent les uns des autres par : - la longueur de la chaîne (le plus souvent un nombre pair d'atomes de C : les AG en C16 et en C18 sont les plus fréquents en biologie) - leur degré d'insaturation (nombre de liaisons doubles C=C) 44 les acides gras dépourvus de doubles liaisons sont dits saturés, ceux contenant une double liaison sont dits mono-insaturés et ceux contenant plusieurs sont dits polyinsaturés. - par la position de ces doubles liaisons dans la chaîne. Ils sont symbolisés par n:m, où n est le nombre d'atomes de carbone et m, le nombre de doubles liaisons. exemple : oléate CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COO- C18:1 1.3.3.2. Les triacylglycérols (ou triglycérides) Les acides gras sont peu abondants sous forme libre. Ils sont en général mis en réserve sous forme de lipides complexes, les triacylglycérols. Ce nom indique qu'ils comportent trois résidus d'acides gras estérifiés au glycérol. G. M. Cooper, La Cellule, De Boeck Université, 1999 Les triacylglycérols sont très hydrophobes et constituent l'essentiel des huiles et des graisses végétales et animales. L'organisme des vertébrés supérieurs les stocke dans le cytoplasme des adipocytes sous forme de goutelettes graisseuses. 45 1.3.3.3. Les phospholipides L'importance des phospholipides en biologie est considérable. Ils constituent la structure de base des membranes biologiques. Les phospholipides contiennent, en plus du glycérol et des acides gras, un groupe phosphate (fixé par une liaison ester sur le troisième C du glycérol) lui-même estérifié par une autre molécule polaire désignée par X. Ces composés sont des molécules amphipatiques, c'est -à-dire possèdant une partie hydrophile et une partie hydrophobe. Cette propriété imposera l'oriantation particulière des phospholipides donnant l'organisation en doule couche des biomembranes. A côté des phospholipides, largement prépondérants, on trouve dans les membranes du cholestérol et des glycolipides. 46 1.3.3.4. Le cholestérol et les dérivés stéroïdes Le cholestérol est formé de quatre cycles hydrocarbonés, très hydrophobes. Un groupe hydroxyle greffé à un bout de la molécule est hydrophile et fait du cholestérol une molécule également amphipatique. Le cholestérol se trouve dans tous les tissus animaux, en particulier comme constituants des membranes plasmiques. Les dérivés stéroïdes sont des substances lipidiques dont la structure dérive de celle du cholestérol mais dont les fonctions biologiques sont très diversifiées. Citons: o les sels biliaires : substances à caractère amphipatique présentes dans la bile. Ce caractère leur permet d'émulsionner les lipides alimentaires, étape indispensable à leur digestion par la lipase intestinale. o les hormones stéroïdes : les hormones sont des substances messagères sécrétées dans la circulation par des glandes dites endocrines; elles exercent des effets bien définis sur des cellules-cible spécifiques. Comme hormone stéroïde, on trouve les hormones stéroïdes sexuelles (testostérone, progestérone, oestrogènes) et les corticostéroïdes (ex: cortisone et aldostérone). o la vitamine D : les vitamines sont des substances organiques dont l'organisme a besoin en petites quantités mais qu'il est incapable de synthétiser. La vitamine D agit sur le métabolisme de l'ion calcium. 47 1.3.3.5. Les glycolipides Le glycolipide est une molécule construite sur le même modèle qu’un phospholipide mais avec un glucide à la place du phosphate. Ils possèdent donc une nature amphipatique également. (voir étude des glucides ci-dessous). 