Riassunti di Biochimica

Università di Catania

Luigi Fiorentino

Facoltà di Scienze Biologiche, L-13

Riassunti di biochimica

Contenuti del corso

Richiami di chimica generale - Legami chimici. Termodinamica. Caratteristiche chimico-fisiche dell’acqua. Proprietà delle soluzioni: pH, tamponi, pressione osmotica. Funzione dell’acqua nei sistemi biologici.

Richiami di chimica organica – Ibridizzazione del carbonio. Gruppi funzionali di maggiore interesse biochimico: -OH, -SH, -COOH, -COH, -CO, -CH₃, -NH₂, -NH₃. Acidità e basicità dei composti organici. Isomeria.

Molecole di importanza biologica

• Carboidrati - Struttura e funzione. Monosaccaridi: classificazione, formule di Fisher e di Haworth, ciclizzazione, mutarotazione, reazioni dei gruppi aldeidici e chetonici. Il legame glicosidico. Oligosaccaridi. Omopolisaccaridi di struttura e di riserva. Eteropolisaccaridi. Proteoglicani, glicone, glicosamminoglicani e glicolipidi.
• Lipidi - Struttura e funzione. Lipidi semplici: caratteristiche chimiche e chimico-fisiche degli acidi grassi. Lipidi complessi: neutri e polari. Mono-, di- e trigliceridi. Fosfolipidi. Sfingosina e sfingolipidi. Cerebrosidi, globosidi e gangliosidi. Terpeni e steroli. Lipoproteine. Micelle, membrane artificiali e membrane biologiche.
• Basi puriniche e pirimidiniche - Struttura e funzione. Forme tautomeriche. Nucleosidi e nucleotidi. Dinucleotidi. Acidi nucleici: struttura e funzione.
• Amminoacidi – Struttura e funzione. Proprietà chimiche e chimico-fisiche. Punto isoelettrico. Classificazione e proprietà specifiche delle catene laterali. Legame peptidico e sue caratteristiche. Angoli fi e psi. Il grafico di Ramachandran. Peptidi di importanza biologica.

Macromolecole di importanza biologica

• Proteine - Struttura e funzione delle proteine. Classificazione. Cenni di purificazione di proteine (cromatografia, elettroforesi, determinazione del P.M.). Struttura primaria. Legami responsabili della struttura. Importanza dei legami deboli per la flessibilità e attività. Strutture secondarie: alfa-elica, foglietto-beta, elica del collageno. Struttura terziaria. Struttura quaternaria. Relazione tra struttura primaria e conformazione. Denaturazione e rinaturazione. Avvolgimento (folding) delle proteine. Termodinamica del folding. Cenni sul folding assistito (chaperonine). Proteine fibrose - Collageno ed elastina. Proteine globulari – Le emoproteine coinvolte nel trasporto dei gas (O₂, CO₂). Il gruppo prostetico dell’eme. Struttura tridimensionale di mioglobina ed emoglobina. Meccanismo di legame dell’ossigeno alla mioglobina ed all’emoglobina. Affinità per l’ossigeno. Modulazione allosterica dell’affinità dell’emoglobina per l’ossigeno. Effetto Bohr. Curve di saturazione, cooperatività grafico di Hill, interazioni omotropiche ed eterotropiche dell’emoglobina. L’effetto del 2,3-difosfoglicerato. Il modello di Monod-Wyman-Changeux (MWC) e il modello sequenziale: stato T e stato R. Eterogeneità dell’emoglobina circolante: metemoglobina, emoglobina fetale, emoglobina glicosilata.
• La metemoglobina reduttasi, il glutatione (GSH) e il NADPH per il mantenimento della funzionalità dell’emoglobina.

Deficit di G-6-PDH, ossidazione dell’emoglobina, malaria. Patologia molecolare delle emoglobine anormali. Emoglobina S e meccanismo di polimerizzazione. Biochimica comparata delle proteine respiratorie. Entalpia di ossigenazione dell’emoglobina e suo ruolo fisiopatologico.

La catalisi biochimica

• Enzimi - Classificazione. Coenzimi e vitamine. Catalizzatori chimici e catalizzatori biologici. Equazione di Michaelis-Menten. Km, Vmax, numero di turnover, Kcat/Km. Il grafico dei doppi reciproci. Effetto del pH e della temperatura sull’attività enzimatica. Inibizione irreversibile. Inibizione reversibile: competitiva, non-competitiva, incompetitiva e mista. Effetto dei diversi tipi di inibitori sul grafico dei doppi reciproci. Meccanismi generali della catalisi enzimatica (catalisi acido-base, covalente, da stato di transizione, da ioni metallici). Enzimi multimerici e regolazione allosterica. Complessi multienzimatici. Regolazione attività enzimatica.

