III. Variation d’énergie libre de Gibbs et constante d’équilibre d’une réaction
1. Relation : ΔG = ΔG°’ + RT Ln (rapport concentrations dans la cellule)
2. Processus à l’état stationnaire ou à l’état d’équilibre
3. Irréversibilité d’une réaction et régulation des voies métaboliques

• les phototrophes qui reçoivent l’énergie lumineuse du soleil et qui la convertissent en une énergie chimique sous forme de molécules organiques complexes (par exemple, des oses).
• les chimiotrophes qui vont dégrader ces molécules organiques par oxydation et refournir des molécules simples aux phototrophes.

En conséquence, toute cellule vit et se développe grâce à un échange ininterrompu de matière et d’énergie avec le milieu environnant. Les organismes vivants constituent ce que l’on appelle des systèmes ouverts et tout le reste constitue le milieu extérieur.2. Toute cellule est le siège de milliers de réactions biochimiques qui mettent en jeu des transferts de matière et d’énergie.

Cet ensemble de réactions s’appelle le métabolisme. Les réactions forment un réseau de voies très ramifiées le long desquelles les molécules, que l’on appelle des métabolites, sont transformées.

• Certaines voies métaboliques libèrent de l’énergie en décomposant des molécules de structure élaborée en composants élémentaires de structure plus simples : elles aboutissent à l’oxydation complète des biomolécules en CO₂ et H₂O. Cet ensemble de processus de dégradation s’appelle le catabolisme. La respiration cellulaire dans les mitochondries en est un exemple caractéristique.

• A l’inverse, l’énergie libérée au cours des processus cataboliques est utilisée pour fabriquer un très large ensemble de molécules complexes à partir de quelques précurseurs simples. Cet ensemble de réactions de biosynthèse s’appelle l’anabolisme. Un exemple en est la photosynthèse dans les chloroplastes ou la synthèse des protéines à partir d’acides aminés.

L’ensemble de ces réactions se déroulent à une très grande vitesse, bien supérieure à celles qu’elles auraient isolément dans la nature, grâce à des catalyseurs biologiques que sont les enzymes.

Voir un cours sur la métabolomique.

3. En conclusion, la cellule va constamment :

• capter de l’énergie du milieu extérieur (par exemple l’énergie lumineuse)

• céder une partie de cette énergie au milieu extérieur sous forme de chaleur

• transformer le « reste » de cette énergie en travaux cellulaires. Quasiment tous les travaux cellulaires résultent d’un mécanisme chimique : le transfert d’un groupement phosphoryle issu d’une molécule, l’adénosine triphosphate ou ATP.

Tous les êtres de la biosphère dépendent de la transformation de l’énergie lumineuse en énergie chimique.

Exemples de travaux cellulaires :

• travail mécanique comme la contraction musculaire ou le mouvement des chromosomes lors de la reproduction
• travail de transport comme le passage de substance au travers des membranes cellulaires à l’encontre de leur gradient de concentration
• travail chimique : certaines réactions nécessitent de l’énergie pour se produire ou bien au contraire en fournissent à d’autres qui sinon n’auraient pas lieu

Le travail chimique est développé dans ce cours.

II. Rappels des principes de thermodynamique et de fonctions d’état

On ne peut expliquer les principes qui régissent les mouvements de matière et d’énergie entre les organismes et leur environnement et au sein des organismes eux-mêmes qu’en faisant appel aux lois de la thermodynamique.

L’application des lois de la thermodynamique aux réactions biochimiques constitue la bioénergétique.

Rappelons tout d’abord les deux formes principales d’énergie :

• Toute molécule qui effectue un travail, quel qu’il soit, possède une énergie cinétique.
• A l’inverse, une molécule qui n’effectue pas de travail possède une énergie intrinsèque ou énergie potentielle. Cette énergie potentielle résulte de la structure même des molécules, c’est-à-dire des liaisons intramoléculaires.

Qu’en est-il pour une cellule ?

