Forces d'interaction entre molécules biologiques

La structure des protéines, la double hélice de l'ADN, la cohésion des membranes et la reconnaissance entre une enzyme et son substrat reposent sur des forces non covalentes individuellement faibles mais collectivement décisives. Ce chapitre classe ces interactions par ordre d'énergie décroissante et de dépendance à la distance, du couple ion-ion aux forces de London, avant d'aborder la liaison hydrogène et l'effet hydrophobe.

1. Interaction ion-ion : loi de Coulomb

Deux charges ponctuelles q₁ et q₂ séparées par une distance r possèdent une énergie potentielle électrostatique E = z₁ z₂ q₁ q₂ / (4π ε₀ D r), où ε₀ est la permittivité du vide et D la constante diélectrique du milieu. Des charges de signes opposés s'attirent (E < 0), des charges de même signe se repoussent (E > 0). L'énergie décroît en 1/r : l'interaction ionique est la plus intense et la plus longue portée des forces non covalentes. Dans l'eau, dont la constante diélectrique est d'environ 80, elle est cependant divisée par 80 par rapport au vide : les ponts salins entre un groupement carboxylate (Asp, Glu) et un groupement ammonium ou guanidinium (Lys, Arg) n'apportent que quelques dizaines de kJ/mol, et davantage lorsqu'ils sont enfouis dans le cœur apolaire d'une protéine.

2. Interactions ion-dipôle et solvatation

Une molécule polaire possède un moment dipolaire permanent µ, dû à la répartition asymétrique des charges (l'eau, avec ses deux liaisons O–H coudées à 104,5°, est le dipôle biologique par excellence). Un ion attire l'extrémité du dipôle de signe opposé : l'énergie ion-dipôle varie en 1/r² et dépend de l'orientation du dipôle. C'est cette interaction qui explique la solvatation des ions : chaque Na⁺ ou Cl⁻ s'entoure d'une couche d'eau orientée (sphère d'hydratation), ce qui permet la dissolution des sels et augmente le rayon effectif de l'ion. Un petit ion très chargé (Ca²⁺, Mg²⁺) est plus fortement hydraté qu'un gros ion monovalent (K⁺), ce qui conditionne sa mobilité et sa sélectivité au niveau des canaux ioniques.

3. Les forces de van der Waals : Keesom, Debye, London

Les forces de van der Waals regroupent trois interactions dipolaires, toutes attractives et toutes en 1/r⁶, donc de très courte portée. Les forces de Keesom (effet d'orientation) s'exercent entre deux dipôles permanents qui s'alignent mutuellement. Les forces de Debye (effet d'induction) apparaissent quand un dipôle permanent polarise une molécule voisine et y crée un dipôle induit. Les forces de London (effet de dispersion) existent entre toutes les molécules, même apolaires : les fluctuations instantanées du nuage électronique créent des dipôles temporaires qui s'induisent mutuellement ; leur intensité croît avec la polarisabilité, donc avec la taille de la molécule. Chaque contact de van der Waals ne vaut que quelques kJ/mol, mais des centaines de contacts s'additionnent à l'interface entre deux protéines ou dans l'empilement des bases de l'ADN. À très courte distance, la répulsion des nuages électroniques l'emporte (terme en 1/r¹² du potentiel de Lennard-Jones), ce qui définit le rayon de van der Waals des atomes.

4. La liaison hydrogène

La liaison hydrogène s'établit entre un atome d'hydrogène lié à un atome électronégatif (O, N) — le donneur — et un doublet libre d'un autre atome électronégatif — l'accepteur. Elle est directionnelle (les trois atomes tendent à être alignés) et son énergie, de l'ordre de 10 à 40 kJ/mol, la place entre les forces de van der Waals et la liaison covalente (environ 350 kJ/mol). Elle explique les propriétés remarquables de l'eau (point d'ébullition élevé, tension superficielle forte, chaleur massique élevée, densité maximale à 4 °C), l'appariement des bases A=T (deux liaisons) et G≡C (trois liaisons) dans l'ADN, ainsi que les structures secondaires des protéines : hélice α et feuillet β sont stabilisés par des liaisons hydrogène entre C=O et N–H du squelette peptidique.

5. L'effet hydrophobe

L'effet hydrophobe n'est pas une force d'attraction entre molécules apolaires mais une conséquence du comportement de l'eau. Autour d'une chaîne hydrocarbonée, les molécules d'eau ne peuvent plus former librement leurs liaisons hydrogène et s'organisent en cages ordonnées, ce qui abaisse l'entropie du système. En se regroupant, les groupements apolaires libèrent ces molécules d'eau : l'entropie augmente et l'énergie libre diminue. C'est le moteur principal du repliement des protéines (résidus hydrophobes au cœur, résidus polaires en surface), de l'assemblage spontané des phospholipides en bicouches et micelles, et de l'insertion des protéines membranaires. Ces interactions faibles, réversibles et nombreuses confèrent aux structures biologiques leur stabilité et leur souplesse, contrairement aux liaisons covalentes rigides.