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Appariement d’ions : cas des milieux biologiques
Les paires d’ions sont présentes dans les milieux biologiques des organismes vivants, et peuvent particulièrement se former lors de l’appariement des biomolécules chargées, comme les protéines, avec les contres-ions présents dans leur environnement. Une protéine est une macromolécule, formée d’une ou plusieurs chaînes polypeptidiques. Chacune de ces chaînes est composée d’un assemblage covalent de molécules organiques similaires NH2-CαHR-COOH, nommés acides L-α-aminés. L’atome de carbone Cα est le plus souvent chiral et de configuration L auquel est lié un groupement R, constituant sa chaîne latérale, un groupement amine et un acide carboxylique. Ces acides aminés sont liés l’un à l’autre par le biais de liaisons covalentes entre l’acide carboxylique de l’un et l’amine de l’autre (CO–NH), nommé liaison peptidique. Plus de 10 000 acides aminés peuvent s’unir pour former une protéine. Celle-ci est dotée d’une flexibilité importante, et est capable d’avoir plusieurs structures possibles. Une structure, adoptée par une protéine lui permettra d’assurer sa propre fonction biologique, comme par exemple les protéines membranaires assurant le lien entre les milieux intracellulaire et extracellulaire. Les deux extrémités de la chaîne protéique principale sont formées d’un groupement carboxylate chargé négativement (COO-), et d’un groupement ammonium chargée positivement (NH⁺₃ ) à pH neutre ; il est important de noter également que certaines acides aminés possèdent des chaînes latérales chargées (tels que l’aspartate et la lysine). Toutefois, les milieux biologiques peuvent avoir des pH variés : les protéines peuvent être dans un milieu acide et être chargées positivement, ou bien être dans un milieu basique où elles sont chargées négativement.
Mise en évidence des paires d’ions dans les milieux biologiques
Les ions présents dans les milieux biologiques (par exemple Na+ , K+ , Ca2+ ou Cl- ), peuvent interagir avec les groupements chargés de la protéine et former des paires d’ions. Ces appariements peuvent induire des changements importants au niveau de la structure de celle-ci et par la suite influencer sa fonction biologique. L’importance des paires d’ions dans le milieu biologique a été fortement suggérée par les observations de Yamashita et al. en 2005 lors de l’étude, par diffraction des rayons X, du transporteur membranaire Na+ /Cldépendant, permettant au neurotransmetteur leucine de traverser la membrane de la vésicule synaptique grâce à la présence de gradient Na+ et Cl- [37]. Le transporteur membranaire est une protéine appartenant à la membrane cellulaire et permet le passage du neurotransmetteur leucine depuis le milieu extracellulaire (fente synaptique), vers le milieu intracellulaire qui correspond à la vésicule synaptique . La leucine traverse la membrane cellulaire au travers d’un transporteur membranaire contrôlé par un gradient en ions sodium. Le sodium s’apparie au groupement carboxylate de la leucine dans la fente synaptique riche en sodium. Ceci permet la progression graduelle du neurotransmetteur au travers du transporteur membranaire suite à une série de changements structuraux au niveau de la protéine transmembranaire. À l’issu du transport, le site de liaison du substrat est ainsi exposé à l’intérieur de la vésicule synaptique, pauvre en sodium, provoquant la dissociation spontanée de la paire d’ions et la libération de la leucine [37].
Le rôle fonctionnel d’autres paires d’ions a été également reporté. On peut citer les expériences de RMN réalisées sur la paire entre un groupement ammonium d’une lysine provenant d’une protéine, et un groupement phosphate de l’ADN [14] qui est à l’origine du mécanisme de reconnaissance moléculaire.
