Biochimica ripasso modulo I
Legame dativo
Il legame dativo (o di coordinazione) è un particolare legame covalente che si realizza fra due atomi di non-metalli in cui un atomo compartecipa un doppietto elettronico con un atomo che ha un orbitale esterno vuoto.
Nella molecola di ammoniaca, l’azoto impegna tre singoletti con l’idrogeno, per formare altrettanti legami covalenti semplici. Resta ancora disponibile il doppietto elettronico, che può essere compartecipato con uno ione idrogeno H+, che dispone di un orbitale vuoto. Si forma così lo ione ammonio.
Principali differenze tra anabolismo e catabolismo
Il legame H è forte o debole? Motivare
I legami idrogeno e ionici, le interazioni idrofobiche e le forze di van der Waals sono legami deboli se presi individualmente, ma, essendo numerosi nelle macromolecole, diventano collettivamente significativi per la struttura tridimensionale delle proteine, degli acidi nucleici, dei polisaccaridi e dei lipidi di membrana.
Legame debole
I legami deboli includono le interazioni tra molecole, sia polari sia apolari, genericamente indicate come forze di van der Waals che comprendono: le interazioni dipolo/dipolo; le interazioni tra molecole non polari; il legame a idrogeno.
Le interazioni dipolo/dipolo sono dovute al fatto che tra le estremità a carica opposta delle molecole polari, per esempio HCl, si esercitano reciproche attrazioni, per cui le molecole si orientano opportunamente, assumendo una struttura più ordinata.
Le interazioni tra molecole non polari sono dovute alla formazione di dipoli istantanei a causa del moto disordinato degli elettroni che può determinare una momentanea distribuzione asimmetrica della carica degli elettroni stessi; il dipolo istantaneo creerà a sua volta per induzione elettrostatica un dipolo indotto su un atomo vicino e tra i due dipoli si eserciterà quindi una debole forza attrattiva.
Il legame a idrogeno è un’attrazione elettrostatica che si stabilisce tra un atomo di idrogeno, legato covalentemente a un atomo di piccole dimensioni e molto elettronegativo, fluoro, ossigeno, azoto, e un altro atomo dello stesso tipo di una molecola vicina. Il legame a idrogeno si manifesta in molecole fortemente polari come quelle del fluoruro di idrogeno (HF), dell’acqua (H2O), dell’ammoniaca (NH3).
Le particolari caratteristiche chimico-fisiche dell’acqua sono una conseguenza dei legami a idrogeno che si instaurano tra ogni molecola d’acqua e le altre molecole vicine.
Biochimica modulo I
L’acqua
L’acqua è una molecola molto polare, con struttura tetraedrica.
Gli H dell’acqua formano legami H con gli O di un’altra molecola d’acqua. L’O forma legami H con 2 H di altre due molecole di acqua.
Le interazioni tra molecole di MeOH sono minori rispetto a quelle di H2O.
L’acqua è la sostanza più abbondante negli esseri viventi. Tutti gli organismi sono composti per circa il 70% di acqua.
Le forze di interazione tra le molecole d’acqua e la sua tendenza a ionizzarsi sono di importanza cruciale per la struttura e la funzione delle molecole biologiche. L’acqua e i suoi prodotti di ionizzazione H3O+ e OH- hanno una profonda influenza sulla struttura e le proprietà di tutti i componenti cellulari incluse le proteine, gli acidi nucleici e i lipidi.
Una proteina in acqua ha una struttura diversa rispetto a quando viene immersa in un solvente organico (la proteina si denatura).
La dimensione di una molecola d’acqua è circa un milionesimo dello spessore di un capello umano.
0,1 nm = 1 Å (Angstrom)
Le interazioni deboli
I legami idrogeno e ionici, le interazioni idrofobiche e le forze di van der Waals sono legami deboli se presi individualmente, ma, essendo numerosi nelle macromolecole, diventano collettivamente significativi per la struttura tridimensionale delle proteine, degli acidi nucleici, dei polisaccaridi e dei lipidi di membrana.
Le biomolecole polari si dissolvono facilmente nell’acqua ⇒ le interazioni favorevoli soluto-solvente vengono sostituite con interazioni altrettanto favorevoli acqua-soluto.
E biomolecole non polari interferiscono con le interazioni favorevoli acqua-acqua. --> Nelle soluzioni acquose tendono a raggrupparsi.
