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Appunti di biochimica

Capitolo 1: L'acqua

Legami idrogeno

I legami idrogeno tra le molecole di acqua rappresentano la forza di coesione che rende l'acqua un liquido polare a temperatura ambiente e ghiaccio a temperature più basse. Le biomolecole si dissolvono facilmente in acqua in quanto possono sostituire le interazioni favorevoli acqua-acqua con interazioni acqua-soluto più favorevoli.

Ogni atomo di idrogeno di una molecola d'acqua condivide una coppia di elettroni con l'atomo centrale di ossigeno. Gli orbitali esterni dell'ossigeno descrivono un tetraedro con un atomo di idrogeno a ciascuno dei due angoli e gli elettroni non condivisi agli altri due. Il legame H-O-H ha un angolo di 104,5°. Il nucleo dell'ossigeno attrae gli elettroni in modo più forte, è più elettronegativo. La distribuzione degli elettroni non è simmetrica, quindi si trovano molto più spesso nelle vicinanze dell'atomo di ossigeno. Questo crea due dipoli elettrici nella molecola d'acqua, uno lungo ciascuno dei legami H-O. Ogni atomo H porta una parziale carica positiva, l'atomo O porta una carica negativa, uguale alla somma delle due cariche positive.

Si viene quindi a creare attrazione tra l'atomo di ossigeno di una molecola e l'atomo di idrogeno di un'altra. Questa attrazione elettrostatica viene detta legame idrogeno. È un legame relativamente debole, con energia di dissociazione (= energia necessaria per rompere il legame) ≈ 23 kJ/mole, circa 20 volte minore del legame covalente (O-H) ≈ 470 kJ/mole. Questo legame è per il 10% covalente, per la sovrapposizione degli orbitali di legame e per il 90% elettrostatico.

La disposizione degli orbitali consente ad ogni molecola d’acqua di formare legami idrogeno con altre molecole vicine. Nell’acqua allo stato liquido, le molecole sono in uno stato disordinato ed in continuo movimento, la struttura è più dinamica, i legami si rompono e si riformano di continuo (picosecondi), quindi in media si formano 3,4 legami. Nel ghiaccio invece le molecole sono bloccate nello spazio e formano tutti e 4 i legami. I legami idrogeno sono anche responsabili dell’alto valore del punto di fusione dell’acqua.

I legami idrogeno non sono una prerogativa dell'acqua. Si formano tra un atomo elettronegativo (accettore di idrogeno, di solito ossigeno o azoto) e un atomo di idrogeno legato covalentemente ad un altro atomo elettronegativo (donatore di idrogeno), nella stessa o in un'altra molecola. In generale un legame idrogeno si forma quando un atomo di idrogeno, unito mediante legame covalente a un atomo di N o di O (più elettronegativi) (donatore idrogeno) viene a trovarsi a un’opportuna distanza da un altro atomo di N o O (elettronegativi) che disponga di una coppia di elettroni non condivisa (accettore di idrogeno). Gli atomi di idrogeno legati covalentemente ad atomi di C non partecipano, quando il legame C-H è solo debolmente polare.

Conseguenze

• Densità ghiaccio < densità acqua (ghiaccio galleggia)
• Elevata viscosità
• Tensione superficiale
• Elevata costante dielettrica

Le biomolecole non cariche ma polari, come gli zuccheri, si sciolgono facilmente in acqua per effetto stabilizzante dei legami idrogeno tra i gruppi ossidrilici (= gruppo funzionale di formula -OH) e gli atomi di ossigeno carbonilici (C=O) dello zucchero e le molecole polari dell’acqua. I legami idrogeno sono più forti quando le molecole sono orientate in modo da rendere massima l’interazione elettrostatica. L’acqua è un solvente polare e dissolve le biomolecole, che in maggior parte sono cariche o polari. I composti che si sciolgono facilmente in acqua sono detti idrofili; al contrario, i composti che non si sciolgono sono detti idrofobici.

L'acqua scioglie i sali come NaCl, idratando e stabilizzando gli ioni Na⁺ e Cl^-, indebolendo le loro interazioni elettrostatiche e opponendosi alla loro tendenza ad associarsi in struttura cristallina. Quando il sale si scioglie, gli ioni Na e Cl acquistano più movimento; questo aumento di entropia è il principale responsabile del facile scioglimento di questi sali in acqua.