Au cours d’un processus biochimique au sein d’une cellule, le système ouvert que constitue cette cellule va passer d’un état initial : l’état avant ce processus, à un état final : l’état après que ce processus a eu lieu. Durant ce processus, le système peut recevoir de l’énergie de l’extérieur ou bien au contraire lui en céder.

Le premier principe revient à dire que la différence du contenu d’énergie du système entre l’état final et l’état initial doit être compensé par une différence du contenu d’énergie du milieu extérieur.

Ceci se traduit par la relation : U_finale – U_initiale = ΔU = q – w

Dans l’expression précédente on définit :

• U_initiale est l’énergie interne du système (dans notre cas la cellule) avant que le processus considéré ait eu lieu.
• U_finale est l’énergie interne du système après ce processus.
• U est une fonction d’état du système qui ne dépend que de l’état initial et final. Son unité est : J.mol^-1.
• q est la quantité de chaleur échangée avec le système. Si cette chaleur est absorbée, alors son signe est positif.
• w est le travail effectué par le système sur le milieu extérieur ou inversement.

Le travail se décompose à son tour en 2 types de travaux possibles :

• Un travail mécanique correspondant à un changement de volume ΔV à une pression P, qui s’écrit : w = PΔV. Dans une cellule, la pression est constante (c’est la pression atmosphérique) et le volume ne varie quasiment pas au cours d’un processus, donc le terme PΔV est nul, ce qui signifie que : w = 0.
• Tout autre forme de travail qui s’écrit w’. Cependant, dans la plupart des réactions biochimiques isolées, cette forme de travail est nulle : w’ = 0.

En conséquence, la variation d’énergie interne se résume à la chaleur de la réaction absorbée à pression constante q_p, c’est-à-dire : ΔU = q_p = ΔH.

• Cette quantité de chaleur absorbée à pression constante est appelée enthalpie ou H.
• L’enthalpie est aussi une fonction d’état du système dont l’unité est : J.mol^-1.

On dit qu’un processus est :

• EXOthermique quand il produit de la chaleur ; dans ce cas la variation d’enthalpie est négative (ΔH < 0)
• ENDOthermique quand il absorbe de la chaleur ; dans ce cas, la variation d’enthalpie est positive (ΔH > 0)

La variation d’enthalpie a deux origines :

• Une origine chimique, que l’on appelle ΔH°, et qui est la chaleur de la réaction que l’on observerait si la réaction avait lieu au zéro absolu. Cette enthalpie est de nature électronique et représente essentiellement la différence entre les énergies de liaisons dans l’état final et l’état initial.
• Une composante thermique qui apparaît quand la réaction donne naissance à des molécules qui ont des caractéristiques structurales différentes, c’est-à-dire des différences de translation, de vibration et de rotation internes.

Exercice d’illustration N°1

Tous les systèmes tendent spontanément vers un état d’équilibre, car cet état est plus stable.

Le terme spontanéité a une signification rigoureuse en thermodynamique: un processus est spontané s’il est avantagé du point de vue thermodynamique.

Cependant :

• la spontanéité d’un processus ne préjuge en rien de la vitesse à laquelle va s’effectuer ce processus.
• la spontanéité d’un processus ne dépend pas du fait qu’une certaine quantité de chaleur soit échangée.

Une propriété importante liée à la notion de spontanéité est celle de réversibilité :

• un processus est dit Réversible si le système dans lequel il a lieu peut être ramené à son état initial par une dépense d’énergie infinitésimale.
• à l’inverse, un processus est dit IRréversible s’il fait perdre au système sa capacité de changement spontané. Cette capacité ne peut être restaurée qu’aux dépens du milieu extérieur qui, à son tour, perd une de ses capacités de changement spontané.

C’est une autre fonction d’état, l’entropie ou S, issue du second principe de la thermodynamique qui régit la spontanéité d’un processus.

Selon le second principe de la thermodynamique, tout échange ou transformation d’énergie dans un système ouvert augmente son entropie, c’est-à-dire le degré de désordre de ce système.

