Riassunto esame Biochimica, prof. Ascenzi, libro consigliato Biochimica, Voet & Voet, ediz 2005

Introduzione alla biochimica

Proprietà dell'acqua

Le caratteristiche fisiche e solventi dell'acqua derivano dalla sua forte coesione interna. La molecola d’acqua ha una forma angolare con gli H che formano un angolo di 104,5° con l’O. La forte differenza di elettronegatività fra H e O conferisce un 33% di carattere polare alla molecola (momento dipolare: 1,85 debye).

L’unione di più molecole d’acqua avviene tramite la formazione di legami H, legami direzionali intermolecolari, tra molecole differenti. Si verifica nel momento in cui il legame H-O di una molecola si dirige verso la nube elettronica libera di un O dell’altra. In questa situazione, O-H diventa un gruppo donatore, come un acido debole, mentre l’O spaiato diventa un gruppo accettore, come una base debole.

In realtà la forza con cui si forma il legame H è molto piccola, pari a circa 20 kj mol^-1, contro i 460 del legame covalente O-H. Esistono però così tante possibilità di formare legami H, che questo diventa essenziale nel fornire la forma tridimensionale alle molecole.

La struttura del ghiaccio offre un ottimo esempio di forza cumulativa dei legami H. Nel ghiaccio la forma della molecola d’acqua si modifica, si espande, perché ogni molecola è circondata da altre quattro molecole con cui forma un tetraedro. In questa posizione, la molecola centrale funge da accettore verso due molecole e da donatore verso le altre due. L’importanza dell’espansione (e dunque della minor densità e peso) dell’acqua allo stato ghiacciato è enorme: se infatti l’acqua si condensasse allo stato ghiacciato, le grandi lastre di ghiaccio sui mari del Nord si depositerebbero sul fondo uccidendo la vita, che non sarebbe mai potuta esistere.

In ogni caso, il ghiaccio e l’acqua allo stato liquido hanno in comune più dell’85% di legami H: questo fa sì che la temperatura di ebollizione dell’acqua sia, ad esempio, molto più elevata rispetto a quella del metano, sebbene questo presenti lo stesso peso molecolare. La più alta temperatura di ebollizione è dovuta alla forza coesiva molto intensa dei legami H intermolecolari.

Anche nell’acqua allo stato liquido ogni molecola è circondata da altre quattro, ma i legami H sono distorti e irregolari. Si possono formare anelli da 4 a 7 termini, al contrario che nel ghiaccio in cui i termini sono sempre 6.

L'acqua come solvente

L’acqua è definita “solvente universale”. Sebbene questa definizione non sia del tutto esatta, certamente l’acqua è un ottimo solvente (data la sua polarità) per i composti polari (idrofilici), mentre quelli non polari vengono detti idrofobici (dissolti dal tetracloruro di carbonio – CCl₄ o dall’esano).

Perché i sali si dissolvono molto bene nell’acqua? Gli ioni dei sali interagiscono secondo la legge di Coulomb:

F = kq₁q₂/Dr

in cui F è la forza tra due cariche elettriche q₁ e q₂ che sono separate dalla distanza r, in un mezzo avente costante dielettrica D. k è una costante di proporzionalità.

Visto che la costante dielettrica dell’acqua è molto elevata, nell’acqua la forza di attrazione di due ioni è molto bassa, e dunque le molecole si dissolvono.

In solventi polari, gli ioni del soluto attraggono le estremità del dipolo del solvente che hanno carica opposta: questi ioni si dicono solvatati o, nel caso dell’acqua, idratati. In questo modo le cariche degli ioni e dei dipoli si diffondono su tutto il volume del complesso, attenuando molto la forza di attrazione fra gli ioni.

Nelle forme idratate, molte molecole d’acqua si dispongono attorno agli ioni a creare una struttura concentrica con i dipoli orientati. Allo stesso modo degli ioni, anche molecole polari non cariche (ma con un certo dipolo) sono ben dissolte nell’acqua: quindi lo sono tutte le molecole che contengono ossidrili, carbonili, carbossili o gruppi amminici.

La maggior parte delle molecole organiche contengono sia zone polari che zone non polari e sono dette molecole anfifiliche. Grazie a queste si formano strutture come le micelle (aggregati a forma di sfera con le molecole che espongono all’acqua la zona idrofilica, e all’interno proteggono la zona idrofobica) o il doppio strato lipidico. Le interazioni che formano queste strutture sono dette interazioni idrofobiche. Mancano di direzionalità e sono più forti dei legami H.

