Appunti di Biochimica

Biochimica e acqua

L'importanza dell'acqua

L’importanza dell’acqua risiede nel fatto che le molecole biologiche si trovano in un ambiente acquoso ed è fondamentale in biochimica perché:

• Le molecole biologiche assumono conformazioni diverse in risposta alle proprietà chimiche e fisiche dell’acqua che le circonda.
• Le reazioni avvengono in acqua, quindi lo stato sia dei reagenti sia dei prodotti dipende da essa per il trasporto dentro o fuori dalla cellula.
• L'acqua partecipa alle reazioni fornendo come reagenti H⁺ e OH^- e la reattività dei gruppi funzionali di molte molecole biologiche dipende dal pH.
• La fotosintesi è un’ossidazione dell’acqua fino ad ottenere O₂, la respirazione aerobica una riduzione dell’O₂ ad ottenere acqua.

Per questo motivo tutti gli esseri viventi hanno bisogno di acqua e ovunque ci sia acqua allo stato liquido se ne trovano.

Proprietà fisiche dell’acqua

L’acqua è impareggiabile come solvente, tuttavia anche i suoi limiti come solvente sono importanti dal punto di vista biologico.

Struttura dell’acqua

Il legame O-H ha una lunghezza di 0,958 Å (1 Å = 10^-10 m) e l’angolo formato dai tre atomi è di 104,5°. Gli atomi di H non sono disposti linearmente perché l’atomo di O ha quattro orbitali ibridi sp³ che si dispongono circa come i vertici di un tetraedro.

Nota Bene: L'ibridazione è un fenomeno chimico per cui orbitali atomici di forma diversa si combinano linearmente per creare un numero identico di nuovi orbitali, tutti uguali fra loro per forma ed energia, ma diversi da ciascuno degli orbitali di partenza: per questa loro caratteristica, i nuovi orbitali sono detti ibridi. Si parla di ibridazione sp³ quando un orbitale di tipo s si combina linearmente con tre orbitali di tipo p. In tal caso si ottengono quattro orbitali ibridi sp³ i cui assi sono diretti ai vertici di un tetraedro regolare formando tra loro angoli di 109°. Anche la struttura dell’H₂O è interpretabile con una ibridazione sp³ anche se distorta, dato che si creano, poi, solo 2 legami: infatti anche i doppietti liberi occupano i due vertici mancanti del tetraedro.

Le molecole d’acqua formano legami idrogeno

La struttura angolare dell’acqua porta ad avere un dipolo: infatti l’O ha due elettroni non condivisi e una carica parziale di -0,66e, negativa, mentre ciascuno degli H ha una carica parziale positiva di +0,33e (e = carica dell’elettrone). Così le molecole d’acqua si orientano in modo che la porzione negativa di una molecola sia rivolta verso quella positiva di un’altra e in questo modo si ha un legame idrogeno.

Nota Bene: In un legame idrogeno l’atomo associato all’H è il donatore ed è debolmente acido, l’altro atomo implicato è un accettore ed è debolmente basico. Gli H dell’acqua possono essere donati da una molecola e accettati dai due doppietti liberi di un’altra molecola, quindi ogni molecola d’acqua può formare 4 ponti idrogeno. Si possono avere legami idrogeno con donatori come O-H, N-H e S-H.

Distanza di Van Der Waals = la più corta distanza possibile tra due atomi non legati. Il legame idrogeno è di 0,5 Å, più corta della distanza di Van Der Waals calcolata. Il legame idrogeno è debole (circa 20KJ/mole), ma un gran numero di legami idrogeno in un campione d’acqua fornisce a questa sostanza proprietà uniche.

Il ghiaccio è un cristallo di molecole d’acqua unite da legami idrogeno

Nel ghiaccio ogni molecola d’acqua è circondata da altre quattro disposte come i vertici di un tetraedro e legate tramite legami idrogeno. A causa della sua struttura aperta, l’acqua è una delle poche sostanze che si espandono congelando, quindi congelando diventa meno densa. La fusione del ghiaccio causa il collasso di questa struttura tetraedrica, ma il 15% dei legami idrogeno persistono anche nell’acqua liquida, cosa che causa l’ebollizione solo a 100°C, mentre il CH₄, per esempio, evapora a -164°C.