On peut aussi définir l’entropie de la manière suivante : tout processus spontané s’accompagne d’une augmentation de l’entropie de l’Univers, c’est-à-dire de l’entropie du système et du milieu extérieur.

Cette augmentation de l’entropie vient du fait qu’au cours de la plupart des transformations énergétiques, une partie de l’énergie est convertie en chaleur qui est perdue en se dispersant dans le milieu extérieur, ce qui augmente son degré de désordre.

De ce fait, en accomplissant leurs fonctions, les cellules convertissent inévitablement une partie de l’énergie en chaleur, et le meilleur exemple que l’on puisse donner de ce phénomène est la chaleur vite étouffante qui règne dans un amphithéâtre bondé.

Le haut degré d’organisation des organismes biologiques contredit-il le second principe de la thermodynamique ?

NON : car bien que la variation nette de l’entropie de tout processus soit positive, l’entropie d’un système donné (comme une cellule par exemple) peut décroître à condition que l’accroissement de l’ordre de ce système soit au moins compensé par l’accroissement du désordre (donc de l’entropie) du milieu extérieur.

En effet, selon le second principe, c’est l’entropie de l’Univers, donc l’entropie totale du système et du milieu extérieur qui doit s’accroître.

Par exemple, le repliement d’une chaîne polypeptidique ou la formation d’une bicouche lipidique des membranes aboutissent à des états dont l’entropie est plus faible (ces 2 processus sont mûs essentiellement par une énergie qui émane des interactions de caractère hydrophobe). En fait, cette diminution d’entropie est contrebalancée par une augmentation importante de celle des molécules d’eau environnantes.

On peut donc conclure que :

• la propension de l’entropie à augmenter est la force qui pousse les systèmes à évoluer vers leur état d’équilibre.
• dans les systèmes vivants, les forces de l’entropie sont dominées par des processus cellulaires qui sont créateurs d’ordre.

Illustrations biologiques de l’augmentation de l’entropie :

• un organisme chimiotrophe reçoit des formes organisées de matière et d’énergie de la part de son environnement et les transforme en formes moins ordonnées (CO₂ et H₂O).
• un animal consomme de l’amidon (forme organisée d’oses), des protéines (formes organisée d’acides aminés) et d’autres molécules de structures complexes. Il dégrade ensuite ces molécules complexes en CO₂ et H₂O, molécules petites et simples qui contiennent moins d’énergie que les aliments de départ.
• à plus grande échelle, l’énergie entre dans un écosystème sous forme de lumière et en ressort sous forme de chaleur qui, se dispersant, va augmenter l’entropie.

L’entropie n’est pas une fonction directement utilisable puisqu’il est impossible de mesurer l’entropie de l’Univers.

Le physicien américain, Josiah Willard Gibbs, a introduit à la fin du siècle dernier une nouvelle fonction d’état que l’on appelle (en son hommage) l’énergie libre de Gibbs ou enthalpie libre ou G.

Cette fonction s’écrit à une température donnée : ΔG = ΔH – TΔS

• La variation d’énergie libre de Gibbs mesure donc la « partie » de l’énergie d’un système qui produit un travail UTILE.

• En d’autres termes, à température et pression constantes, l’énergie libre de Gibbs permet d’évaluer la partie de l’énergie potentielle du système (son enthalpie, ΔH) qui n’est pas dissipée sous forme de chaleur (son entropie, ΔS).

• Tous les systèmes tendent spontanément vers un état d’équilibre, car cet état est plus stable.

En conséquence, la capacité d’un système à fournir un travail utile diminue à mesure que ce système se rapproche de son état d’équilibre, puisque son énergie potentielle (son enthalpie) est de plus en plus faible.

A l’équilibre, le système ne peut plus fournir de travail : ΔG est NUL.