1.3.4 Les protéines Les protéines sont, avec les acides nucléiques, les molécules les plus caractéristiques des êtres vivants. Ce sont des macromolécules dont la séquence des monomères n'est pas répétitive. Ceci explique comment il existe des milliers de protéines différentes dans l'organisme humain assurant des rôles très variés et toujours extrêmement importants. On les trouve dans les processus biologiques suivants : - la catalyse enzymatique - le transport et le stockage de diverses substances - les mouvements cellulaires - le support mécanique - la protection immunitaire - la transmission des messages 1.3.4.1. Les acides aminés : monomères des protéines Tous les acides aminés (il y en a une vingtaine de types différents) ont la même structure générale. - Un carbone central portant R - une fonction carboxyle, acide faible - une fonction amine, base faible H3N - C - COO- - un atome H H - une chaîne latérale dite R La fonction carboxyle et la fonction amine sont ionisés à pH physiologique. 48 Remarque : lorsque la chaîne R est différente de H,une isomérie optique apparaît. Il existe donc 2 isomères optiques, dénommés acide L-aminé et acide D-aminé. Seule la forme L est retrouvée dans les protéines. Les vingt acides aminés diffèrent les uns des autres par leur chaîne latérale (R). Selon le caractère chimique de R, on distingue 4 groupes d'acides aminés (voir tableau page suivante). Liste des principaux acides aminés ,Cooper, 1999 – La cellule 49 Les acides aminés s'unissent via une liaison peptidique. Elle résulte de la réaction entre une fonction carboxyle d'un acide aminé et une fonction amine d'un autre acide aminé. Un polypeptide est une chaîne non ramifiée comprenant en général quelques centaines ou quelques milliers d'acides aminés. Les extrémités d'une telle chaîne sont différentes : l'une est un groupe aminé et est appelée N-terminal, l'autre est un groupe carboxyle et est appelée C- terminal. Une protéine est une macromolécule où la séquence des acides aminés est singulière. Chaque protéine est constituée par une ou plusieurs chaînes polypeptidiques. 50 1.3.4.1. Structure des protéines La séquence n'est qu'un aspect de la structure d'une protéine. La chaîne adopte en effet une configuration spatiale qui lui est propre et dont dépend strictement sa fonction. Illustration : certaines conditions (chaleur, agents chimiques) induisent la perte de la configuration spatiale sans rompre aucune liaison covalente. Ceci provoque la perte des propriétés biologiques. dénaturation Protéine native Protéine dénaturée Fonctionnelle Inactive La forme tridimensionnelle des protéines résulte des interactions (liaisons) qui s'établissent entre les acides aminés constitutifs de la chaîne polypeptidique. La conformation finale adoptée par la chaîne polypeptidique est déterminée par des considérations énergétiques : elle correspond à celle dont l'énergie libre est minimale. Suivant la forme générale de la protéine dans l'espace, on parle de : protéines globulaires : les chaînes polypeptidiques sont reployées de manière compacte. Les protéines globulaires sont les plus nombreuses et les enzymes appartiennent à ce type. protéines fibreuses : les chaînes gardent une structure allongée et rigide. C'est le cas du collagène par exemple. 51 Pour aborder la structure d'une protéine, toujours très complexe, il est utile de distinguer divers niveaux d'organisation : on parle classiquement de quatre niveaux hiérarchiques. 1. Structure primaire : elle correspond à la séquence des acides aminés de la chaîne polypeptidique ou, s'il y en a plusieurs, des chaînes polypeptidiques qui forment la protéine. 2. Structure secondaire : correspond à l'arrangement régulier des résidus d'acides aminés dans des parties de la chaîne polypeptidique. La structure secondaire est stabilisée par des liaisons hydrogène tendues entre les groupes -NH et -C=O des liaisons peptidiques. On retrouve deux modes de repliement régulier dans les protéines : l'hélice et le feuillet . Une hélice se forme là où une région de la chaîne s'enroule en vrille , le groupeC=O des liaisons peptidiques partageant une liaison hydrogène avec le groupe NH des liaisons peptidiques situées 4 résidus en aval. Un feuillet se forme quand deux zones d'un polypeptide s'accolent côte à côte en partageant des liaisons hydrogène. 