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Forze Intermolecolari Le fasi solida e liquida della materia per un dato composto o atomo sono le conseguenze delle forze attrattive tra le molecole o tra atomi. Se non ci fossero forze attrattive, una collezione di molecole o atomi rimarrebbe nella fase gassosa indipendentemente dalla temperatura o dalla pressione. Le forze intermolecolari sono generalmente molto più deboli dei legami covalenti. Questi legami coinvolgono la condivisione di elettroni, mentre le forze intermolecolari sono di origine elettrostatica (le cariche opposte si attraggono) ma non coinvolgono condivisione di elettroni. • 16 kJ/mol: energia necessaria per rompere l’attrazione intermolecolare tra molecole di HCl nello stato liquido (cioè l’energia richiesta per vaporizzare il campione) • 431 kJ/mol: energia necessaria per rompere il legame covalente tra gli atomi di H e Cl nella molecola di HCl Quindi, quando una sostanza molecolare cambia stato gli atomi della molecola non cambiano (per esempio vaporizzare HCl non rompe il legame chimico idrogeno-cloro che coinvolge la condivisione di una coppia di elettroni di valenza) Forze Intermolecolari La temperatura alla quale un liquido bolle riflette l’energia cinetica necessaria per sovrastare le forze intermolecolari attrattive (lo stesso, la temperatura alla quale un solido fonde). Quindi, la temperatura richiesta per avere una transizione di fase è una conseguenza della grandezza delle forze attrattive (non covalenti) intermolecolari. La grandezza delle forze intermolecolari determina le proprietà fisiche della sostanza come la sua temperatura di fusione caratteristica, la pressione di vapore e la temperatura di ebollizione. Forze Intermolecolari Le molecole neutre (a differenza degli ioni) non hanno carica netta, tuttavia, esistono forze attrattive tra queste molecole. I diversi tipi di forze elettrostatiche includono: • forze dipolo-dipolo • forze di dispersione di London • forze di legame di idrogeno Forze di van der Waals Forze Intermolecolari Gli ioni hanno cariche elettrostatiche permanenti, ed un’ interazione elettrostatica comune è l’attrazione tra ioni con cariche opposte, nota come legame ionico L’energia potenziale per due particelle cariche che interagiscono è: Q1 = carica sulla prima particella C Q2 = carica sulla seconda particella C d = distanza tra i centri delle particelle m k = 8.99 x 109 J m/C2 Quindi, l’interazione aumenta: • Con l’aumento delle cariche • Con l’avvicinamento delle due cariche La distanza minima tra due cariche opposte è la somma dei raggi (ionici) atomici. Anche se i raggi atomici variano, questa variazione non è considerevole, e quindi l’attrazione tra due ioni è determinata principalmente dalla carica degli ioni. Forze Intermolecolari Il grado di polarità di una molecola è descritto dal suo momento di dipolo, m=Q*r + - dove • Q è uguale alla carica sugli estremi dei dipoli • r è la distanza tra le cariche Maggiore è la distanza o maggiore è la carica, maggiore la grandezza del dipolo I momenti di dipolo si esprimono generalmente in unità di Debye • 1 debye = 3.33 x 10-30 coulomb metri (C m) Forze Intermolecolari Esistono forze elettrostatiche tra molecole neutre e cariche (ioniche), note come forze ione-dipolo. Ione-dipolo • Coinvolge l’interazione tra uno ione carico ed una molecola polare (cioè una molecola con un dipolo) • I cationi sono attratti dall’estremità negativa del dipolo • Gli anioni sono attratti dall’estremità positiva del dipolo • La grandezza dell’energia d’interazione dipende dalla carica dello ione (Q), dal momento di dipolo (m) della molecola e dalla distanza (d) dal centro dello ione al punto centrale del dipolo Forze Intermolecolari • Le forze ione-dipolo sono importanti nelle soluzioni delle sostanze ioniche in solventi polari (per esempio, un sale in un solvente acquoso) Forze di van der Waals Forze dipolo-dipolo Una forza dipolo-dipolo esiste tra molecole polari neutre • Le molecole polari si attraggono