Biochimica per medicina

Biochimica: capitolo 2. L'acqua il mezzo della vita

L’acqua è la sostanza più abbondante in tutti gli esseri viventi e rappresenta più del 70% del peso della maggior parte degli organismi: ha un punto di fusione, un punto di ebollizione e un calore di evaporazione più elevati rispetto agli altri liquidi che conosciamo, conseguenza delle attrazioni tra molecole di acqua adiacenti, che conferiscono all’acqua allo stato liquido una grande coesione interna.

Geometria della molecola di acqua

La geometria della molecola di acqua è determinata dalla disposizione dei due orbitali elettronici esterni dell’ossigeno, che descrivono all’incirca 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°, poco meno dei 109,5° di un tetraedro perfetto, in quanto c’è uno schiacciamento dovuto agli orbitali dell’ossigeno non coinvolti nei legami.

Il nucleo dell’ossigeno attrae gli elettroni in modo molto più forte del nucleo dell’idrogeno: ciò significa che essendo l’ossigeno più elettronegativo, la distribuzione degli elettroni che sono in compartecipazione tra H e O non è simmetrica, ma gli elettroni si trovano molto più spesso nelle vicinanze dell’atomo di ossigeno. Il risultato è la formazione di due dipoli elettrici nella molecola dell’acqua, dove ogni atomo di idrogeno porta una parziale carica positiva (δ+) e l’atomo di ossigeno ha quindi una parziale carica negativa, uguale alla somma di due cariche parziali positive (2δ-); si genera così un’attrazione elettrostatica tra l’atomo di ossigeno di una molecola d’acqua e l’atomo di idrogeno di un’altra, detta legame idrogeno.

Legami idrogeno e proprietà dell'acqua

I legami idrogeno sono responsabili del valore relativamente alto del punto di fusione dell’acqua, in quanto è necessaria un’elevata quantità di energia termica per rompere una quantità sufficiente di legami idrogeno necessaria a destabilizzare la struttura cristallina del ghiaccio.

Direzionalità del legame idrogeno. L’attrazione tra le due cariche elettriche parziali è massima quando i tre atomi coinvolti (in questo caso O, H e O) sono disposti in linea retta. Quando i gruppi che formano un legame sono soggetti a limitazioni strutturali (per esempio, se fanno parte di una singola molecola proteica) non sempre è possibile raggiungere la geometria ideale e il legame idrogeno risulta più debole.

Acqua liquida e stato solido

Nell’acqua liquida, a temperatura ambiente e a pressione atmosferica, le molecole sono in uno stato disordinato e in continuo movimento, cosicché ogni molecola forma in media 3-4 legami idrogeno con le altre. Nel ghiaccio, invece, ogni molecola di acqua è bloccata nello spazio a formare quattro legami idrogeno con le molecole vicine, determinando una struttura lineare a reticolo: essendo i legami idrogeno direzionali e lineari, tengono separate le molecole dell’acqua, diminuendone leggermente la densità (fusione = rottura legami H) permettendo al ghiaccio di galleggiare in acqua (fondamentale per gli organismi acquatici di zone fredde).

L’acqua si presenta come un flickering clusters in quanto ogni 1-20 psec la molecola si muove, cambia orientamento, interagisce con molecole vicine, rompe e crea legami H (elevata fluidità).

Acqua come solvente polare

L’acqua è un solvente polare, che dissolve facilmente la maggior parte delle biomolecole, che sono in genere composti carichi o polari, detti idrofilici (dal greco, “amanti dell’acqua”), come sostanze ioniche (sali), sostanze polari (zuccheri, alcoli semplici e ammine) e molecole che contengono carbonili (aldeidi, chetoni).

Le interazioni polari tra solvente e soluto sono più forti delle attrazioni intermolecolari tra molecole di soluto a causa delle forze di Van der Waals e dei legami idrogeno: pertanto le molecole di soluto si dissolvono facilmente in acqua.