I gas non polari sono poco solubili in acqua. In O₂, N₂ e CO₂ non vengono a generarsi dipoli. I composti non polari, idrofobici, come il benzene, non hanno interazioni energetiche favorevoli con l’acqua e interferiscono con la formazione di legami idrogeno. Le molecole d’acqua vicine ad un soluto non polare sono costrette ad assumere un determinato orientamento, formando una struttura che circonda ciascuna molecola di soluto. Con sostanze idrofobiche si formano clatrati.

I composti anfipatici contengono una regione polare e una regione non polare. In acqua, la regione polare idrofilica reagisce e tende a dissolversi, mentre la regione non polare idrofobica evita il contatto con l’acqua. Le regioni non polari si raggruppano in modo da esporre al solvente acquoso la minor superficie possibile e compongono strutture stabili chiamate micelle, vescicole e monostrati. In ciascun caso, i gruppi di testa idrofilici sono in stretto contatto con la parte acquosa, mentre le code idrofobiche si associano tra loro. I legami che tengono unite le regioni non polari sono detti interazioni idrofobiche.

Quando due atomi privi di carica vengono portati molto vicini, le loro nuvole elettroniche si influenzano e variazioni casuali della posizione degli elettroni possono creare un dipolo elettrico transitorio che porta alla creazione di un dipolo opposto. I due dipoli si attraggono debolmente e queste attrazioni sono chiamate di van der Waals (o forze di London). Man mano che i nuclei si avvicinano, le nubi elettroniche cominciano a respingersi. Nel punto di attrazione massima, i nuclei sono in contatto di van der Waals. Ogni atomo ha il suo raggio di van der Waals, ossia la misura di quanto l’atomo permette ad un altro atomo di avvicinarsi. Le interazioni deboli sono fondamentali per la struttura e la funzione delle macromolecole.

Proprietà colligative dell'acqua

Tutti i tipi di soluti alterano le proprietà colligative dell'acqua (tensione di vapore, punto di ebollizione, punto di congelamento). L'effetto della concentrazione del soluto sulle proprietà colligative non dipende dalle proprietà chimiche del soluto ma dal numero delle particelle di soluto presenti in acqua. Le molecole d’acqua tendono a spostarsi da una regione a più alta concentrazione ad un’altra a concentrazione più bassa, creando una pressione osmotica. L’osmosi, ossia il passaggio dell’acqua attraverso una membrana semipermeabile sotto la spinta di una pressione osmotica, è un fattore importante nella vita della maggior parte delle cellule. Soluzioni con osmolarità uguale a quella del citosol cellulare si dicono isotoniche. In una soluzione ipertonica, cioè con osmolarità maggiore di quella del citosol, la cellula si raggrinzisce man mano che l’acqua esce.

Nel loro ambiente naturale le cellule contengono concentrazioni di biomolecole e di ioni più elevate dell’ambiente circostante: la pressione osmotica tende a fare entrare l’acqua nella cellula.

Ionizzazione dell'acqua

C’è un piccolo grado di ionizzazione dell’acqua, che produce ioni idrogeno (H⁺) e ioni ossidrile (OH^-). Come tutte le reazioni reversibili, questa può essere descritta tramite una costante di equilibrio. Spesso indichiamo lo ione H⁺ come prodotto della reazione, ma in realtà viene immediatamente idratato a ione idronio (H₃O⁺). La ionizzazione dell’acqua può essere misurata tramite la sua conducibilità elettrica: l’acqua allo stato puro trasporta la corrente elettrica quando H₃O⁺ (idronio) migra verso il catodo e OH^- (idrossido) verso l’anodo (dove avviene ossidazione). Migra molto più velocemente di altri ioni (Na⁺, Cl^-), questa elevata mobilità deriva dai salti protonici. Nessun protone percorre singolarmente lunghe distanze nella soluzione ma attraverso una serie di salti protonici tra le molecole d’acqua legate da legami idrogeno si genera un movimento protonico netto su lunghe distanze e in tempi brevissimi. (Gli ioni OH^- per effetto dei salti protonici si muovono altrettanto rapidamente ma in direzione opposta). La ionizzazione è reversibile. La posizione all’equilibrio di una qualsiasi reazione è espressa dalla costante di equilibrio Keq.