Collins a ensuite fourni une interprétation simple des différentes interactions non-covalentes entre les espèces moléculaires, en les comparant à l’interaction non covalente entre deux molécules d’eau [40]. Il considère que chaque ion est une sphère, comportant une charge ponctuelle . Il considère ensuite l’ensemble des interactions entre ces différentes espèces prises deux à deux. Il en conclut que dans le cas de l’appariement de deux ions kosmotropes de charge opposée, les charges ponctuelles des ions sont proches l’une de l’autre, induisant une interaction ionique forte . Dans le cas de l’appariement de deux ions chaotropes, de tailles plus élevées, les charges ponctuelles sont plus séparées l’une de l’autre, ce qui s’ensuit une interaction ionique plus faible. En outre, les ions kosmotropes sont mieux solvatés par les molécules d’eau, en raison de la proximité des charges ponctuelles, par rapport aux ions chaotropes. En prenant l’énergie d’interaction entre les molécules d’eau comme référence, Collins déduit que les ions kosmotropes mettent en jeu les interactions électrostatiques les plus fortes, alors que les ions chaotropes forment les interactions les plus faibles par rapport à l’interaction de référence (H2O-H2O) .
Collins déduit alors la règle empirique « The law of matching water affinity » qui suggère que deux ions de charges opposées et ayant la même affinité aux molécules du solvant, formeront une interaction ionique plus forte que, lorsque les ions ont des affinités différentes vis-à-vis du solvant [41]. En tenant compte de cette règle, il déduit que les ions de même nature (kosmotropes ou chaotropes), ayant les mêmes propriétés d’affinité au solvant, forment plus facilement des paires d’ions de contact (CIP). Pour les ions kosmotropes, la formation de paires CIP est cependant encore plus favorisée car leur interaction ionique est plus forte que les interactions électrostatiques avec le solvant. Dans le cas des ions chaotropes, l’appariement ionique favorise les interactions intermoléculaires entre les molécules d’eau qui sont plus favorables que les interactions entre l’ion chaotrope et le solvant . Par ailleurs, lorsque les ions sont de natures différentes (kosmotrope + chaotrope), la formation d’une paire d’ions CIP est défavorable puisque les interactions entre l’ion kosmotrope et le solvant sont estimées plus fortes que les interactions non-covalentes entre les molécules d’eau ou entre l’ion chaotrope et le solvant . Ainsi, l’apport énergétique nécessaire pour rompre l’interaction entre l’ion kosmotrope et le solvant au profit de la formation d’une interaction H2O – H2O ou kosmotrope-chaotrope est très élevé ; la formation de paires séparées par le solvant est dans ce cas favorisée (SIP ou SSIP).
Cas des paires de carboxylate d’alcalin
Malgré le rôle important des paires d’ions dans plusieurs mécanismes biologiques [41, 43], les propriétés intrinsèques de ces systèmes restent mal connues. Les études précédentes révèlent la présence de paires d’ions mais sont très souvent incapables de caractériser expérimentalement leur type en solution (CIP, SIP, SSIP) .
Notre intérêt repose particulièrement sur la caractérisation des structures et des propriétés microscopiques des paires d’ions biologiques complexes, des paires d’ions modèles entre un groupement carboxylate et un cation alcalin ont été étudiées à l’aide de différentes méthodes. Les approches théoriques reposant principalement sur les méthodes de dynamique moléculaire et des calculs ab initio [2, 13, 19, 26] et les approches expérimentales en solution faisant appel aux techniques de spectroscopie d’absorption des rayons X, RMN ou IR, déjà abordées dans le paragraphe 1.2 [27, 28, 33, 44, 45], ont été largement utilisées. Le système acétate d’alcalins (CH3COO- , M+ ; avec M+ = Li, Na, K, Rb, Cs) est le modèle principalement choisi pour décrire l’appariement d’ions du carboxylate à un cation alcalin du milieu biologique. Les résultats obtenus amènent à des conclusions parfois contradictoires. Les spectres d’absorption