•  Quand ΔG est négatif, le système est instable et la réaction se déroule spontanément. En effet: ΔG < 0 alors ΔH < TΔS. Ce qui signifie que le terme entropique est plus grand que le terme enthalpique, donc l’entropie du sytème augmente, ce qui est la condition, comme on l’a vu précédemment pour qu’une réaction s’effectue spontanément. Un tel processus est qualifié d’exergonique.

• A l’inverse, si ΔG est positif, cela signifie qu’il faut un apport d’énergie du milieu extérieur au système pour rendre ce terme globalement négatif et que le processus ait lieu. Un tel processus est qualifié d’endergonique.

Entropie d’un système et degré de désordre qui en découle : exercice d’illustration N°2

La mesure de l’énergie interne, de l’enthalpie et de l’énergie libre de Gibbs d’un système nécessite de définir un état standard ou état de référence.

Cet état standard est l’état dans lequel un élément ou un composé est le plus stable à la température et à la pression ordinaires. Par exemple, les états standard sont :

• le liquide à 25°C pour le mercure
• le gaz sous 1 atmosphère à 25°C pour l’oxygène
• le solide à 25°C pour le carbone graphite

L’énergie libre de Gibbs d’un système dans son état standard est désignée par le sigle : ΔG°.

Pour les chimistes, les conditions de l’état standard d’un système sont :

• une pression de 1 atmosphère
• une température de 25°C, soit 298 degrés Kelvin
• une concentration des solutés de 1 M
• en conséquence : pH = 0 (puisque : pH = – log [H⁺] et [H⁺] = 1 M)

Les conditions standard sont différentes en biochimie puisque dans la cellule toutes les réactions ont lieu en milieu aqueux très dilué à pH 7.

Les conditions standard pour les biochimistes sont donc :

• un pH de 7 et donc une concentration [H⁺] = 10^-7 M
• une concentration de l’eau (55,5 M) qui est considérée comme constante et dont le terme n’apparaît pas dans l’expression des constantes d’équilibre
• en conséquence, l’énergie libre de Gibbs standard d’un système biologique est désignée par le sigle : ΔG°’

III. Variation d’énergie libre de Gibbs et constante d’équilibre d’une réaction

1. Relation : ΔG’ = ΔG°’ + RT Ln (rapport concentrations dans la cellule)

L’énergie libre de Gibbs d’un métabolite A (G’_A) à la concentration à laquelle il se trouve dans la cellule ([A]_φ) est reliée à son énergie libre de Gibbs standard (G_A°’) par la relation :

G’_A = G_A°’ + RT Ln [A]_φ (relation 1)

• [A]_φ est la concentration du métabolite dans la cellule ou concentration physiologique (indice φ)
• R est la constante des gaz parfaits
• T la température absolue

Pour une réaction quelconque : A + B <=> C + DLa variation d’énergie libre de Gibbs (ΔG’_réaction) est la somme de celles des produits moins la somme de celles des réactants, soit :

ΔG’_réaction = (G’_C + G’_D) – (G’_A + G’_B)

Exprimée en fonction de la variation d’énergie libre standard de chacun des composés de cette réaction (G_A°’, …), on obtient en substituant pour chaque composé son expression selon la relation 1 :

Donc à l’équilibre : ΔG°’_réaction = – RT. LnK_eq

Remarque : une réaction à l’équilibre ne signifie pas que les concentrations sont égales.

Une notion extrêmement importante est celle d’état stationnaire des voies métaboliques. Chaque voie métabolique correspond à un grand ensemble de réactions biochimiques dont chacune a pour substrat le produit de la réaction qui la précède.

Considérons le cas le plus simple, un enchaînement de trois réactions :  A -> B -> C. La concentration de l’intermédiaire métabolique B est dans un état dit stationnaire quand la vitesse de formation de B à partir de A est égale à la vitesse de disparition de B pour former C.

A l’état stationnaire, la concentration de B est donc constante, alors que A disparaît et que C s’accumule : il y a un apport constant du premier métabolite de cette voie et une consommation constante du dernier métabolite.