La struttura dell’acqua allo stato liquido è irregolare

Anche allo stato liquido l’acqua forma legami idrogeno con altre 4 molecole, tuttavia sono legami distorti, che generano reticoli irregolari, con anelli aventi da 3 a 7 molecole d’acqua legate, invece che da 6 come nel ghiaccio. Inoltre questi reticoli si rompono e riformano ogni 2x10^-11 s.

L’acqua allo stato liquido è formata da reticoli in 3D in continua evoluzione di molecole d’acqua unite da legami idrogeno.

Legami idrogeno ed altre interazioni deboli nelle molecole biologiche

Nelle molecole biologiche sono di enorme importanza le forze elettrostatiche deboli, cioè interazioni deboli tra gli atomi delle molecole, e in particolare:

• Forze ioniche: associazione tra due gruppi ionici con carica opposta. La sua forza dipende dall’identità degli ioni, dalla distanza tra loro e dalla polarità del mezzo, ma è sempre più forte di un legame idrogeno.
• Forze di Van Der Waals, cioè interazioni tra molecole neutre che derivano da interazioni dipolo-dipolo:
  • Dipolo permanente-dipolo permanente: molto più deboli delle interazioni ioniche.
  • Dipolo permanente-dipolo indotto: un dipolo permanente induce un momento dipolare in un gruppo vicino modificandone la distribuzione elettronica. Più deboli delle precedenti.
  • Forze di London: le molecole non polari hanno in ogni istante dei momenti dipolari causati dalle fluttuazioni rapide dei loro elettroni che polarizzano i gruppi vicini, così i due gruppi tendono ad attrarsi. Molto deboli ed effimere, ma se una molecola presenta dei gruppi vicini le forze di London possono stabilizzarla.
• Legami idrogeno: è un tipo di dipolo-dipolo.

L'acqua come solvente

La solubilità dipende dalla capacità di un solvente di interagire con il soluto più fortemente di quanto le particelle di soluto non interagiscano tra loro. Il carattere polare dell’acqua la rende un ottimo solvente per i composti polari o ionici (-> idrofilici) e pessimo per i composti apolari (-> idrofobici), che si sciolgono bene in solventi apolari.

Perché i sali si sciolgono in acqua? Perché le molecole d’acqua indeboliscono le forze di attrazione tra gli ioni con cariche opposte e li mantengono separati: infatti uno ione immerso in acqua attrae l’estremità delle molecole d’acqua di carica opposta alla propria, così viene circondato (idratato) dalle molecole d’acqua. I dipoli rendono solubili le molecole polari neutre per lo stesso motivo.

L’effetto idrofobico

La tendenza di sostanze non polari immerse in soluzioni polari a minimizzare i propri contatti con esse è detta effetto idrofobico.

Ora, la termodinamica del trasferimento di una molecola non polare dall’acqua a un mezzo non polare indica che ΔG<0, cioè la reazione è spontanea. Questa spontaneità è dovuta per la maggior parte all’entropia, in quanto –TΔS in queste reazioni è molto negativa, mentre il ΔH ≥ 0, quindi la reazione è endotermica o atermica; conseguentemente non è l’entalpia ad influenzare la spontaneità della reazione.

A questo punto bisogna considerare che quindi l’entropia nel passaggio inverso, da un solvente non polare ad uno acquoso, deve diminuire in modo consistente, diminuzione troppo grande per essere giustificata da un cambiamento conformazionale della molecola apolare. Quindi da cosa è prodotta questa diminuzione?