Interazioni idrofobiche

Composti non polari, come il benzene e l’esano, sono idrofobici, dunque non vanno incontro a interazioni energeticamente favorevoli con le molecole d’acqua e interferiscono con la formazione dei legami idrogeno. Le molecole d’acqua nelle immediate vicinanze di un soluto non polare sono costrette ad assumere un orientamento preciso, formando una struttura che circonda ciascuna molecola di soluto. Il numero delle molecole di acqua disposte in modo ordinato e l’entità della diminuzione dell’entropia è proporzionale all’area della superficie del soluto idrofobico nella gabbia formata dalle molecole di acqua.

L’energia libera necessaria per sciogliere un soluto non polare in acqua è sfavorevole ΔG=ΔH−TΔS, dove ΔH ha un valore positivo, ΔS ha un valore negativo, quindi ΔG è positivo.

Quando un composto anfipatico viene mescolato all’acqua, le regioni non polari della molecola si raggruppano in modo da esporre al solvente acquoso la minor superficie possibile, mentre le regioni polari si dispongono in modo da rendere ottimali le loro interazioni con l’acqua, assumendo delle strutture stabili, chiamate micelle. I legami che tengono unite le regioni non polari delle molecole sono detti interazioni idrofobiche, la cui forza non dipende dalle singole attrazioni fra le molecole non polari, ma è dovuta alla maggiore stabilità termodinamica che il sistema raggiunge rendendo minimo il numero di molecole di acqua disposte in modo ordinato che circondano la porzione idrofobica delle molecole di soluto.

Proprietà colligative

La tensione di vapore, il punto di ebollizione, il punto di fusione (di congelamento) e la pressione osmotica sono alcune proprietà fisiche dell’acqua chiamate proprietà colligative, che vengono alterate in base al numero delle particelle di soluto (molecole, ioni) presenti nell’acqua. Le molecole d’acqua tendono a spostarsi da una regione a più alta concentrazione a un’altra a concentrazione più bassa, seguendo la tendenza naturale dei sistemi a diventare più disordinati ma, quando due soluzioni acquose vengono separate da una membrana semipermeabile (che permette il passaggio di acqua ma non di molecole di soluto), le molecole d’acqua diffondono dalla regione a più alta concentrazione alla regione a più bassa concentrazione di acqua, determinando una pressione osmotica, espressa come la forza necessaria per opporsi allo spostamento dell’acqua, descritta dall’equazione di van’t Hoff: Π=icRT, dove ic rappresenta l’osmolarità della soluzione, cioè il prodotto tra il fattore di van’t Hoff (i) e la concentrazione molare del soluto (c).

Osmosi

L’osmosi descrive il passaggio d’acqua attraverso una membrana semipermeabile tramite pressione osmotica:

• Soluzioni con osmolarità uguale a quella del citosol cellulare si dicono isotoniche rispetto alla cellula.
• Soluzioni con un’osmolarità maggiore di quella del citosol si dicono ipertoniche, e la cellula si raggrinzisce man mano che l’acqua esce.
• Soluzioni con un’osmolarità più bassa rispetto a quella del citosol si dicono ipotoniche, e la cellula si rigonfia man mano che l’acqua entra.

Nel loro ambiente naturale le cellule contengono in genere concentrazioni di biomolecole e di ioni più elevate dell’ambiente circostante, dunque la pressione osmotica tende a fare entrare l’acqua dentro la cellula: se non fosse controbilanciato in qualche modo, l’ingresso dell’acqua nella cellula distenderebbe la membrana plasmatica fino a causarne la rottura, e quindi la disgregazione della cellula (lisi osmotica).

Ionizzazione dell'acqua

L’acqua può ionizzare e formare ioni. Le molecole di acqua hanno una piccola tendenza a ionizzarsi in modo reversibile per formare uno ione idrogeno (protone) e uno ione ossidrilico: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ (solamente due molecole di acqua su 10⁹ molecole di acqua pura sono ionizzate in ogni istante).

La ionizzazione dell’acqua può essere misurata mediante la sua conducibilità elettrica: il movimento degli ioni idronio e ossidrilici in un campo elettrico è molto più rapido rispetto ad altri ioni, come Na⁺, K⁺ e Cl⁻, a causa dei salti protonici: nessun protone percorre singolarmente lunghe distanze nella soluzione, ma utilizza una serie di salti protonici tra le molecole d’acqua legate da legami idrogeno, generando un movimento protonico netto su lunghe distanze e in tempi brevissimi.

