Biochimica e biologia molecolare delle piante

Appunti di biochimica e biologia molecolare

Enzimi

Enzima – (dal greco [en zýmō], nel lievito) è una sostanza di natura proteica, una volta detta fermento, che ha la proprietà di accelerare una reazione chimica specifica senza essere consumata e senza entrare nei prodotti finali della reazione. Le sostanze sulla cui trasformazione gli enzimi agiscono sono dette substrati. A differenza dei catalizzatori inorganici, molti enzimi sono capaci di agire solo su un determinato tipo di substrato, specifico per ognuno di essi.

Composizione dei viventi

Gli esseri viventi sono costituiti da:

• Elementi
• Acqua
• Molecole organiche

Dei 92 elementi naturali, solamente 6 costituiscono il 99% di tutta la sostanza vivente e sono: Carbonio (C), Idrogeno (H), Ossigeno (O), Fosforo (P) e Zolfo (S), e sono gli elementi più abbondanti sulla superficie terrestre. L'acqua può costituire dal 50 al 95% del peso di ogni vivente e ricopre per ¾ la superficie terrestre. È composta da 2 atomi di H e 1 atomo di O legati insieme da 2 legami covalenti che mette in comune ogni elettrone dell'H con l'atomo di Ossigeno.

Proprietà dell'acqua

Le molecole di H₂O e i loro prodotti di ionizzazione influenzano la struttura, il modo di combinarsi insieme e le proprietà di tutti i componenti cellulari, inclusi le proteine, gli acidi nucleici e i lipidi. In generale, le interazioni non covalenti responsabili del “riconoscimento” tra le biomolecole sono determinate dalle proprietà dell’acqua come solvente. La molecola H₂O è complessivamente neutra, ma è polarizzata e può instaurare tipici legami polari chiamati legami idrogeno.

L’acqua ha una proprietà fisica molto importante: è un buon solvente per moltissime sostanze, riesce a portare in soluzione un'enorme quantità di sostanze, siano esse allo stato liquido, solido o gassoso. L'immediata conseguenza di questa sua proprietà è l'impossibilità di trovare in natura acqua pura, intesa semplicemente come H₂O. La sua struttura polare e la presenza del legame idrogeno fanno sì che essa riesca a portare in soluzione sia sostanze ioniche sia molecolari. Ciò determina la sua grandezza, ma anche la sua debolezza, fungendo essa da elemento di trasporto (vista anche la sua grande diffusione in natura) sia di sostanze nutritive, utili all'uomo, alle piante, agli animali, sia, purtroppo, allo stesso modo, di sostanze dannose.

Legami chimici

Gli atomi degli elementi con bassa energia di ionizzazione tendono a formare dei cationi, mentre quelli con elevata affinità elettronica tendono a formare degli anioni.

Legame ionico

È un legame chimico di natura elettrostatica che si forma quando gli atomi possiedono un'elevata differenza di elettronegatività, ovvero una bassa energia di ionizzazione e un'alta affinità elettronica. In parole povere, esso si riferisce alla mutua attrazione elettrostatica che si instaura tra le cariche elettriche di un catione e di un anione che instaurano tale genere di legame. Avviene, quindi, un trasferimento di elettroni che permetta di raggiungere una condizione di equilibrio nei due atomi tra cui si instaura il legame.

Legame covalente

È un legame in cui due elettroni sono condivisi tra due atomi. I composti covalenti sono composti che contengono solo legami covalenti. In un legame covalente, ogni elettrone di una coppia condivisa è attratto dai nuclei di entrambi gli atomi. I legami covalenti possono essere polari o non polari. I legami covalenti polari sono dei legami in cui gli elettroni messi in comune passano più tempo vicino a un atomo piuttosto che all’altro. Per il legame covalente non polare, invece, la condivisione degli elettroni è esattamente uguale per i due atomi. Quindi il legame covalente polare è una “via di mezzo” tra il legame covalente non polare e un legame ionico in cui il trasferimento degli elettroni è completo.