Acidi basi e tamponi

Quando viene fatta passare una corrente attraverso una soluzione ionica, gli ioni migrano verso l’elettrodo con carica opposta con una velocità direttamente proporzionale all’intensità del campo elettrico, ed inversamente proporzionale agli impedimenti che trovano sul loro cammino.

I protoni (ione idronio – H₃O⁺) e gli OH^- riescono invece a muoversi molto velocemente perché, al posto di spostarsi nel mezzo, saltano da una molecola d’acqua all’altra. Questo è il motivo per cui le reazioni acido-base sono quelle che avvengono più velocemente nelle soluzioni acquose.

Reazioni acido-base

Secondo la definizione di Bronsted e Lowry, un acido è una sostanza che può donare protoni e una base è una sostanza che può accettare protoni. Quindi nella reazione:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^-

l’acido HA reagisce con la base H₂O per formare la base coniugata dell’acido (A^-) e l’acido coniugato della base (H₃O⁺).

Questa reazione di dissociazione dell’acido in acqua è caratterizzata da una costante di equilibrio o di dissociazione, che indica la forza dell’acido:

K = (K[H₂O])[H₃O⁺][A^-]/[HA]

Gli acidi possono dunque essere classificati sulla base della loro forza relativa, ossia della loro capacità di trasferire un protone all’acqua. Visto che la costante di dissociazione dello ione H₃O⁺ corrisponde per definizione all’unità, si dice che sono acidi deboli quelli con K<1, che sono dunque solo parzialmente dissociati in acqua, mentre sono acidi forti quelli con K>1, totalmente dissociati in acqua. Gli acidi forti trasferiscono i loro protoni all’acqua molto rapidamente, e l’acido più forte che esista in acqua è H₃O⁺, mentre la base più forte è OH^-.

Il pH

L’acqua si dissocia con una costante di ionizzazione pari a:

K_w = [H⁺][OH^-] = 10^-14 M²

Poiché l’acqua pura deve sempre contenere quantità equimolari di ioni H⁺ e OH^-, la concentrazione di uno e dell’altro dovrà essere di 10^-7 M. In base ai cambiamenti di queste concentrazioni, le soluzioni si dicono neutre se [H⁺] = 10^-7 M, acide se [H⁺] > 10^-7 M, e basiche se [H⁺] < 10^-7 M.

Per indicare questi valori di [H⁺] si usa una grandezza nota come pH:

pH = - log[H⁺]

Da questo è possibile stabilire le seguenti relazioni:

[H⁺] = K_w[HA]/[A^-]

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

in cui pK_a = - log K_a.

I tamponi

Poiché le molecole biologiche sono molto sensibili all’aumento di pH, che avviene molto rapidamente, occorre fare in modo che due sostanze possano essere poste in relazione fra loro senza che il pH dell’ambiente vari sensibilmente.

Se si osserva una curva di titolazione, si nota che nel punto in cui gli equivalenti dell’acido sono tanti quanti quelli della base, la curva che indica l’aumento del pH ha una pendenza molto minore. In questo intervallo il pH della soluzione è relativamente insensibile all’aggiunta di una base o acido forte. Questo tipo di soluzione è appunto nota come soluzione tampone, e agisce in questo modo perché gli ioni H⁺ o OH^- aggiunti non vanno ad aumentare il valore di pH, ma reagiscono con le specie molecolari A^- o HA presenti.

L’effetto di un tampone è massimo quando il pH della soluzione è uguale al pK_a dell’acido, mentre è totalmente inefficace quando il valore di pH della soluzione differisce di più di un’unità dal valore di pK_a dell’acido.

Dunque una soluzione tampone acido-base è un insieme di un acido debole e della sua base coniugata, in una soluzione che ha un pH vicino al valore del pK_a dell’acido.

Acidi poliprotici

Le sostanze che hanno più di un gruppo acido-base, prendono il nome di acidi poliprotici. In questo caso esistono naturalmente diversi pK_a. Questi non sono affatto indipendenti fra di loro in questo caso, ma poiché la dissociazione elettrostatica di un protone inibisce ulteriori dissociazioni di protoni dalla stessa molecola, il valore del pK_a degli altri gruppi sarà sempre più elevato.

Meccanismi delle reazioni organiche

Le reazioni che più frequentemente incontreremo si possono suddividere in quattro categorie:

• Reazioni di sostituzione nucleofila.
• Reazioni di ossidoriduzione.
• Eliminazioni, isomerizzazioni e riarrangiamenti.
• Reazioni che formano o rompono legami carbonio-carbonio.