Le molecole d’acqua esercitano tra di loro una forte attrazione, che genera una grande coesione interna.
Inoltre l’acqua ha un punto di fusione, di ebollizione e di evoluzione più elevati rispetto agli altri liquidi. La geometria della molecola d’acqua è determinata dalla geometria tetraedrica degli orbitali dell’ossigeno (ibridizzazione sp3 come per il carbonio tetraedrico). L’ossigeno ha un’elettronegatività molto maggiore dell’idrogeno. L’elettronegatività è una misura relativa della capacità di un atomo di attrarre elettroni quando prende parte ad un legame chimico. La differenza di elettronegatività tra l’ossigeno e idrogeno determina una concentrazione di carica negativa sull’ossigeno e di carica positiva sugli idrogeni determinando l’alta polarità delle molecole.
Il legame idrogeno
L’attrazione elettrostatica tra l’O di una molecola d’acqua e l’H di un’altra è definita legame idrogeno.
È un legame debole con un’energia di dissociazione di circa 23 kJ/mol (legame covalente O-H: 470 kJ/mol; legame covalente C-C: 348 kJ/mol). 1 cal = 4,184 J.
Il legame H è per il 10% di natura covalente a causa della sovrapposizione degli orbitali di legame e per il 90% di natura elettrostatica.
Il legame a H può formarsi in tutti i composti in cui un atomo ad alta elettronegatività lega un atomo di H (es: HF, acido fluoridrico).
Ogni molecola d’acqua può formare 4 legami H.
Le molecole d’acqua allo stato liquido, a temperatura ambiente, sono collegate da una rete fluida di legami a idrogeno; si ha un continuo formarsi e rompersi dei legami a H.
A T>0°C il sistema è più compatto perché ogni molecola d’acqua forma legami H con altre 3,4 molecole.
A T<0°C il sistema è meno compatto perché ogni molecola forma legami H con altre 4 molecole.
Da questo deriva una delle peculiarità dell’acqua: la densità del ghiaccio è minore di quella dell’acqua liquida. Ciò permette la sovrapposizione della vita acquatica negli specchi d’acqua gelati.
L’entropia dell’acqua
A temperatura ambiente, sia la fusione che l’evaporazione avvengono spontaneamente poiché la forza dei legami H è superata dalla spinta energetica verso il disordine (aumento di entropia): ΔG = ΔH − TΔS, dove ΔG è la variazione di energia libera, ΔH la variazione di entalpia e ΔS la variazione di entropia.
Poiché ΔH è positivo in un processo di fusione o di evaporazione, e poiché in questi due processi la ΔS è elevata e positiva (aumenta il disordine), ne consegue che il ΔG è negativo ed il processo è spontaneo.
La capacità dell’acqua di formare legami H le permette di interagire con gruppi polari delle molecole organiche e delle macromolecole biologiche: acidi carbossilici, ammine, aldeidi, chetoni, alcoli, eteri, esteri, etc...
Le sfere di idratazione delle molecole a carattere ionico
I sali e le molecole polari tendono a interagire con l’acqua a causa del gran numero di interazioni elettrostatiche che si formano. Un altro modo di vedere il fenomeno è che l’energia di solvatazione delle specie ioniche è negativa e quindi il processo di dissoluzione è un processo spontaneo. Il fenomeno può anche essere spiegato da una proprietà macroscopica: la costante dielettrica. La costante dielettrica può essere descritta come la capacità del mezzo (in questo caso l’acqua) di schermare le interazioni tra ioni ovvero di diminuire la forza di attrazione elettrostatica tra gli ioni. ε0: costante dielettrica del vuoto. ε: costante dielettrica del mezzo. Per l’acqua ε = 78,5 a 25°C ed è una delle sostanze con il valore più alto di questo parametro.
Effetto idrofobico
L’interazione tra soluti idrofobici libera un certo numero di molecole di acqua, l’entropia del sistema aumenta ed il processo di aggregazione dei soluti è spontaneo. Ad esempio un’emulsione olio-acqua si separa spontaneamente in una fase acquosa e una oleosa.
Le micelle sono un aggregato di molecole anfolitiche (con una parte polare e una apolare) dove l’interno è apolare e l’esterno polare.
Pressione osmotica
La pressione osmotica di una soluzione 1 molare (m) è pari a 22,4 atmosfere. P = C R T.
Le molecole di acqua tendono a muoversi da una soluzione meno concentrata ad una più concentrata.