Cette situation est donc distincte d’une réaction à l’équilibre (A <=> B), pour laquelle les concentrations des 2 métabolites sont constantes.

En conséquences, les voies métaboliques sont dans un état stationnaire qui n’est pas forcément un état d’équilibre. En d’autres termes, les réactions d’une voie métabolique sont plus ou moins éloignées de l’état d’équilibre.

Quelle en est la cause thermodynamique ?

C’est l’augmentation de l’entropie d’un système qui le pousse vers un état d’équilibre, et cet état d’équilibre s’accompagne d’une augmentation du désordre de ce système. Mais dans les systèmes métaboliques, les forces de l’entropie sont dominées par des processus cellulaires qui sont créateurs d’ordre, c’est-à-dire par des processus qui diminuent l’entropie, donc qui ont tendance à éloigner le système de l’état d’équilibre. Cette balance entre rapprochement et éloignement de l’état d’équilibre est l’état stationnaire.

L’état stationnaire est une notion capitale dans un domaine en voie de développement : la reconstruction métabolique à l’échelle d’un génome.

De la relation :

il ressort un concept primordial : c’est la concentration physiologique des métabolites qui régit la variation d’énergie libre d’une réaction, donc sa spontanéité, donc le sens dans lequel elle se déroule.

Réactions réversibles :

• Les réactions biochimiques pour lesquelles le rapport des concentrations physiologiques des métabolites est proche du rapport des concentrations à l’équilibre, sont dites se dérouler au voisinage de l’équilibre. Ces réactions sont donc facilement réversibles.

• Pour ces réactions, la moindre tendance à s’éloigner d’un état proche de l’équilibre est immédiatement rétablie par le très haut pouvoir de catalyse des enzymes qui les contrôlent.

Réactions irréversibles :

• Les réactions pour lesquelles ce n’est pas le cas sont des réactions métaboliquement irréversibles qui se caractérisent par des valeurs de ΔG’ très négatives.

• Les réactions irréversibles régulent les voies métaboliques. En d’autres termes, elles en sont les points de contrôle.

• Elles sont catalysées par des enzymes qui sont en quantités limitées dans la cellule.

• La biosynthèse de ces enzymes est soumise à des mécanismes de régulation extrêmement fins (notamment au niveau de la transcription des gènes qui codent ces enzymes).

• Ces enzymes ont des propriétés catalytiques particulières et sont le plus souvent des enzymes à régulation allostérique (par opposition aux enzymes dites Michaéliennes).

• Les substrats ou les produits de ces réactions sont souvent des métabolites qui régulent l’activité d’enzymes qui catalysent d’autres réactions en aval ou en amont. Ces métabolites sont des effecteurs de l’activité enzymatique.

Cette dernière caractéristique explique aussi pourquoi les réactions réversibles ne peuvent pas constituer des points de contrôle du métabolisme : l’activité des enzymes qui catalysent les réactions réversibles n’est pas modulable par des effecteurs.

IV. L’ATP : principale source d’énergie de la cellule

1. Notion de couplage des réactions biochimiques

L’énergie fournie par un processus biologique est souvent couplée à un autre processus qui, sans cet apport énergétique, ne pourrait avoir lieu.

En d’autres termes, le couplage d’une réaction très EXERgonique avec une réaction moins ENDERgonique que ne l’est la première, donne une réaction globale dont la valeur de la variation d’énergie libre est suffisamment négative pour que cette réaction globale soit spontanée.

On peut schématiser le couplage de 2 réactions de la manière suivante :

• Dans les réactions des voies métaboliques, le couplage dépend de la présence d’un intermédiaire commun aux divers composants de la réaction globale.
• Cet intermédiaire commun est une molécule dont la structure chimique lui confère une forte énergie libre de Gibbs qui peut être transférée à une autre molécule.
• La molécule universelle qui possède cette forte énergie libre est l’adénosine triphosphate ou ATP.