Un legame covalente consiste in una coppia di elettroni condivisa da due atomi. Quando questo legame si rompe, la coppia di elettroni può restare tutta su un atomo (rottura eterolitica), oppure separarsi portando un elettrone su ciascun atomo (rottura omolitica).

La rottura omolitica porta alla formazione di radicali ed è tipica delle reazioni di ossidoriduzione, mentre quella eterolitica di un legame tipo C-H, porta alla formazione di un carbanione C^- e di un protone H⁺, oppure di un carbocatione C⁺ e di uno ione idruro H^-. Visto che gli ioni idruro sono molto reattivi e il carbonio è più elettronegativo dell’idrogeno, in genere la coppia di elettroni preferisce restare sul carbonio. La formazione di uno ione idruro avviene solo se questo viene immediatamente catturato da un accettore, come il NAD⁺ oppure il NADP⁺.

I composti che partecipano ai meccanismi di rottura e formazione eterolitica dei legami possono essere:

• Nucleofili, cioè composti ricchi di elettroni, che contengono una coppia di elettroni non condivisa o sono carichi negativamente. Le funzioni nucleofile più importanti sono l’ossidrilica (RO^-), l’amminica (RNH₂), l’imidazolica e la sulfidrilica (RS^-). Nucleofilicità e basicità sono due proprietà fortemente correlate: un composto si comporta da base quando forma un legame covalente con un protone, mentre agisce da nucleofilo quando forma un legame covalente con un centro povero in elettroni diverso dal protone (in genere un carbonio reso povero di elettroni, magari perché lega l’ossigeno con un doppio legame).
• Elettrofili: sono composti poveri in elettroni. Possono essere carichi positivamente, avere un orbitale di valenza vuoto o possedere atomi elettronegativi. I più comuni elettrofili sono i protoni, gli ioni metallici, gli atomi di carbonio dei gruppi carbonilici (C=O) e le immine cationiche (C=N⁺H-).

Reazioni di sostituzione nucleofila

La reazione di sostituzione nucleofila consiste nella sostituzione di un gruppo nucleofilico al posto di un altro. I tipi più comuni di reazione di sostituzione nucleofila sono:

• Trasferimento di un gruppo acile: avviene mediante l’attacco del nucleofilo (Y^-) sull’atomo di carbonio del gruppo carbonilico dell’acile, con formazione di un intermedio tetraedrico con il gruppo Y ed X ad angolo retto e la carica negativa sull’O, da cui poi si separa il gruppo X^-.
• Trasferimento del gruppo fosforico: un nucleofilo si attacca sull’atomo di fosforo del gruppo fosforico, rompendo il doppio legame tra il fosforo ed uno dei tre ossigeni. A questo punto tutti e tre gli ossigeni hanno carica negativa e si è formato un intermedio a struttura trigonale bipiramidale, che vede Y e X contrapposti. Il distacco del gruppo X porta un’inversione di configurazione del gruppo fosforico.
• Trasferimento del gruppo glicosidico: coinvolge il C₁ di un anello saccaridico, che lega il gruppo nucleofilico che verrà sostituito con un altro. In genere avviene con un doppio passaggio, ossia con una reazione S_N1, che vede prima il distacco spontaneo del gruppo X, poi la formazione del carbocatione, che viene stabilizzato per risonanza, quindi l’attacco di Y^-. Oppure, la reazione può essere di tipo S_N2, in cui Y^- attacca X dal lato opposto, portando al distacco di X^- con un’inversione di configurazione.

Ossidoriduzioni

Le reazioni di ossidoriduzione consistono nella perdita o acquisto di elettroni. Queste reazioni verranno trattate più avanti, nell’introduzione al metabolismo. Comunque, in generale si verifica la rottura del legame C-H (non si sa ancora se omo od eterolitica), con perdita di entrambi gli elettroni legati al carbonio. Questi vengono trasferiti ad un accettore come il NAD⁺.

Negli organismi aerobici, l’accettore terminale delle coppie di elettroni rimosse dai metaboliti durante la loro ossidazione, è l’O₂. Questa molecola è molto particolare, e può essere considerata come un radicale allo stato basale i cui elettroni non appaiati hanno spin paralleli: per questo l’ossigeno molecolare può accettare solo elettroni spaiati, ossia uno alla volta, al contrario dei normali processi redox in cui gli elettroni si spostano in coppie. Questo spostamento di singoli elettroni, che avviene nelle catene di trasporto degli elettroni, è possibile grazie alla presenza di coenzimi, che possono assumere stati di ossidazione stabili anche in forma di radicali.