La costante di equilibrio della reazione reversibile della ionizzazione dell’acqua è: A 25°C la concentrazione dell’acqua pura è 55,5M ed è essenzialmente costante, date le basse concentrazioni di H⁺ e OH^-. Possiamo sostituirla nella formula e risolvendo l’equazione otteniamo il prodotto ionico dell’acqua, Kw. Il prodotto ionico dell’acqua, Kw, è la base della scala del pH.

pH = log 1/[H⁺] = - log [H⁺]

La concentrazione degli ioni H⁺ deve essere espressa in molarità (M). Le soluzioni che hanno un valore di pH superiore a 7 sono alcaline e le concentrazioni di OH^- sono maggiori di quelle degli ioni H⁺.

pH + pOH = 14

Gli acidi e le basi di Bronsted – Lowry sono così definite:

• Acido: qualunque sostanza in grado di donare H⁺
• Base: qualunque sostanza in grado di accettare H⁺

Gli acidi possono essere definiti donatori di protoni e le basi accettori di protoni. Un donatore di protoni e il suo corrispondente accettore formano una coppia acido-base coniugata. La capacità degli acidi (H⁺) di perdere protoni per formare la base coniugata (A^-) è definita dalla costante di equilibrio (K_A) della reazione reversibile. Ka si chiama costante di dissociazione acida ed è tanto maggiore quanto più forte è un acido ed ha quindi una maggiore tendenza a dissociarsi. Le costanti di equilibrio delle reazioni di ionizzazione sono in genere chiamate costanti di ionizzazione o costanti di dissociazione acide. Gli acidi più forti hanno costanti di ionizzazione elevate, si dissociano quasi completamente in soluzioni acquose (HCl, NaOH). La maggior parte delle sostanze che si incontrano in biochimica, sono acidi e basi deboli.

Il pK_a è analogo al pH ed è definito dall’equazione:

pK_a = log 1/K_a = - log K_a

Maggiore è la tendenza a liberare un protone, più forte è l’acido, minore è il valore di pK_a. Il valore di pK_a corrisponde al pH della soluzione contenente uguali concentrazioni di acido e base coniugata.

Sistemi tampone

Quasi tutti i sistemi biologici dipendono dal pH e una piccola variazione può causare alcuni problemi. Il pH è mantenuto costante grazie alla presenza di miscele di acidi deboli e delle loro basi coniugate. I tamponi sono sistemi acquosi che tendono ad opporsi alle variazioni di pH, quando vengono aggiunte piccole quantità di acido (H⁺) o di base (OH^-). Un sistema tampone è costituito da un acido debole (donatore di protoni) e dalla sua base coniugata (accettore di protoni). La capacità tamponante deriva da due reazioni reversibili all’equilibrio. Ogni coppia acido-base coniugata ha un ambito di pH caratteristico nel quale esercita la funzione di tampone.

La relazione tra il pH della soluzione e la concentrazione di acido e base coniugata è data dalla equazione di Henderson – Hasselbalch:

Questa equazione viene derivata: Questa equazione esprime la curva di titolazione di tutti gli acidi deboli e ci permette di dedurre alcune importanti relazioni quantitative. Le curve di titolazione acido-base sono grafici che rappresentano la variazione di pH della sostanza titolata (titolo) in funzione della sostanza aggiunta (titolante). Sull’asse delle ascisse sono riportati i diversi valori di titolante aggiunto e sulle ordinate si trovano i corrispondenti valori di pH. Ci permette di calcolare:

• Il valore di pK_a conoscendo il pH e il rapporto molare tra donatore e accettore di protoni
• Il pH conoscendo il pK_a e il rapporto molare
• Il rapporto molare conoscendo pK_a e pH.

Questa equazione ci consente di capire meglio il significato quantitativo di K_a. Cosa succede quando [HA]=[A^-]? pH = pK_a + log 1 pH = pK_a → Curve di titolazione degli Anfoliti La capacità di tamponare deriva da due reazioni reversibili che avvengono nel sistema.

Il sistema acido acetico – acetato è in grado di assorbire sia H⁺ che OH^- attraverso la dissociazione reversibile dell’acido acetico. Il donatore di protoni, in questo caso l’acido acetico (HAc), lega una riserva di H⁺, che possono essere rilasciati per neutralizzare un’aggiunta di ioni OH^- al sistema, con la formazione di acqua. Ciò avviene ogni volta che il prodotto [OH^-][H⁺] supera il valore di Kw (1x10^-14 M²): l’equilibrio si stabilisce rapidamente finché il prodotto non diventa uguale a 1x10^-14 M² a 25°C, riducendo così temporaneamente la concentrazione di ioni H⁺. Ora tuttavia il quoziente [H⁺][Ac^-]/[HAc] è diventato più basso della K_a e quindi HAc si dissocia per ripristinare l’equilibrio.