L’introduzione di una molecola apolare in acqua causa un’interruzione dei legami idrogeno. Le molecole d’acqua non possono infatti formare i legami idrogeno nel modo consueto e per recuperare l’energia perduta sotto forma di legami idrogeno queste molecole si orientano formando un reticolo di legami idrogeno che incapsulano la cavità formata dalla sostanza apolare. In questo modo c’è un aumento di ordine ed una diminuzione delle vie indipendenti in cui le molecole possono formare legami idrogeno, cioè una diminuzione di entropia. Forse la disposizione delle molecole di questa capsula è simile a quella del ghiaccio, con disposizione tetraedrica. Questo ordine si estende per parecchi strati sopra la molecola idrofobica.

Questo ordine che si viene a creare rende sfavorevole (-> positiva) l’energia libera di idratazione di una sostanza non polare, che quindi viene estrusa dalla fase acquosa. Infatti, l’area della superficie di una cavità occupata da un aggregato di molecole apolari è minore della somma delle superfici delle cavità che ogni singola molecola apolare occuperebbe.

L’acqua schiaccia le molecole apolari per minimizzare l’area della cavità e quindi la perdita di entropia dell’intero sistema, conseguentemente le molecole apolari vengono allontanate dalla fase acquosa.

I composti anfifilici formano micelle a doppio strato

Si dicono anfifiliche o antipatiche le molecole che presentano delle porzioni polari e delle porzioni apolari. L’acqua interagisce con esse idratando le regioni polari, ma allo stesso tempo tendendo ad estrudere le regioni apolari, che sono costrette a formare aggregati ordinati, come le micelle, globuli di migliaia o più molecole antipatiche, con le molecole idrofili disposte alla superficie del globulo e quelle idrofobiche all’interno, lontano dal solvente; oppure come foglietti o vescicole a doppio strato, coi gruppi polari rivolti verso la fase acquosa. Queste strutture sono stabilizzate dall’effetto idrofobico.

Nota Bene: Spesso le conseguenze dell’effetto idrofobico vengono dette legame idrofobico, ma il concetto di legame richiede un’attrazione, che qui non c’è: l’effetto idrofobico è causato dall’entropia, non da un’attrazione.

Osmosi e diffusione

L’acqua nelle cellule non è acqua pura, ma presenta innumerevoli soluti. Inoltre, la quantità di acqua libera è solo una parte di quella totale, in quanto ogni molecola disciolta in acqua è circondata da uno strato di molecole d’acqua relativamente immobili, cioè le molecole dell’acqua di idratazione. Inoltre i soluti cambiano anche le proprietà colligative dell’acqua, diminuendo la temperatura di congelamento e quella di ebollizione.

Pressione osmotica = pressione che bisogna applicare alla soluzione per impedirne l’attraversamento attraverso una membrana semipermeabile. È proporzionale alla concentrazione di eventuali soluti nel solvente. La concentrazione dei soluti in acqua ne influenza la pressione osmotica.

Osmosi = movimento del solvente da una regione ad alta concentrazione (del solvente) ad una a più bassa concentrazione. Per una soluzione 1M la pressione osmotica è di 22,4 atm.

Se la soluzione viene separata dall’acqua pura per mezzo di una membrana permeabile sia all’acqua sia al soluto, entrambi diffondono di modo da arrivare ad avere concentrazioni uguali ai due lati della membrana, cioè a non avere più un flusso netto ai due lati della membrana. La diffusione dei soluti è il risultato dei moti casuali delle particelle ed è alla base della tecnica della dialisi.

La tendenza dei soluti a diffondere da un punto di più alta concentrazione ad uno a più bassa concentrazione è termodinamicamente favorita perché causa un aumento di entropia.

Nota Bene: l’aumento della viscosità diminuisce la capacità di diffondere dei soluti.

La velocità della diffusione varia con il quadrato della distanza da percorrere perché è un processo casuale. Dato che la superficie varia in due dimensioni (-> al quadrato) e il volume in tre (-> al cubo), è importante che in una cellula il rapporto superficie/volume sia sufficientemente elevato da mantenere un adeguato standard di diffusione delle sostanze.