L’ATP est un triphosphate de nucléoside dans lequel :

• une liaison ester phosphate relie le phosphate α à l’oxygène 5′ du ribose

• une liaison phosphoanhydride relie les phosphates α et β et β et γ

Rotation
Enveloppe electrostatique

• de l’adénosine 5′-diphosphate (ADP) et du phosphate inorganique (P_i)
• de l’adénosine monophosphate (AMP) et du pyrophosphate inorganique (PP_i)

Bien que les groupes phosphoryle de l’ATP soient généralement transférés à d’autres accepteurs que l’eau, les réactions d’hydrolyse donnent des valeurs utiles pour évaluer les variations d’énergie libre qui découlent de ces coupures.

Dans les conditions standard :

• l’hydrolyse de chacune des 2 liaisons phosphoanhydride libère environ – 7,3 kcal.mol^-1

• l’hydrolyse de la liaison ester phosphate libère – 3,5 kcal.mol^-1

In vivo, le rapport de la concentration de l’ATP à celles de ses produits d’hydrolyse est très différent du rapport à l’équilibre et cela se traduit par une valeur de ΔG’ plus importante : environ – 14 kcal.mol^-1

Explications du caractère fortement exergonique de l’hydrolyse de l’ATP

1er facteur : la répulsion électrostatique

Les trois groupements phosphate contigus chargés négativement constituent une disposition instable et riche en énergie potentielle. L’hydrolyse de l’ATP est donc exergonique car, en premier lieu elle diminue la répulsion électrostatique entre les atomes d’oxygène chargés négativement des groupes phosphate de l’ATP.

• Cette répulsion électrostatique dépend du pH : les pKa des fonctions ionisables de l’ATP et des produits de son hydrolyse (ADP ou AMP) sont de 6 et de 7. Ainsi, à des pH plus élevés ou égaux à ces valeurs de pKa, une majeure partie de ces groupes sont dissociés donc ionisés, ce qui augmente la répulsion électrostatique, donc favorise la réaction dans le sens de l’hydrolyse de l’ATP.

• Cependant, dans la cellule, cette répulsion électrostatique est minimisée par le magnésium. En effet, l’ATP et l’ADP existent dans la cellule sous forme d’un complexe avec l’ion Mg²⁺. Les charges positives portées par l’ion Mg²⁺ ont pour effet de partiellement neutraliser les charges négatives de l’oxygène, ce qui minimise cette fois la répulsion électrostatique. En conséquence, le complexe ATP-Mg²⁺ est plus stable que la forme libre de l’ATP, la forme complexée qui existe dans la cellule est donc moins facilement sujette à l’hydrolyse.

2eme facteur : l’hydratation

Les effets de la solvatation et en l’occurrence de l‘hydratation des ions contribuent notablement à l’énergie libre négative fournie par l’hydrolyse de l’ATP. En effet, plus un ion est hydraté, plus il s’entoure d’une enveloppe de molécules d’eau qui lui sert d’écran et le protège des effets de répulsion électrostatiques.

Or les produits de l’hydrolyse de l’ATP, c’est-à-dire l’ADP et le P_i ou l’AMP et le PP_i, sont plus hydratés que l’ATP, donc mieux protégés et par conséquent plus stables du point de vue thermodynamique, ce qui est en faveur de la réaction dans le sens de l’hydrolyse de l’ATP.

3eme facteur : les structures en résonance

L’ion orthophosphate (PO₄³⁻) est obtenu quand l’acide orthophosphorique (H₃PO₄) a perdu ses 3 protons. Il existe plusieurs structures résonantes de l’ion orthophosphate et ces structures ont une énergie similaire (figure ci-dessous).

L’hydrolyse de l’ATP libère un groupe orthophosphate très stable puisqu’ il existe plusieurs structures en résonance.

En revanche, l’ATP possède moins de structures en résonance car celle qui a un atome d’oxygène chargé positivement adjacent à un atome de phosphore chargé aussi positivement correspond à une configuration défavorable sur le plan électrostatique.