una all’altra quando la carica positiva di una molecola è vicina alla carica negativa parziale di un’altra molecola • Le molecole polari devono essere molto vicine perché queste forze dipolo-dipolo siano significative • Le forze dipolo-dipolo sono caratteristicamente più deboli delle forze ione-dipolo • Le forze dipolo-dipolo aumentano con l’aumento della polarità della molecola Forze di van der Waals Forze dipolo-dipolo Il punto di ebollizione aumenta per molecole polari di massa simile, ma aventi dipolo maggiore: Molecular Mass (amu) Dipole moment, u (D) Boiling Point (°K) Propane 44 0.1 231 Dimethyl ether 46 1.3 248 Methyl chloride 50 2.0 249 Acetaldehyde 44 2.7 294 Acetonitrile 41 3.9 355 Substance Forze di van der Waals Forze dispersive di London Le molecole apolari non dovrebbero avere le basi per interazioni attrattive. • Tuttavia, i gas delle molecole apolari, e anche i gas nobili possono essere trasformati in liquidi, se l’energia cinetica si riduce ciò indica che un qualche tipo di forza attrattiva deve predominare • Fritz London (1930) suggerì che il moto degli elettroni dentro un atomo o molecola apolare può risultare in un momento di dipolo transiente Forze di van der Waals Un modello per spiegare le forze dispersive di London: Atomo di elio (2 elettroni) • Consideriamo la natura particellare degli elettroni • La distribuzione media degli elettroni attorno ad ogni nucleo presenta una simmetria statistica • Gli atomi non sono polari e non posseggono momento di dipolo • La distribuzione degli elettroni attorno ad un singolo atomo, in un dato istante del tempo, può non essere perfettamente simmetrica 1. I due elettroni possono essere da un lato del nucleo 2. L’atomo avrebbe un momento di dipolo apparente in un istante del tempo (cioè un dipolo transiente) 3. Un atomo vicino potrebbe essere influenzato da questo apparente dipolo – gli elettroni dell’atomo vicino potrebbero muoversi allontanandosi dalla regione negativa del dipolo Forze di van der Waals Un modello per spiegare le forze dispersive di London: In seguito alla repulsione elettronica, un dipolo temporale su un atomo può indurre un dipolo simile su un atomo vicino • questo causerà che gli atomi vicini saranno attratti uno con l’altro • Questo è chiamato forza dispersiva di London • É significativa solo quando gli atomi sono vicini Forze di van der Waals La facilità con cui un campo elettrico esterno può indurre un dipolo (alterare la distribuzione elettronica) in una molecola è noto come la “polarizzabilità” della molecola • Maggiore è la polarizzabilità di una molecola, più facile è indurre un dipolo momentaneo e maggiore saranno le forze dispersive • Gli atomi più grossi tendono ad avere una maggiore polarizzabilità: o I loro elettroni sono più lontani dal nucleo (ogni distribuzione asimmetrica produce un dipolo maggiore dovuto ad una maggiore separazione delle cariche) o Il numero di elettroni è maggiore (maggiore probabilità di una distribuzione asimmetrica) • Anche le molecole grosse tendono ad avere una maggiore polarizzabilità, dovuta al gran numero di elettroni presenti Quindi, le forze dispersive tendono ad aumentare con la massa molecolare • Le forze dispersive sono presenti anche tra molecole polari/non-polari e polari/polari (cioè tra tutte le molecole) Forze di van der Waals Le forze dispersive si possono sommare, e quindi più grossa è una molecola, più estese sono le forze dispersive. Tuttavia, poiché le forze dispersive sono forti soltanto quando gli atomi sono molto vicini, ci deve essere una complementarietà strutturale tra le molecole perché esistano forze dispersive. Quindi, le molecole che si possono impacchettare bene (cioè che sono strutturalmente complementari) esibiscono forze dispersive maggiori. La complementarietà strutturale è la base del riconoscimento molecolare nei sistemi biologici: Legame di idrogeno I legami idrogeno si considerano come un tipo speciale d’interazione dipolo-dipolo. • Un legame tra idrogeno e un atomo elettronegativo