Elettronegatività

Una proprietà che ci permette di distinguere tra una tipologia e l’altra di legame è l’elettronegatività cioè la capacità di un atomo, in un legame chimico, di attrarre verso di sé gli elettroni. Elementi con un’elevata elettronegatività tendono ad avere una grande tendenza ad attirare gli elettroni rispetto agli elementi con bassa elettronegatività. Come lecito aspettarsi, l’elettronegatività è collegata all’affinità elettronica e all’energia di ionizzazione. Quindi, un atomo come il fluoro, che ha un’alta affinità elettronica (tende ad acquistare elettroni facilmente) e un’alta energia di ionizzazione (non perde elettroni facilmente), ha un’alta elettronegatività. L’elettronegatività esprime un concetto relativo, significa che l’elettronegatività di un elemento può essere misurata solo in relazione all’elettronegatività di un altro elemento. Più è alta la differenza di elettronegatività, maggiore sarà la polarità del legame.

Interazioni deboli

Sono essenzialmente di natura elettrostatica, si realizzano "tra" le molecole o specie chimiche già costituite con legami di tipo covalente (forze intermolecolari). Oppure "tra" parti diverse di una singola molecola generalmente piuttosto grande (forze intramolecolari). Le aree interessate alle forze di attrazione devono essere, tendenzialmente, cariche di segno opposto. La forza di un legame chimico viene stabilita in base all'energia del legame (corrispondente all'energia necessaria per spezzarlo).

Le interazioni di van der Waals

Quando due atomi privi di carica vengono portati molto vicini l’uno all’altro, le loro nuvole elettroniche si influenzano vicendevolmente. Le variazioni casuali della posizione degli elettroni intorno a un nucleo possono creare un dipolo elettrico transitorio, che induce la formazione di un altro dipolo elettrico transitorio ma opposto nell’altro atomo. I due dipoli si attraggono debolmente l’uno all’altro avvicinando i nuclei. Queste attrazioni deboli sono chiamate interazioni di van der Waals (o anche forze di London). Man mano che i due nuclei si avvicinano, le loro nubi elettroniche iniziano a respingersi. Nel punto in cui l’attrazione è massima, si dice che i nuclei sono in contatto di van der Waals. Ogni atomo ha un raggio di van der Waals, che sarebbe quanto permette a un altro atomo di avvicinarsi.

Legame a idrogeno

Un atomo di idrogeno si interpone fra due atomi fortemente elettronegativi essendo legato covalentemente ad uno di essi. Il legame a idrogeno è il più forte tra i legami intermolecolari, tanto che si fa sentire anche tra molecole in fase gassosa. È un legame molto diffuso e la sua presenza influisce notevolmente sulle proprietà delle sostanze, per esempio, ad esso è dovuta principalmente la formazione dei sali idrati nonché la forma e la struttura di grandi molecole ad interesse biologico, come le proteine.

L'acqua

Le forze di attrazione tra le molecole di acqua e la sua scarsa tendenza a ionizzarsi sono caratteristiche fondamentali per la struttura e la funzione delle biomolecole. Le molecole di acqua e i suoi prodotti di ionizzazione, H⁺ e OH^-, influenzano profondamente la struttura, il modo di combinarsi insieme e le proprietà di tutti i componenti cellulari, compresi le proteine, gli acidi nucleici e i lipidi. I legami a idrogeno tra le molecole di acqua permettono che essa sia un liquido a temperatura ambiente e un solido a basse temperature, con una disposizione delle molecole altamente ordinata.

Le biomolecole polari possono dissolversi facilmente in acqua perché possono sostituire le interazioni acqua-acqua con interazioni più favorevoli acqua-soluto. Le molecole non polari, invece, interferiscono con le interazioni acqua-acqua, ma non sono in grado di formare interazioni acqua-soluto, per questo non possono dissolversi in acqua e tendono a raggrupparsi nelle soluzioni acquose.

Proprietà delle molecole d'acqua

Ogni atomo di idrogeno di una molecola di acqua condivide una coppia di elettroni con l’atomo centrale di ossigeno. La geometria della molecola di acqua è data dalla disposizione dei due orbitali esterni dell’ossigeno e questi descrivono all’incirca un tetraedro. Il legame H-O-H ha un angolo di 104,5°, poco meno di 109,5° di un tetraedro perfetto. Il nucleo dell’ossigeno attrae gli elettroni in modo molto più forte del nucleo dell’idrogeno, ciò significa che l’ossigeno è più elettronegativo. La distribuzione degli elettroni che sono in compartizione tra H e O non è simmetrica; gli elettroni si trovano molto più spesso nelle vicinanze dell’atomo di ossigeno piuttosto che quello dell’idrogeno. Il risultato di questa distribuzione ineguale degli elettroni è la formazione di due dipoli elettrici nella molecola dell’acqua: ogni atomo di idrogeno porta una parziale carica positiva e l’atomo di ossigeno ha, quindi, una parziale carica negativa (uguale alla somma di due parziali cariche positive).