Anche se spesso indichiamo lo ione H⁺ come prodotto di dissociazione dell’acqua, quando in una soluzione si forma uno ione H⁺, questo viene immediatamente idratato a ione idronio (H₃O⁺). L’unione di due molecole d’acqua con un legame idrogeno rende l’idratazione del protone dissociato praticamente istantanea: H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻.

Costante di equilibrio e scala del pH

La posizione all’equilibrio in una qualsiasi reazione chimica è espressa dalla costante di equilibrio K_eq (qualche volta indicata semplicemente con K), che per la reazione è uguale al rapporto tra la concentrazione dei prodotti (C e D) e dei reagenti (A e B) presenti all’equilibrio.

A 25°C la concentrazione dell’acqua pura è 55,5 M, i grammi di acqua in 1 L divisi per la massa molecolare dell’acqua espressa in grammi, cioè (1000 g/L) / (18,015 g/mole), ed è essenzialmente costante in relazione alle concentrazioni molto basse di H⁺ e OH⁻, pari a 1 x 10⁻⁷ M.

Il prodotto ionico dell’acqua (K_w) è la base della scala del pH ed è un modo utile per indicare la concentrazione degli ioni H⁺ (e quindi degli OH⁻) in qualsiasi soluzione acquosa. Il termine pH è definito dall’espressione:

Dal momento che la scala di pH è logaritmica, una differenza di pH di un’unità corrisponde ad una differenza di H⁺ di 10 volte. Il pH influenza la struttura e l’attività delle macromolecole biologiche, come l’attività catalitica degli enzimi, e nel corso di alcune malattie il pH del sangue è più elevato o più basso della norma, una condizione nota come alcalosi o acidosi, che in situazioni estreme possono essere mortali.

Acidi e basi nei sistemi biologici

Nei sistemi biologici gli acidi e le basi deboli sono ubiquitari e svolgono ruoli importanti nel metabolismo e nella sua regolazione (gli acidi possono essere definiti donatori di protoni e le basi accettori di protoni). Quando un donatore di protoni come l’acido acetico (CH₃COOH) perde un protone, diventa il corrispondente accettore di protoni (CH₃COO⁻), e quindi una base. Un donatore di protoni e il suo corrispondente accettore formano una coppia acido-base coniugata, correlati dalla seguente reazione reversibile:

Curve di titolazione degli acidi deboli

La titolazione viene usata per determinare la quantità di un acido in una data soluzione: un volume noto di una soluzione di un acido viene titolato con una soluzione di una base forte, che viene aggiunta in piccole quantità, fino a che tutto l’acido viene consumato (neutralizzato). La concentrazione dell’acido nella soluzione originaria può essere calcolata in base al volume e alla concentrazione di base forte aggiunta. Mettendo in grafico la variazione del pH in funzione della quantità di base aggiunta (cioè disegnando una curva di titolazione), si può identificare anche il valore di pKa dell’acido debole.

Es. Curva di titolazione dell’acido acetico. Il valore del pH viene riportato sul grafico in funzione della quantità di NaOH aggiunta, espressa come frazione dell’NaOH totale necessaria a convertire tutto l’acido acetico (CH₃COOH) nella sua forma deprotonata, cioè in acetato (CH₃COO⁻). Al punto di mezzo della titolazione, le concentrazioni del donatore di protoni e dell’accettore di protoni sono uguali e il pH è numericamente uguale al pKa. La zona ombreggiata in azzurro corrisponde alla regione con maggior potere tamponante.

Importanza dei tamponi biologici

Le cellule e gli organismi mantengono il loro pH interno a un valore costante e specifico, generalmente vicino a pH 7, così da trovarsi nel loro stato ionico ottimale, anche se il pH dei liquidi extracellulari è strettamente controllato grazie alla presenza dei tamponi biologici: miscele di acidi deboli e delle loro basi coniugate.