Proprietà chimiche dell’acqua

Ionizzazione dell’acqua

L’acqua è una molecola neutra con una bassa tendenza a ionizzarsi, ma si ionizza in:

H₂O ⇄ H⁺ + OH^-

In soluzione non esistono protoni liberi, ma sono associati ad altre molecole d’acqua in forma di ioni idronio, H₃O⁺, ma per semplicità li si indica come H⁺. Un protone può saltare rapidamente da uno ione idronio ad un’altra molecola d’acqua, avendo una mobilità ionica superiore a quella degli altri ioni.

Le reazioni acido-base sono tra le reazioni più veloci che avvengono in fase acquosa.

La ionizzazione dell’acqua è descritta dalla sua costante di equilibrio:

K = [H⁺][OH^-] / [H₂O]

Dove K è la costante di dissociazione dell’acqua. Se K=1 allora tutti gli H⁺ e gli OH^- sono bilanciati tra loro a formare delle molecole d’acqua e il pH è neutro perché non c’è un’eccedenza né dell’uno né dell’altro. Dato che il valore di [H₂O] è di molto maggiore rispetto alle concentrazioni degli ioni, lo si può considerare costante e incorporarlo nella K, ottenendo la K_w, la costante di ionizzazione dell’acqua:

K_w = [H⁺][OH^-]

K_w a 25°C è di 10^-14 M².

• L’acqua allo stato puro contiene quantità equimolari degli ioni H⁺ e OH^-.
• Ovviamente le concentrazioni dei due ioni sono inversamente proporzionali, quindi quando aumenta l’uno diminuisce l’altro e il loro rapporto è costante.

In base alle concentrazioni di H⁺ le soluzioni vengono suddivise in:

• Neutre: [H⁺] = 10^-7
• Acide: [H⁺] > 10^-7
• Basiche: [H⁺] < 10^-7

Ma dato che si tratta di valori molto bassi è più pratico usare il pH:

pH = -log[H⁺]

• Più alto è il pH, più bassa è la concentrazione di H⁺, perché l’esponente della concentrazione di H⁺ è negativo.
• Le soluzioni acide hanno pH < 7, quelle neutre pH = 7, quelle basiche pH > 7.

Nota Bene: Al variare di un’unità del pH corrisponde una variazione di un’unità di grandezza della concentrazione di H⁺.

Chimica acido-base

Un acido può donare protoni

Definizione di Arrhenius: un acido è una sostanza che può donare un protone, una base una sostanza che può donare un ossidrilione. Però questa è una definizione un po’ parziale perché non tiene conto delle basi che non presentano un gruppo OH^-. Definizione di Brønsted-Lowry: un acido è una sostanza che può donare un protone e una base una sostanza che può accettarlo:

HA + H₂O ⇄ H₃O⁺ + A^-

Dove H₃O⁺ è l’acido coniugato di H₂O e A^- è la base coniugata di HA. La reazione può essere semplificata sottintendendo l’acqua:

HA ⇄ H⁺ + A^-

La forza di un acido è specificata dalla sua costante di dissociazione

La costante di equilibrio di una reazione acido-base viene espressa come una costante di dissociazione, cioè come il rapporto tra reagenti e prodotti della reazione:

K = [H₃O⁺][A^-] / [HA]

Ma, dato che in concentrazioni diluite la concentrazione dell’acqua è costante a 55,5M si può semplificare in:

K_a = [H⁺][A^-] / [HA]

E, dato che i valori di K solitamente sono difficili da maneggiare, come per il pH si può ottenere la pK:

pK_a = -logK_a

• Acidi deboli: K_a < 1, solo parzialmente dissociati nelle soluzioni acquose.
• Acidi forti: K_a > 1, totalmente e rapidamente dissociati in acqua.

Nota Bene: L’acido più forte che può esistere in soluzione acquosa è H₃O⁺ e la base più forte è OH^-.

Il pH di una soluzione dipende dalle concentrazioni relative di acidi e basi

Si può vedere la relazione tra il pH di una soluzione e la concentrazione di un acido in essa con la seguente dimostrazione:

H⁺ = K [HA] / [A^-]

A questo punto estraendo il logaritmo negativo di entrambi i termini si ha:

pH = pK_a + log([A^-] / [HA])

Nota come equazione di Henderson-Hasselbach.