L’ADP, et encore plus le Pi, sont donc davantage stabilisés par résonance que ne l’est l’ATP. En d’autres termes : les produits (ADP et Pi) ont donc un niveau énergétique moins élevé que le réactif (ATP) ce qui favorise la réaction d’hydrolyse de l’ATP.

Cette différence de stabilisation liée aux formes en résonance est la principale force qui rend compte du caractère fortement exergonique de l’hydrolyse de l’ATP.

La cellule est capable d’utiliser l’énergie dégagée par l’hydrolyse de l’ATP pour effectuer des processus endergoniques. L’un de ces processus est la biosynthèse de molécules :

• le groupement phosphoryle γ de l’ATP est transféré à un métabolite et l’on obtient un intermédiaire phosphorylé
• cet intermédiaire phosphorylé est plus instable que le métabolite de départ et il est donc plus réactif
• s’il subit une attaque par un nucléophile, celui-ci peut chasser aisément le phosphate qui est un bon groupe partant. Il y a ainsi synthèse du produit attendu

Exemple : la synthèse de la glutamine à partir du glutamate par la glutamine synthétase se déroule de la manière suivante :

• le carboxylate du glutamate est phosphorylé pour former du γ-glutamyl phosphate
• l’attaque d’un nucléophile, l’ammoniac (NH₃) chasse le phosphate afin de former la glutamine

Phosphorylation des protéines

Les protéines kinases ou phosphotransférases catalysent le transfert du groupe phosphoryle γ de l’ATP (ou plus rarement d’un autre nucléoside triphosphate) à un autre substrat. Ces enzymes catalysent des réactions irréversibles.

Figure ci-dessous : mécanisme catalytique (simplifié) du transfert du groupement phosphoryle de l’ATP par les protéines kinases. L’état de transition est au milieu. Le produit est une tyrosine ou une serine/threonine phosphorylée de la protéine cible.

Source : Endicott et al. (2012)

Certains métabolites libèrent une quantité d’énergie libre supérieure à celle qui est fournie par l’hydrolyse de l’ATP dans les mêmes conditions. Cette énergie peut donc être utilisée pour la synthèse d’ATP. Les enzymes qui transfèrent le groupe phosphoryle de ces molécules pour former de l’ATP s’appellent aussi des kinases.

Il existe 2 molécules dont l’hydrolyse peut être couplée à la synthèse de l’ATP : le phosphoénolpyruvate et la phosphocréatine.

4a. Le phosphoénolpyruvate

La liaison phosphate la plus énergétique connue est celle du phosphoénolpyruvate (PEP), un intermédiaire de la glycolyse.

La valeur de ΔG°’ est de – 14,8 kcal/mol. Le PEP est un énol ester dont l’hydrolyse se déroule en trois étapes :

• il y a d’abord formation d’un anion énolate stabilisé par résonance
• cet anion qui est instable est protonné pour donner un énol pyruvate
• enfin, il y a tautomérisation entre la forme énol et la forme cétone pour donner le pyruvate (rappel : tautomères = couples d’isomères de structures interconvertibles)

On peut donc rendre compte du fort caractère énergétique du PEP en considérant que cette molécule correspond à un énol bloqué par le groupe phosphoryle : le départ de ce groupe autorise la molécule à prendre la forme cétone qui est beaucoup plus stable.

Dans la glycolyse, la pyruvate kinase catalyse le transfert du groupe phosphoryle du PEP à l’ADP pour former de l’ATP et du pyruvate est la pyruvate kinase. Malgré la formation d’une molécule d’ATP, la réaction est très exergonique : -14,8 – (-7,3) = – 7,5 kcal/mol et représente l’une des principales sources d’ATP dans la cellule.

Ce mode de synthèse de l’ATP s’appelle phosphorylation au niveau du substrat.

L’autre mode est la synthèse d’ATP par l’ATP synthase à l’issue d’un ensemble de réactions qui ont lieu dans la mitochondrie : la chaîne respiratoire.