I tamponi sono sistemi acquosi che tendono a opporsi alle variazioni di pH quando vengono aggiunte piccole quantità di un acido (H⁺) o di una base (OH⁻). Un sistema tampone è costituito da un acido debole (donatore di protoni) e dalla sua base coniugata (accettore di protoni) ed ogni coppia acido-base coniugata ha un ambito di pH caratteristico nel quale esercita la funzione di tampone:

• La coppia H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻ ha un pKa di 6,88, quindi può tamponare approssimativamente tra pH 5,9 e 7,9.
• La coppia NH₄⁺/NH₃, che ha un pKa di 9,25, può agire come tampone approssimativamente tra pH 8,3 e 10,3.

L’andamento della curva di titolazione di ogni acido debole è descritto dall’equazione di Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]), che ci permette (1) di calcolare il valore di pKa, conoscendo il pH e il rapporto molare tra il donatore di protoni e l’accettore di protoni; (2) di calcolare il pH, conoscendo il pKa e il rapporto molare tra il donatore di protoni e l’accettore di protoni; (3) di calcolare il rapporto molare tra donatore e accettore di protoni, conoscendo il pH e il pKa.

Sistemi tampone biologici

I due sistemi tampone biologici più importanti sono il sistema fosfato e quello del bicarbonato:

• Il sistema tampone fosfato, che agisce nel citoplasma di tutte le cellule, è costituito dal donatore di protoni H₂PO₄⁻ e dall’accettore di protoni HPO₄²⁻: è attivo prevalentemente a un pH intorno al suo valore di pKa di 6,86 (si oppone a variazioni del pH nella regione compresa tra 5,9 e 7,9) ed è particolarmente efficace nel tamponare il pH dei fluidi intracellulari.
• Il sistema bicarbonato, costituito da acido carbonico (H₂CO₃) come donatore di protoni e da bicarbonato (HCO₃⁻) è più complesso di altre coppie coniugate acido-base, in quanto uno dei suoi componenti, l’acido carbonico (H₂CO₃), si forma dalla CO₂ disciolta in acqua, in base alla relazione reversibile: quindi il pH di un tampone bicarbonato in equilibrio con la fase gassosa è in ultima analisi determinato dalla concentrazione di HCO₃⁻ nella fase acquosa e dalla pressione parziale di CO₂ nella fase gassosa.

Inoltre, è efficace al pH fisiologico vicino a 7,4, in quanto l’H₂CO₃ del plasma sanguigno è in equilibrio con l’ampia riserva di CO₂(g) presente nello spazio aereo dei polmoni. Come si è detto, questo sistema tampone comprende tre equilibri reversibili, a partire dalla CO₂ gassosa nei polmoni fino al bicarbonato (HCO₃⁻) nel plasma sanguigno. La frequenza della respirazione, cioè la velocità dell’inspirazione e dell’espirazione, può regolare questi equilibri e mantenere il pH del sangue pressoché costante. La frequenza della respirazione è controllata dal sistema nervoso, che risponde all’aumento della pCO₂ o alla diminuzione del pH del sangue aumentando la profondità e la frequenza del respiro.

L’insufficienza renale diminuisce la capacità di regolare il livello del bicarbonato, mentre le malattie polmonari (come l’enfisema, la polmonite e l’asma) riducono la capacità di eliminare la CO₂ prodotta dall’ossidazione dei combustibili nei tessuti, con conseguente accumulo di H₂CO₃.

Capitolo 3. Amminoacidi, peptidi e proteine

Gli amminoacidi possono essere considerati come le unità costitutive delle proteine, che mediano praticamente tutti i processi che hanno luogo nelle cellule e svolgono un numero enorme di funzioni.

Amminoacidi

Tutti i 20 amminoacidi presenti nelle proteine sono α-amminoacidi e strutturalmente hanno un gruppo carbossilico e un gruppo amminico legati allo stesso atomo di carbonio α (R), e differiscono l’uno dall’altro per la catena laterale, o gruppo, con propria struttura, dimensioni e carica. Il carbonio α è dunque un centro chirale (eccetto glicina) ed a causa della disposizione tetraedrica degli orbitali di legame, i quattro gruppi differenti possono disporsi nello spazio in due modi diversi, quindi per ogni amminoacido sono possibili due stereoisomeri, che essendo immagini speculari l’una dell’altra non sovrapponibili, rappresentano una classe di stere...