Legami idrogeno nell'acqua

Si genera un’interazione elettrostatica tra l’atomo di ossigeno di una molecola di acqua con l’idrogeno di un’altra molecola, detta legame a idrogeno. I legami a idrogeno sono relativamente deboli e nell’acqua allo stato liquido hanno un’energia di dissociazione di circa 23 kJ/mol (a differenza del legame covalente O-H nell’acqua con 470 kJ/mol). Il legame a idrogeno è per il 10% circa covalente, per la sovrapposizione degli orbitali di legame, e per il 90% circa elettrostatico. A temperatura ambiente, l’energia termica dell’acqua allo stato liquido è dello stesso ordine di grandezza di quella necessaria per rompere i legami idrogeno. Quando si rompe un legame a idrogeno se ne forma immediatamente un altro, con la stessa molecola o una nuova, entro 0,1 ps (pico-secondi, 1 ps= 10^-12 secondi).

Questi reticoli di molecole di acqua legate da legami a idrogeno formano ponti trasversali anche con i soluti e permettono a molecole più grandi di interagire anche a distanze di molti nanometri senza bisogno di entrare in contatto. Allo stato liquido le molecole dell’acqua si dispongono in maniera disordinata e formano in media 3,4 legami a idrogeno con altre molecole. Nel ghiaccio, invece, ogni molecola di acqua è bloccata nello spazio e forma 4 legami a idrogeno con molecole vicine, determinando una struttura lineare a reticolo.

Quando il ghiaccio si fonde o l’acqua evapora, il sistema assorbe calore:

• H₂O (solida) → H₂O (liquida), ΔH=+5,9 kJ/mol
• H₂O (liquida) → H₂O (gassosa), ΔH=+44,0 kJ/mol

Legami idrogeno con altre molecole

I legami idrogeno non sono una prerogativa dell’acqua. Essi si formano facilmente tra un atomo elettronegativo (un accettore di idrogeno) e un atomo di idrogeno legato covalentemente a un altro atomo elettronegativo. Gli atomi legati covalentemente al Carbonio NON partecipano alla formazione di legami idrogeno, in quanto il carbonio è solo leggermente più elettronegativo dell’idrogeno. Le biomolecole non cariche ma polari, come gli zuccheri, si sciolgono facilmente in acqua per l’effetto stabilizzante dei legami a idrogeno che si formano tra i gruppi ossidrilici e gli atomi di ossigeni carbonilici dello zucchero e le molecole polari dell’acqua. Anche gli alcoli, aldeidi, i chetoni e i composti che contengono il gruppo N-H formano legami a idrogeno con l’acqua e tendono ad essere solubili in essa.

Caratteristiche dei legami idrogeno

I legami idrogeno sono più forti quando le molecole sono orientate in modo da rendere massima l’interazione elettrostatica, e ciò avviene quando l’atomo di idrogeno e gli altri due atomi che partecipano al legame sono su una linea retta, cioè quando l’atomo accettore è in linea con il legame covalente tra l’atomo donatore e l’H, in modo tale che la carica positiva dello ione idrogeno sia posta tra le due cariche parzialmente negative. I legami a idrogeno sono quindi direzionali e capaci di tenere unite due molecole o due gruppi in una direzione molecolare specifica. I composti che si sciolgono in acqua sono definiti idrofilici (composti carichi o polari) e quelli insolubili sono detti idrofobici (non polari).

Entropia e solubilità

Quando le sostanze cristalline si dissolvono aumenta l’entropia. Quando un sale come l’NaCl si scioglie, gli ioni Na⁺ e Cl^- che lasciano il reticolo cristallino acquistano una maggiore libertà di movimento. Questo aumenta l’entropia, il disordine, del sistema e facilita la dissoluzione di sali come l’NaCl. Le forze di attrazione ione-dipolo indeboliscono le forze di coesione ionica, forze intermolecolari del solido, con conseguente distruzione del cristallo.

ΔG=ΔH-TΔS

• ΔG variazione di energia libera, in questo caso sarà negativo, determinato da:
• ΔH variazione di entalpia, in questo caso avrà un piccolo valore positivo, e;
• TΔS variazione del disordine del sistema, in questo caso avrà un valore nettamente positivo.