4b. La phosphocréatine

Le cycle de l’ATP s’effectue à un rythme ahurissant. Une cellule musculaire au travail, par exemple, renouvelle la totalité de son stock d’ATP environ une fois par minute. Cela représente 10 millions de molécules d’ATP utilisées et régénérées par seconde et par cellule.

Au début d’un effort musculaire, dans les muscles des vertébrés, la créatine kinase qui catalyse l’approvisionnement en ATP en transférant le groupe phosphoryle activé de la phosphocréatine.

La phosphocréatine et la phosphoarginine sont des phosphagènes. Leurs liaisons sont phosphoamides et non pas phosphoanhydrides.

5. Le coenzyme A : composé à haute énergie libre impliqué dans le transfert de groupe acyle

Le coenzyme A ou CoA ou CoASH est la molécule qui permet les réactions de transfert des groupes acyles (R-C=O), par exemple lors du catabolisme des acides gras.

Ces groupes sont liés au coenzyme A par des liaisons thioester, liaisons à haut potentiel énergétique (ΔG°’ = – 9 kcal/mol). Le coenzyme A est un dérivé de l’acide pantothénique, vitamine de la famille des vitamines B.

Les enzymes sont les catalyseurs des réactions biochimiques. Ce sont des protéines et chacune d’entre elle est spécifique d’une réaction donnée.

Les molécules qui réagissent avec les enzymes sont appelées les substrats ou réactifs et les molécules obtenues après la réaction sont les produits.

Un substrat et un produit sont caractérisés par des liaisons chimiques. Au cours d’une réaction, des échanges d’énergie avec le milieu environnant ont lieu : certaines liaisons du substrat sont rompues en absorbant de l’énergie et certaines liaisons du produit sont formées en libérant de l’énergie.

Dans le cas d’une réaction exergonique, l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons est inférieure à l’énergie libérée lors de la formation des liaisons.

L’énergie requise pour que la réaction ait lieu s’appelle l’énergie libre d’activation ou énergie d’activation : ΔG^#_activation.

C’est l’énergie nécessaire pour que les liaisons du substrat qui doivent être rompues le soient.

• Lors de l’absorption de cette énergie, la vitesse des molécules de réactifs augmente et donc la fréquence et le nombre de collisions entre molécules de réactants. De même, l’agitation thermique augmente ce qui fragilise les liaisons qui sont donc plus faciles à rompre.
• Quand toute l’énergie d’activation est absorbée, la molécule de réactif est dans l’état de transition : c’est l’état le plus énergétique, donc le plus instable, donc celui qui évolue spontanément, la réaction peut avoir lieu.
• Les nouvelles liaisons des produits se forment en libérant de l’énergie et ces nouvelles molécules tendent vers un état plus stable.
• La différence d’énergie libre de Gibbs entre les produits et les réactifs est la variation d’énergie libre de Gibbs de la réaction : ΔG_réaction.

Les enzymes augmentent la vitesse de la réaction en abaissant l’énergie d’activation ΔG^# : à la même température, les réactifs franchissent plus facilement et donc plus fréquemment la barrière d’activation.

Les enzymes ne modifient pas la variation d’énergie libre de Gibbs de la réaction : ΔG_réaction = G_produits – G_substrats.

Il faut noter que même dans le cas d’une réaction exergonique, les réactifs doivent franchir la barrière d’activation. Cette barrière est essentielle pour la vie : sans elle, les macromolécules (protéines, acides nucléiques …) à fort potentiel énergétique se décomposeraient spontanément.

Même si les lois de la thermodynamique indiquent que cette décomposition est favorisée, peu de molécules peuvent franchir cette barrière à la température caractéristique de la vie cellulaire. Cette particularité permet aux organismes vivants d’en contrôler l’utilisation à l’aide des enzymes.

Remarque : certaines molécules d’ARN, les ribozymes, sont capables de catalyser des réactions d’auto-épissage.