I due sistemi-tampone biologici più importanti sono il sistema fosfato e quello del sistema bicarbonato. Il sistema tampone fosfato agisce nel citoplasma di tutte le cellule ed è costituito dal donatore H₂PO₄^- e dall’accettore HPO₄^2-. Si oppone a variazioni del pH nella regione compresa tra 5,9 e 7,9. Questo sistema è particolarmente efficace nel tamponare il pH dei fluidi intracellulari.

Il plasma sanguigno è tamponato dal sistema bicarbonato costituito da acido carbonico (H₂CO₃) come donatore e da bicarbonato (HCO₃^-) come accettore. Questo sistema è complesso perché l’acido carbonico si forma dalla CO₂ disciolta in acqua. Il pH di questo sistema dipende dalla concentrazione di H₂CO₃ e HCO₃^-, ma la concentrazione di H₂CO₃ a sua volta dipende dalla concentrazione di CO₂ disciolta, che è in equilibrio con la CO₂ gassosa o meglio con la sua pressione parziale. Il sistema bicarbonato è efficace a pH fisiologico vicino a 7.4

Gli enzimi sono sensibili al pH. Ogni enzima ha un’attività catalitica massima ad un pH preciso, detto pH ottimale. Una piccola variazione di pH può influenzare negativamente la velocità di alcune reazioni catalizzate dagli enzimi. L’acqua non è solo un solvente, partecipa ad alcune reazioni, come la reazione di condensazione che forma l’ATP da ADP.

Capitolo 3: Amminoacidi, peptidi e proteine

Le proteine mediano tutti i processi che hanno luogo nelle cellule, svolgono un numero enorme di funzioni e sono alla base di qualunque processo cellulare. Sono le macromolecole biologiche più abbondanti e, alla base della loro struttura, troviamo unità monomeriche dette amminoacidi. Tutte le proteine sono formate dagli stessi 20 amminoacidi. Per generare una particolare proteina, gli amminoacidi vengono legati covalentemente in una determinata sequenza lineare. Le proteine sono quindi polimeri di amminoacidi e ogni residuo amminoacidico è legato a quello vicino da uno specifico legame covalente. Il termine residuo sottolinea la perdita d’acqua nel momento di unione tra due amminoacidi.

Tutti i 20 amminoacidi presenti nelle proteine sono α-amminoacidi; hanno un gruppo carbossilico (COO^-) e un gruppo amminico (NH₃⁺) legati allo stesso carbonio (α) e differiscono per la catena laterale, gruppo R, che ha diversa struttura, dimensione o carica. In tutti gli amminoacidi (tranne la glicina), il Cα è legato a 4 gruppi differenti; nella glicina il gruppo R è formato da un atomo di H, quindi troviamo 2 gruppi uguali. Il Cα è quindi un centro chirale. I quattro gruppi possono disporsi in due modi diversi nello spazio quindi abbiamo due stereoisomeri (Con il termine stereoisomeri si intendono particolari isomeri che hanno la stessa connettività, ma differiscono per la loro disposizione spaziale) che appartengono alla classe degli enantiomeri (speculari e non sovrapponibili). Tutte le molecole con un centro chirale sono otticamente attive ossia ruotano il piano della luce polarizzata.

La configurazione assoluta dei quattro sostituenti sul Cα viene descritta dal sistema D, L, basato sulla configurazione dello zucchero a tre atomi di carbonio proposta da Fisher nel 1891. Solo i residui amminoacidici nelle molecole proteiche sono stereoisomeri L. Gli amminoacidi della serie D sono presenti solo in pochi peptidi, come quelli della parete cellulare dei batteri. I gruppi funzionali degli L-amminoacidi vengono appaiati a quelli della L-gliceraldeide, allineando quelli che possono essere interconvertiti tramite semplice reazione chimica.

Un altro sistema per indicare la configurazione intorno ad un centro chirale è il sistema RS, usato nella nomenclatura sistematica della chimica organica. In questo sistema, ad ogni gruppo legato a un carbonio chirale è assegnata una priorità: -OCH₃ > -OH > -NH₂ > -COOH > -CHO > -CH₂OH > -CH₃ > -H. Nella nomenclatura RS, il gruppo con la priorità più bassa (gruppo 4) viene posto nella posizione più lontana dall’osservatore. Se la priorità di altri gruppi diminuisce andando in senso orario, la configurazione è R; se la diminuzione è in senso antiorario, la configurazione è S.

Gli amminoacidi possono essere raggruppati in 5 classi principali sulla base delle proprietà del loro gruppo R. Si utilizza la polarità, ossia la tendenza ad interagire con l’acqua a pH fisiologico (7,0).

1) Gruppi R Alifatici non polari