Energia libera e solubilità

La casualità, o disordine, dei componenti di un sistema viene espressa come entropia, S. Qualunque variazione del disordine del sistema viene espressa come variazione di entropia che per convenzione ha un valore positivo quando il disordine aumenta. Il contenuto di energia libera, G, di un sistema chiuso può essere definito in base a: entalpia, H, che riflette il numero e il tipo di legami; entropia, S, e temperatura assoluta, T (in kelvin). Quindi la definizione di energia libera è: G=H-TS. Se una reazione avviene a temperatura costante, la variazione di energia libera, ΔG, è pari a:

ΔG=ΔH-TΔS

dove, per definizione, ΔH ha un valore negativo per una reazione che libera calore.

Solvatazione

In chimica si intende l’interazione tra soluto e solvente che porta le singole molecole di soluto disciolto a circondarsi di molecole di solvente. Gli ioni si dicono solvatati. Nel caso l’acqua sia il solvente, gli ioni si dicono idratati e il processo prende il nome di idratazione. I gas non polari sono poco solubili in acqua: gas biologicamente importanti come CO₂, O₂ e N₂ non sono solubili e non sono polari. Nelle molecole O₂ e N₂ gli elettroni sono ugualmente distribuiti tra i due atomi, invece nella CO₂ il legame C=O è polare, ma i due dipoli generati dai due atomi di ossigeno sono in direzione esattamente opposte e si annullano reciprocamente. Il passaggio di queste molecole dallo stato gassoso disordinato alla soluzione acquosa, limita il loro movimento e porta alla diminuzione dell’entropia e una riduzione della solubilità in acqua. Altri gas biologicamente importanti, come NH₃ (ammoniaca), NO (monossido di azoto) e H₂S (acido solfidrico) sono invece polari e si sciolgono facilmente in acqua.

Composti non polari e idrofobici

I composti non polari causano variazione energicamente sfavorevoli nella struttura dell’acqua. Ad esempio, composti non polari come il benzene e l’esano, sono idrofobici; essi NON vanno incontro a interazioni energeticamente favorevoli con le molecole d’acqua. Se aggiungiamo il benzene o l’esano in acqua si formano due fasi e la presenza di questi composti interferisce con la formazione dei legami idrogeno. La rottura dei legami idrogeno tra le molecole di acqua sottrae energia al sistema. Diminuisce l’entropia in quanto le molecole d’acqua nelle vicinanze di un soluto non polare sono costrette ad assumere un orientamento preciso che circonda la molecola di soluto. L’energia libera necessaria a sciogliere un soluto non polare in acqua è quindi sfavorevole:

ΔG=ΔH-TΔS

• ΔG variazione di energia libera, in questo caso sarà positivo, determinato da:
• ΔH variazione di entalpia, in questo caso avrà un valore positivo, e;
• TΔS variazione del disordine del sistema, in questo caso avrà un valore negativo.

Composti anfipatici

Sono composti che contengono regioni polari e non polari. In acqua assumono delle strutture stabili chiamate micelle. Infatti, quando un composto anfipatico viene mescolato all’acqua, la regione polare idrofilica interagisce favorevolmente con l’acqua e tende a dissolversi, mentre la regione non polare, idrofobica, evita il contatto con l’acqua. Le regioni non polari si dispongono in modo da rendere ottimali le loro interazioni con l’acqua, un fenomeno detto fenomeno idrofobico. I legami che tengono unite le regioni non polari delle molecole sono detti interazioni idrofobiche.

Interazioni deboli nelle macromolecole

Le interazioni deboli sono fondamentali per la struttura e la funzione delle macromolecole: le interazioni non covalenti, cioè legami a idrogeno, ionici, le interazioni idrofobiche e di van der Waals, sono molto più deboli dei legami covalenti, ma l’effetto cumulativo di molte interazioni non covalenti può essere molto significativo. Ad esempio, il legame non covalente fra un enzima ed il suo substrato può coinvolgere sia legami a idrogeno, ionici e interazioni idrofobiche e di van der Waals. La formazione di ognuno di questi legami contribuisce ad una netta diminuzione dell’energia del sistema e conferisce una stabilità molecolare superiore da quella che ci si aspetterebbe dalla semplice somma delle singole deboli energie di legame. Per le macromolecole, generalmente, la forma più stabile è quella in cui il numero delle interazioni deboli è il più elevato.