des rayons X par l’oxygène (Oxygen K-edge), enregistrés par Aziz E. F. et al. pour des solutions à 1 M d’acétate en présence de cations Li+ , Na+ ou K+ , contiennent une bande d’absorption associée au groupement carboxylate de l’acétate [27]. L’augmentation de l’intensité de cette bande d’absorption pour certains cations est interprétée comme le signe de l’engagement du carboxylate dans une interaction ionique forte avec le cation. Les auteurs en concluent donc que le système (CH3COO- , Na+ ), possédant la bande la plus intense parmi les solutions étudiées, présente une proportion importante de paires d’ions de contact (CIP) dans la solution étudiée. L’ion sodium est suivi par l’ion lithium et potassium qui induisent des bandes d’absorption de plus faible intensité par rapport au premier système. D’autre part, une autre étude a été réalisée par spectroscopie IR à transformée de Fourier (FT IR) et spectroscopie Raman sur des solutions d’acétate de sodium à différentes concentrations, allant de ~0.16 M à ~2.2 M, et d’acétate de lithium à 0.93 M en présence du chlorure de lithium à 13 M [33]. Par confrontation des spectres expérimentaux aux résultats théoriques obtenus sur de petits agrégats au niveau B3LYP/6- 311++ (3df, 2pd) en présence d’un continuum de solvant, les auteurs de cette étude concluent que l’acétate de sodium forme des paires d’ions séparées par le solvant (SIP ou SSIP) dans toute la gamme de concentrations étudiée. Malgré les fortes concentrations prises en compte dans cette étude (allant jusqu’à 5 M), les auteurs pensent ne pas observer de paires de type CIP et ils en concluent que ce type de paires n’est pas favorisé en solution. Par ailleurs, les auteurs déduisent que l’acétate de lithium forme des CIP. Leurs résultats sont corroborés également par les études théoriques réalisées à l’aide des méthodes de dynamique moléculaire qui indiquent que les paires d’ions SIP sont largement majoritaires devant les paires CIP à ces concentrations .
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Table des matières
INTRODUCTION
Chapitre 1 : Introduction
1.1 Généralités
1.2 État de l’art
1.2.1 Approches théoriques
1.2.2 Caractérisations expérimentales en solution
1.3 Appariement d’ions : cas des milieux biologiques
1.3.1 Mise en évidence des paires d’ions dans les milieux biologiques
1.3.2 Cas des paires de carboxylate d’alcalin
1.4 Paires d’ions en phase gazeuse
1.5 Objectifs et stratégie d’étude
1.5.1 Étude en phase gazeuse
1.5.2 Transposition à la solution
1.6 Bibliographie
Chapitre 2 : Méthodologie
2.1 Méthodes spectroscopiques
2.1.1 Ionisation résonante à deux photons (IR2P)
2.1.2 Spectroscopie de double résonance IR/UV
2.2 Production des paires d’ions en phase gazeuse
2.2.1 Préparation des échantillons de paires d’ions
2.2.2 Mise en phase gazeuse et désorption laser
2.3 Dispositif expérimental
2.3.1 Laser de désorption
2.3.2 Laser UV
2.3.3 Laser IR
2.3.4 Spectromètre de masse
2.3.5 Mise en œuvre des méthodes spectroscopiques
2.3.6 Synchronisation
2.3.7 Acquisition
2.4 Méthodes théoriques
2.4.1 Exploration conformationnelle
2.4.2 Tri et sélection des structures
2.4.3 Optimisation de géométrie et calcul d’énergie
2.4.4 Calcul des fréquences
2.4.5 Calcul de l’enthalpie libre (∆G)
2.4.6 Moyens de calcul
2.5 Bibliographie
Chapitre 3 : Étude conformationnelle des paires d’ions simples en phase gazeuse
3.1 Étude théorique des paires d’ions d’acétate d’alcalin
3.2 Étude des paires d’ions en phase gazeuse : les phénylacétates d’alcalins
3.2.1 Étude du paysage conformationnel
3.2.2 Spectrométrie de masse et spectroscopie électronique
3.2.3 Calculs des niveaux énergétiques
3.2.4 Détermination de l’effet du moment dipolaire sur le déplacement spectral
3.3 Caractérisation des paires d’ions par spectroscopie IR/UV
3.3.1 Analyse des fréquences calculées des paires (PA- , M+)
3.3.2 Spectroscopie de double résonance IR/UV des paires (PA-, M+)
3.4 Conclusion
3.5 Bibliographie
Chapitre 4 : Caractérisation du paysage conformationnel des paires d’ions complexes en phase gazeuse
CONCLUSION