Introduzione al metabolismo

Sua organizzazione generale – Concetto di vie e di mappe metaboliche. Vie degradative (catabolismo) e vie biosintetiche (anabolismo). Bioenergetica. Molecole energeticamente cariche. Utilizzo dell’energia biochimica nella cellula. Ruoli biochimici del NADH e del NADPH. Meccanismi generali di regolazione del metabolismo - controllo ormonale, regolazione a feedback, enzimi allosterici, zimogeni, isoenzimi, amplificazione a cascata, compartimentazione, regolazione genica.

Le reazioni biochimiche della glicolisi

• Regolazione della glicolisi: esochinasi, fosfofruttochinasi, GAPDH, piruvatochinasi. Ossidazione dell’acido piruvico: il complesso multienzimatico della piruvico deidrogenasi e il suo meccanismo di reazione. Riduzione dell’acido piruvico: la lattico deidrogenasi.

Degradazione del glicogeno – La glicogeno fosforilasi: meccanismo di reazione e il suo controllo ormonale. La trasduzione del segnale ormonale all’interno della cellula: le proteine G, l’AMP ciclico, l’adenilato ciclasi, le proteine chinasi. Glicogeno epatico e glicogeno muscolare: stessa molecola, due finalità metaboliche.

Reazioni del ciclo dell'acido citrico

• Regolazione del ciclo. Reazioni della via dei pentosio fosfati – Significato biochimico. La fosforilazione ossidativa - Il mitocondrio come centrale energetica della cellula. Le scale di potenziali redox di molecole di importanza biologica. Macchinario per il trasporto degli elettroni: struttura e funzioni dei complessi I, II, III e IV. I centri ferro-zolfo. Il ciclo Q nel complesso III. I complessi trans-membrana e il trasporto dei protoni. I potenziali elettrochimici nel trasporto degli elettroni. Utilizzazione dell’ossigeno. L’ATP sintasi: struttura e meccanismo d’azione. Trasporto dei nucleotidi attraverso il mitocondrio: il trasportatore dei nucleotidi adenilici.

Reazioni della beta-ossidazione degli acidi grassi

• Assorbimento e trasporto dei grassi alimentari. Attivazione della lipolisi e trasporto degli acidi grassi liberi. Attivazione e trasporto nel mitocondrio: l’acil-CoA sintetasi, la carnitina e il trasportatore acilcarnitina-carnitina. Le 4 reazioni della beta-ossidazione. Controllo e resa energetica. Degradazione degli acidi grassi insaturi e degli acidi grassi a numero dispari di atomi di carbonio. Interrelazioni col metabolismo del glucosio. Chetogenesi.

Reazioni di transamminazione degli amminoacidi

• Gli amminoacidi e i chetoacidi nelle transamminazioni. Le transaminasi: meccanismo di reazione. La navetta malato-aspartato: suo funzionamento e ruolo metabolico. La transdeamminazione ossidativa degli amminoacidi - Meccanismo di reazione della glutammato deidrogenasi. Ciclo dell’urea – Attivazione dell’ammoniaca: la carbammilfosfato sintetasi. Le reazioni del ciclo e la sua compartimentazione.

Degradazione dei nucleotidi

• Catabolismo e vie di recupero delle purine e delle pirimidine. Degradazione dell’eme: struttura e funzione dei sali biliari. Vie biosintetiche. La gluconeogenesi – La reazione di carbossilazione del piruvato e le reazioni della gluconeogenesi. Relazioni tra gluconeogenesi e glicolisi. Biosintesi del glicogeno. Biosintesi dell’eme. Biosintesi degli acidi grassi. Biosintesi del colesterolo.

Modulo 1: le macromolecole e gli enzimi

Capitolo 1: Introduzione alla biochimica

La biochimica è la scienza che si propone di spiegare le forme biologiche e le loro funzioni attraverso i modelli e i termini chimici. Sulla base di questa asserzione possiamo subito concepire quanto sia importante sia l’aspetto biologico della disciplina che quello prettamente chimico. Sotto l’aspetto biologico siamo d’accordo che tutti i tipi di cellule (eucariotiche o procariotiche), considerata la singola cellula come la più piccola entità biologica vivente, complessa e dotata di strutture proprie nonché l’unità funzionale e strutturale di ogni organismo pluricellulare, hanno caratteristiche comuni quali la membrana plasmatica che definisce i contorni della cellula conferendo al contempo rigidità ed elasticità alla stessa e intervenendo in importanti processi di regolazione omeostatica e di trasporto; il citoplasma costituito dalla componente acquosa il citosol, e da quella particellare che nelle cellule eucariotiche è costituita da organuli e impalcature strutturali (microtubuli, microfilamenti e filamenti intermedi).