Ionizzazione
[H+][OH-] = Kw = 10-14.
Lo ione H3O+ forma legami H con 3 molecole di acqua.
Aminoacidi
È stato sviluppato un sistema di nomenclatura per specificare la configurazione assoluta dei quattro sostituenti degli atomi di carbonio asimmetrici, basata sulla configurazione assoluta dello zucchero a tre atomi di carbonio gliceraldeide.
Gli stereoisomeri che hanno configurazioni correlate alla L-gliceraldeide sono designati con la lettera L; gli stereoisomeri correlati alla D-gliceraldeide sono designati con la lettera D. Nella convenzione di Fischer L e D si riferiscono soltanto alla configurazione assoluta dei quattro sostituenti attorno a un carbonio chirale, non alla proprietà ottiche (destrogire o levogire) della molecola.
La classificazione degli aminoacidi può essere fatta sulla base delle proprietà chimiche dei gruppi R, considerando la loro polarità e la loro tendenza a integrare con l’acqua a un valore di pH fisiologico (7,4). La polarità dei gruppi R può determinare la seguente classificazione:
- Aminoacido non polare o idrofobico
- Aminoacido altamente polare o idrofilico
Gruppi R alifatici, non polari
Conferiscono proprietà idrofobiche e non polari.
Alanina, Valina, Leucina, Isoleucina: occupano posizioni interne nelle proteine instaurando interazioni idrofobiche.
Glicina: è non polare, tanto che la sua catena non polare non contribuisce a creare interazioni idrofobiche. È l’unico aminoacido non chirale.
Metionina: possiede un gruppo tioetere non polare nella sua catena laterale.
Prolina: ha una catena laterale alifatica con struttura ad anello. Le regioni proteiche in cui è presente la prolina hanno una ridotta flessibilità conformazionale a causa della rigidità dell’anello imminico. È apolare.
Gruppi R aromatici
Possono tutti dare origine ad interazioni idrofobiche.
Tirosina: il gruppo ossidrilico può formare legami H e agisce come gruppo funzionale importante nell’attività degli enzimi.
Triptofano: l’atomo di azoto dell’anello indolico ha proprietà polari e può formare legami H. Si trova spesso nelle proteine di membrana.
Fenilalanina: molto idrofobico, molto meno polare di Tirosina e Triptofano.
Gruppi R polari, non carichi
Gruppi R molto più idrofilici di quelli non polari poiché contengono gruppi funzionali che formano legami H con l’acqua.
Serina e Treonina: polarità dovuta al gruppo OH.
Asparagina e Glutammina: polarità dovuta al gruppo ammidico.
Cisteina: polarità dovuta al gruppo sulfidrico. È facilmente ossidabile e forma un dimero chiamato Cistina, in cui due monomeri sono uniti da un ponte disolfurico. I ponti disolfuro hanno un ruolo importante nella stabilità delle proteine, poiché permette di unire, mediante un legame covalente, due residui distanti nella sequenza, o addirittura due proteine diverse. Sono, generalmente, le uniche interazioni covalenti che stabilizzano la struttura proteica.
Gruppi R carichi positivamente
Hanno una catena laterale con una carica netta positiva a pH 7.
Lisina: caratterizzata dalla presenza di un secondo gruppo amminico primario nella sua catena alifatica. In molte reazioni enzimatiche agisce da accettore o donatore di protoni. pK = 10.
Arginina: ha un gruppo guanidinico carico positivamente. Il suo pK molto alto (circa 12) fa sì che non si deprotoni facilmente.
Istidina: contiene un gruppo imidazolico. Importante nelle reazioni enzimatiche e nella coordinazione di metalli nelle metalloproteine. pK = 6.
Gruppi R carichi negativamente
Hanno carica negativa a pH 7.
Aspartato e Glutammato: caratterizzati dalla presenza di un secondo gruppo carbossilico. Sono spesso coinvolti in reazioni enzimatiche e nella coordinazione di metalli quali il Ca2+.
Aminoacidi particolari
Gly: R=H altamente flessibile.
Pro: -NH2+ non −NH3+ non può formare legami H con l’azoto in una catena polipeptidica.
Cys: -SH o −S-S- ma anche S- avendo un pK di circa 8,5 può ionizzarsi facilmente a pH fisiologico.
Gli aminoacidi possono avere proprietà ibride. Ad esempio la tirosina può interagire sia con aminoacidi polari che idrofobici. Porzioni diverse della catena laterale hanno proprietà diverse (lisina o triptofano).