Eliminazioni, isomerizzazioni e riarrangiamenti

Le reazioni di eliminazione portano alla formazione di doppi legami, con eliminazione di molecole che in genere sono H₂O, NH₃, alcool o ammine primarie (RNH₂).

La rottura e riformazione dei legami può avvenire in modo concertato, cioè con distacco contemporaneo dei due gruppi di atomi che formeranno la molecola, in modo che il doppio legame si formi immediatamente; oppure può avvenire a tappe, con rottura del legame C-O e formazione di un carbocatione, o con rottura del legame C-H e formazione di un carbanione. Il distacco può avvenire da due parti opposte, per cui si ha la formazione del prodotto trans, oppure dalla stessa parte, per cui si forma il prodotto cis.

Gli enzimi catalizzano le reazioni di eliminazione in due modi: o facilitano la donazione di un protone al gruppo –OH (catalisi acida) oppure sottraggono un protone utilizzando un gruppo basico (catalisi basica).

Le reazioni di isomerizzazione avvengono mediante lo spostamento di un atomo di idrogeno per modificare la posizione di un doppio legame: viene rimosso, attraverso una base, un protone da un atomo di carbonio, e viene aggiunto ad un altro (quello che formava il doppio legame).

Le reazioni di isomerizzazione più importanti sono l’interconversione aldoso-chetoso, una reazione soggetta a catalisi basica che ha come intermedio un anione enediolico, e la racemizzazione, in cui un atomo di idrogeno viene spostato dalla sua posizione in un centro chirale (asimmetrico) e posto in un'altra in modo da invertirlo. Questa particolare isomerizzazione viene detta epimerizzazione se coinvolge più di un centro chiralico.

Le reazioni di riarrangiamento rompono e riformano legami C-C, in modo da riorganizzare lo scheletro carbonioso. È una reazione molto frequente nell’ossidazione degli acidi grassi con un numero di atomi di carbonio dispari, e di alcuni amminoacidi.

Reazioni che formano e rompono i legami carbonio-carbonio

Queste reazioni sono alla base sia del metabolismo degradativo che di quello biosintetico. Nella direzione della sintesi, queste reazioni sono dovute all’attacco di un atomo di carbonio nucleofilo ad uno elettrofilo, in genere rappresentato dai carboni sp² delle aldeidi, dei chetoni, degli esteri e della CO₂.

Per fare in modo che ciò avvenga, è necessario creare dei carbanioni stabili: questo è possibile mediante la condensazione di Claisen, la condensazione aldolica e la decarbossilazione di un chetoacido. Nei primi due casi, in una situazione non enzimatica, si genera un carbanione in posizione alfa rispetto al gruppo carbonilico, che cattura elettroni e quindi può stabilizzare la carica negativa per risonanza. Se invece è presente un enzima, questo agisce mediante catalisi covalente o da ioni metallici.

Parte prima: le biomolecole

Gli amminoacidi

Proprietà generali

Tutte le proteine sono composte da 20 amminoacidi standard (vedi tabella pag. 64). Altri amminoacidi, chiamati amminoacidi non standard, derivano da specifiche modificazioni dei residui amminoacidici dopo la sintesi della catena. In pratica, questo avviene quando delle proteine sono fosforilate, oppure acetilate, o metilate, come per l’idrossiprolina e l’idrossilisina che formano il collageno.

Questi composti sono noti come amminoacidi in quanto, con la sola eccezione della prolina che è ciclica, hanno un gruppo amminico primario e un gruppo carbossilico legati allo stesso atomo di carbonio alfa (la prolina ha un gruppo amminico secondario ed è dunque un imminoacido). Anche la glicina rappresenta un’eccezione in quanto le catene laterali sono rappresentate entrambe dall’H.

I valori di pK_a degli alfa-amminoacidi ci indicano che a pH 7 sia il gruppo carbossilico che quello amminico sono completamente ionizzati, cioè nella forma NH₃⁺ e COO^-. Il pK_a del gruppo carbossilico varia tra 2 e 4; il pK_a del gruppo amminico tra 8 e 11; e il pK_a dei gruppi laterali tra 4 e 12. Quindi un amminoacido può comportarsi sia come acido che come base.