Parte integrante del citosol è la componente enzimatica, si tratta di importanti catalizzatori che codificati da specifici RNA intervengono in una molteplicità di processi intracellulari. Ogni cellula, inoltre, ha un nucleo o un nucleoide (per i procarioti) e una componente di DNA a doppio o singolo filamento (per i procarioti). Il genoma perciò è parte fondamentale della cellula, è come una banca dati indispensabile per la sintesi degli strumenti di cui si serve la cellula. Tutti gli esseri viventi su questa terra possono essere raggruppati in 3 domini che si dipartono da un progenitore comune e sono distinguibili sulla base delle loro caratteristiche biochimiche e genetiche: i batteri, gli archea e gli eucarioti.

Sentiremo spesso nominare l’Escherichia coli, esso è di gran lunga il batterio più studiato in genetica ma anche in biochimica ed altre discipline non solo per la sua relativa grandezza (lungo 2 micrometri e largo 1 una tra le più grandi cellule tra i batteri) ma anche per la semplicità nella sua manipolazione (le sue colture sono facilmente gestibili) ed una sufficiente somiglianza (e semplicità) del suo genoma ormai completamente mappato con quello di una comune cellula eucariotica.

Se da un lato, nello studio di questa disciplina, la trattazione biologica è indispensabile, parte integrante è costituita dalla chimica. Gli elementi presenti in natura sono 89 (numero che potrebbe anche aumentare in futuro). Tutti i corpi dell’universo esistono proprio perché questi 89 atomi si aggregano, in vario modo tra di loro. La materia diventa la prova più palese dell’esistenza del legame chimico. Nella formazione degli aggregati di atomi, a partire dagli atomi isolati dei singoli elementi viene liberata energia. La stessa quantità che dovrebbe essere fornita al sistema per rompere quel legame, tale energia prende il nome di energia di legame definita come la quantità di energia per mole necessaria a rompere un determinato legame.

Quando gli atomi si avvicinano tra loro per formare un legame chimico, ad entrare in gioco per la sua formazione, sono solo gli elettroni di valenza ovvero quel numero di elettroni che si trovano negli orbitali più esterni dell’atomo. Il nucleo e i restanti elettroni degli orbitali più interni non intervengono. Come sosteneva Lewis Newton, tutti gli atomi tendono ad assumere una configurazione elettronica stabile, ossia a divenire non reattivi o poco reattivi. Per far questo tendono a completare il livello energetico più esterno acquistando, condividendo o perdendo elettroni per raggiungere l’ottetto, che convenzionalmente è la configurazione di otto elettroni nell'orbitale più esterno dell’atomo.

Perciò attraverso la condivisione, la perdita o l’acquisto di elettroni si instaurano dei legami chimici tra gli atomi coinvolti. Sulla base della forza attrattiva tra i due atomi (tenendo conto della differenza di elettronegatività) si può risalire alla natura del legame chimico:

• Legame covalente: è il legame che si forma quando due atomi mettono in comune una coppia di elettroni. Questo tipo di legame è responsabile della formazione delle molecole, ad esempio, nella formazione della molecola di idrogeno i due elettroni sono condivisi e appartengono contemporaneamente ai due atomi in gioco (H₂). La stessa cosa vale per l’atomo di cloro nella formazione di Cl₂: difatti la formazione del legame covalente consente ad ogni atomo di cloro di avere 8 elettroni esterni (il cloro appartiene al settimo gruppo). Quando due specie chimiche identiche sono coinvolte nel legame i loro elettroni di valenza vengono ugualmente condivisi all’interno della nube elettronica (che si trova esattamente a metà tra i due atomi) e parliamo di un legame di tipo omopolare. Nel caso che le due specie chimiche in gioco siano differenti ma non presentano una differenza di elettronegatività tale da assumere cariche nette (ed acquistare o perdere inequivocabilmente elettroni), come nel caso dell’idrogeno e del cloro (HCl), si ha un legame polare. Gli atomi possono raggiungere la configurazione stabile (che per convenzione è quella del gas nobile più vicino) possono condividere anche 2 o 3 coppie di elettroni e portare alla formazione di legami doppi o tripli. Un legame doppio è più corto e più forte di un legame singolo ma meno di un legame triplo, sulla base della quantità di energia che deve essere fornita al sistema per spezzarlo. Ci sono particolari legami covalenti come quello dativo (o coordinato) ove la coppia di elettroni comuni è fornita da uno solo degli atomi coinvolti nel legame. Nell’ammoniaca (NH₃) l’azoto impegna 3 elettroni singoli con 3 diversi atomi di idrogeno, tuttavia il suo orbitale più esterno ne possiede 5 quindi ne restano altri 2 che l’azoto può contemporaneamente condividere con una specie carica positivamente (quindi elettron-deficiente) che può essere nel caso comune lo ione idronio (H⁺) formando così lo ione ammonio (NH₄⁺). Una situazione speculare avviene con l’SO₃ anidride solforica dove lo zolfo forma un doppio legame covalente con l’ossigeno e due legami dativi. Quando l’accettore di elettroni è un metallo o uno ione metallico circondato da un certo numero di ioni negativi o molecole si ottiene una specie detta complesso o composto di coordinazione.
• Legame ionico: si realizza quando la differenza di elettronegatività tra i due elementi che intendono legarsi è superiore al 1.9. Perciò si verifica il trasferimento di uno o più elettroni dall’atomo meno elettronegativo (che assumerà carica netta positiva, cioè diventa un catione) all’atomo più elettronegativo (che assumerà carica netta negativa, cioè diventa un anione). Il legame ionico è la conseguenza dell’attrazione elettrostatica che si manifesta tra i due ioni di carica opposta. Il sodio metallico a contatto con il cloro gassoso forma il cloruro di sodio, comune sale da cucina. Nella reazione il sodio metallico cede al cloro il suo elettrone di valenza. Il sodio perdendo un elettrone raggiunge la configurazione elettronica ad ottetto propria del gas nobile che lo precede nella tavola (il Neon) mentre il cloro acquistandone uno e caricandosi negativamente raggiunge la configurazione elettronica del gas nobile che lo segue nell’ordine della tavola periodica, ovvero l’Argon. La struttura di un chicco di sale da cucina è incredibilmente regolare e ripetitiva (un cubo) e prende il nome di struttura cristallina; questo tipo di legame generalmente segue in natura strutture di poligoni regolari con disposizione ordinata degli atomi positivamente e negativamente caricati.
• Legame metallico: il legame metallico è dovuto all’attrazione fra ioni metallici positivi e elettroni mobili che li circondano. È un legame di tipo cooperativo. Gli ioni occupano posizioni quasi fisse nel cristallo e tutti gli elettroni più esterni passano liberamente da un atomo ad un altro. La nube elettronica avvolge e tiene uniti i cationi metallici del cristallo. È proprio il libero movimento degli elettroni a favorire la buona conduttività dei metalli in natura.

Aldilà dei legami veri e propri, classificabili come interazioni intramolecolari, in natura esistono anche forme di interazione che sono alla base della formazione dei diversi stati condensati della materia (liquido, solido e mesostati). Queste interazioni dette intermolecolari sono a corto raggio di azione, e tra queste ricordiamo:

• Interazioni di Van der Waals: hanno un corto raggio di azione, (1/r⁶) e vengono classificate in:
  • Interazioni dipolo-dipolo: si verificano tra molecole polari ed hanno origine dall’interazione tra dipoli permanenti. Le forze dipolo-dipolo non sono molto forti tra le molecole allo stato gassoso, ma quando le molecole vengono avvicinate tra loro a basse temperature e alte pressioni, hanno intensità tale da trattenerle allo stato liquido, o ancor più solido.
  • Interazioni dipolo-dipolo indotto: si verificano tra molecole polari e apolari ma polarizzabili. La molecola dotata di dipolo permanente induce nella vicina non dotata di tale caratteristica uno spostamento delle cariche elettriche tanto maggiore quanto più facilmente polarizzabile essa sia. Il dipolo indotto che si viene a formare dipende quindi sia dal valore del momento dipolare inducente che dalla polarizzabilità della molecola indotta, oltre che dalla costante dielettrica e dalla distanza.
  • Forze di dispersione di London: hanno origine dall’interazione tra dipoli istantanei reciprocamente indotti. Per capire l’origine di queste forze è utile considerare cosa succede quando un atomo o una molecola sono posti in un campo elettrico. Se si considera la media nel tempo la nuvola elettronica di un atomo è perfettamente simmetrica ma istante per istante esiste una distribuzione asimmetrica che dà origine ad un momento dipolare istantaneo variabile nel tempo anche se mediamente bilanciato.