Aminoacidi non comuni
- 4-idrossiprolina: derivato della prolina. Si trova nelle proteine della parete cellulare delle cellule vegetali.
- 5-idrossilisina: si trova nella proteina fibrosa del collagene.
- 5-metillisina: si trova nella miosina.
- γ-carbossiglutammato: presente nella protrombina (proteina per la coagulazione del sangue) oltre che in proteine che legano il calcio.
- Desmosina: deriva dalla condensazione di 4 residui di lisina ed è presente nella proteina fibrosa elastica.
- Selenocisteina: viene introdotto come tale nella proteina, e non per modificazione post-sintetica. Contiene selenio al posto dello zolfo della cisteina.
Ionizzazione dell’acqua
Quando in una soluzione si forma uno ione H+, questo viene idratato a ione idronio H3O+. L’unione di due molecole di acqua con un legame H rende istantanea l’idratazione del protone dissociato.
⇒ La ionizzazione dell’acqua può essere misurata mediante la sua conducibilità elettrica: l’acqua allo stato puro trasporta la corrente elettrica sotto forma di ioni H3O+ che migrano verso il catodo e di ioni OH- che migrano verso l’anodo.
La mobilità ionica dell’acqua deriva dai salti ionici ⇒ il protone libero non percorre lunghi spazi, ma attraverso salti protonici tra le molecole d’acqua legate da legami H, percorre rapidamente lunghe distanze.
La Keq definisce la composizione di una miscela finale all’equilibrio della reazione chimica.
aA + bB ↔ cC + dD
L’acqua pura è debolmente ionizzata.
Il prodotto ionico dell’acqua è costante.
Se aumenta la concentrazione di H3O+ diminuisce quella di OH- e viceversa.
In qualsiasi soluzione acquosa: [H+][OH-] = 10-14.
Per una soluzione neutra a 25°C, in cui [H+] = 10-7 M, il pH sarà: −log(10-7) = log(107) = 7.
La scala di pH indica le concentrazioni di ioni H+.
Una differenza di un’unità di pH corrisponde ad una differenza di 10 volte nella concentrazione di H+.
Gli acidi forti (acido cloridrico) sono completamente ionizzati in soluzioni acquose. Gli acidi deboli, invece, non si ionizzano completamente.
Equazione di Henderson-Hasselbalch
Questa equazione è la relazione che lega il pH al pKa di una specie ionizzabile ed alle concentrazioni delle forme protonata e deprotonata.
Se la concentrazione della forma protonata e deprotonata sono uguali, il loro rapporto è pari a 1 e, essendo log1 = 0, il pH è pari al valore del pKa.
In altri termini, il pKa corrisponde al valore di pH al quale le forme protonata e deprotonata della specie chimica hanno la stessa concentrazione.
Se il pH viene abbassato rendendo la soluzione più acida allora pH<pKa e si ha che il valore del log [HA]/[A-] deve essere maggiore di zero quindi [HA] > [A-]: ciò implica che in ambiente più acido prevale la forma protonata HA rispetto ad A-.
Se il pH viene innalzato rendendo la soluzione più basica allora pH>pKa e si ha che il valore del log [HA]/[A-] deve essere minore di zero quindi [HA]<[A-]: ciò implica che in ambiente più basico prevale la forma deprotonata A- rispetto ad HA.
Forme ioniche degli aminoacidi
L’ambiente circostante ai gruppi ionizzabili ne influenza le proprietà.
Curve di titolazione
La titolazione viene usata per determinare la quantità di acido in una soluzione.
La soluzione di NaOH viene aggiunta in piccole quantità finché tutto l’acido è consumato (neutralizzato) ponendo in grafico la variazione del pH in funzione della quantità di NaOH aggiunto, si può identificare il valore del pKa.
Ciascuna fase del grafico rappresenta la rimozione di un protone dai due gruppi funzionali della glicina. La glicina ha due regioni con potere tamponante:
- La prima si estende per circa una unità di pH attorno al valore di 2.34.
- La seconda si estende per circa una unità di pH attorno al valore di 9.60.
Il gruppo -COOH è 100 volte più acido (più facilmente ionizzabile) di quello dell’acido acetico ⇒ il pKa è influenzato dall’ambiente chimico.
A pH 5.97 (punto di flessione tra le due fase della titolazione della glicina
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