52 3. Structure tertiaire est le reploiement de la chaîne polypeptidique stabilisée par les interactions entre les chaînes latérales : liaison hydrogène, interactions électrostatiques, forces de van der Waals, interactions hydrophobes et liaisons disulfure. Dans la plupart des protéines, un ensemble d'hélices et de feuillets , unis par des régions non ordonnées, se tassent pour donner la forme compacte caractéristique des protéines globulaires. Dans la structure tertiaire, les résidus d'acides aminés hydrophobes occupent généralement le cœur de la protéine et les hydrophiles la surface. 4. Structure quaternaire : elle décrit l'association de plusieurs chaînes polypeptidiques pour former une protéine multimérique. La structure quaternaire est maintenue par le même type d'interactions que celles qui stabilisent la structure tertiaire. 53 En guise de synthèse, le schéma ci-dessous résume les étapes de repliements et d’associations qui conduisent à une protéine membranaire canal. 54 1.3.4.2. Etude forme-fonction de quelques protéines L’hémoglobine : Protéine globulaire à structure quaternaire fixation, transport et délivrance de l’O2 L’hémoglobine est une protéine multimérique résultant de l’association non–covalente de 4 chaînes polypeptidiques : deux globines et deux globines Ce qui permet le positionnement de quatre groupes prosthétiques hémiques (un par globine). C’est le fer de l’hème, maintenu forme Fe²+ qui permet de fixer l’O2 de manière réversible. Un groupement prosthétique est un groupe non-protéique (molécules organiques ou atomes) impliqué dans une association avec une chaîne polypeptidique et indispensable à la fonction de la protéine 55 La myosine Caractère fibreux et globulaire fonction contractile et enzymatique La myosine est une des protéines du muscle squelettique. Elle est constituée de six chaînes polypeptidiques - Deux chaînes dites lourdes - Deux paires de chaînes légères. La structure de la myosine est mixte ; l’extrémité N-terminale des chaînes lourdes s’enroule en têtes globulaires alors que les extrémités c-terminales forment une longue structure fibreuse en hélice 56 Les immunoglobulines Protéine globulaire défense de l’organisme Ces protéines sont produites par le système immunitaire en réponse à des molécules étrangères (antigènes), par exemple, des molécules situées à la surface d’un microorganisme invasif. L’immunoglobuline spécifique d’un antigène particulier est capable de le fixer très fortement. Le complexe antigène-immunoglobuline acquiert alors des propriétés d’activation de cellules et de systèmes moléculaires concourant à son élimination. Examinons plus précisément une immunoglobuline de classe G (IgG) L’IgG est constituée de quatre chaînes polypeptidiques ; - Deux chaînes légères (L) identiques - Deux chaînes lourdes également identiques La structure tertiaire des chaînes et la structure quaternaire de la protéine sont consolidées par des liaisons disulfures. 57 La forme générale de la molécule est en Y. Les extrémités N-terminales des chaînes lourdes et légères forment les deux branches du Y. Elles constituent la partie variable car la structure primaire est spécifique de l’antigène contre lequel l’IgG est produite. Les extrémités C-terminales constituent la partie constante de la protéine. 58 1.3.5 Les acides nucléiques Les acides nucléiques sont, comme les protéines, des polymères non-répétitifs et non- ramifiés. Leurs monomères sont les nucléotides. Ils se répartissent en deux groupes : les acides ribonucléiques ou ARN qui contiennent du ribose et les acides désoxyribonucléiques ou ADN qui contiennent du désoxyribose. Les ADN servent à la conservation et à la transmission de l'information génétique. Les ARN interviennent dans l'expression de l'information génétique. Seules la structure chimique des nucléotides et leur polymérisation seront étudiées ici ; la structure des acides nucléiques sera abordée plus loin. 1.3.5.1. Nucléotides Tous les nucléotides possèdent la même structure générale : un pentose sur lequel se trouve fixé d'une part une base hétéro