come F, O o N è abbastanza polare: • L’atomo d’idrogeno non ha elettroni interni, e quindi la parte dell’atomo che guarda nella direzione opposta al legame rappresenta un protone virtualmente esposto con una densità di carica parziale positiva. • Questa carica positiva è attratta dalla carica negativa di un atomo elettronegativo in una molecola vicina • Poiché l’atomo d’idrogeno in un legame polare è deficiente di elettroni da una parte (cioè la parte opposta al legame covalente) questa parte dell’atomo d’idrogeno può avvicinarsi molto ad un atomo elettronegativo adiacente (con una carica negativa parziale) ed interagire fortemente con esso (ricordare, più vicino può andare, più forte sarà l’attrazione elettrostatica) Legame di idrogeno • I legami idrogeno variano da 4 kJ/mol a 25 kJ/mol, quindi sono più deboli dei legami covalenti tipici • Però, sono più forti delle forze dipolo-dipolo o delle forze dispersive • Sono molto importanti nell’organizzazione delle molecole biologiche, ed influenzano specialmente la struttura delle proteine Legame di idrogeno L’acqua ha un’abilità inusuale per formare una rete di ponti idrogeno • Come liquido l’energia cinetica delle molecole previene un arrangiamento esteso ed ordinato dei legami idrogeno • Quando solidifica le molecole d’acqua si organizzano in un arrangiamento che massimizza le interazioni attrattive dei legami idrogeno Legame di idrogeno Ogni molecola d’acqua può partecipare a quattro legami idrogeno • Uno con ogni coppia elettronica di non-legame • Uno con ogni atomo di H • Questa disposizione molecolare ha un volume maggiore (è meno denso) dell’acqua liquida, quindi l’acqua si espande quando solidifica Forze relative dei diversi tipi di interazioni non-covalenti Type of interaction E Distance Typical energy (kJ/mol) Ion - Ion 1/r 20 Ion - dipole 1/r2 12-30 H-Bonds (Dipole Dipole) 1/r3 12-30 Ion - Induced Dipole 1/r4 5 Dipole - induced Dipole 1/r5 2 Induced Dipole Induced Dipole 1/r6 1 Proprietà dei soluti nelle soluzioni acquose Solvente versus Soluto • L’acqua ha la capacità di sciogliere molti tipi differenti di sostanze, e questo risulta in una miscela omogenea • Nelle miscele omogenee che coinvolgono l’acqua, l’acqua è considerata il solvente: La massa molecolare del H2O = (2*1.008) + 15.999 = 18g/mole La densità del H2O è 1g/ml * (1000ml/L) = 1000g/L La concentrazione molare del H2O è quindi: (1 mole/18g) * (1000g/L) = 55.6 moles/L • La concentrazione molare tipica delle sostanze disciolte in acqua sarebbe dell’ordine di 10-6 a 1 molare, e quindi, sono presenti in concentrazioni molto più basse e sono considerate come il soluto Proprietà dei soluti nelle soluzioni acquose Come fa l’acqua a “sciogliere” un soluto? La natura polare della molecola d’acqua • La struttura di Lewis dell’acqua: • L’ossigeno centrale ha una geometria tetraedrica per le coppie elettroniche di valenza •Quindi la molecola di H2O adotterà una geometria molecolare “a V”: Proprietà dei soluti nelle soluzioni acquose Come fa l’acqua a “sciogliere” un soluto? • L’ossigeno (3.5) è più elettronegativo dell’idrogeno (2.1), e quindi il legame O-H è covalente polare • La geometria “a V” risulta in un dipolo globale per la molecola d’acqua: • Qundi, H2O può partecipare nei seguenti tipi di interazioni non-covalente: o Forze dispersive di London o Interazioni dipolo-dipolo o Interazioni ione-dipolo (con gli ioni) o Legami idrogeno (con altre molecole d’acqua o con un soluto appropriato) É l’abilità dell’acqua a partecipare a queste diverse interazioni noncovalenti che permette all’acqua di “sciogliere” una varietà di soluti Proprietà dei soluti nelle soluzioni acquose Composti ionici in acqua: L’acqua può partecipare alle interazioni ione-dipolo. • Le molecole d’acqua si organizzeranno intorno ad uno ione per orientare le cariche parziali opposte del dipolo dell’acqua: Q1 Q2 F= r2 e L'acqua è efficace nello schermare le interazioni elettrostatiche tra ioni disciolti perché ha una elevata costante dielettrica, una proprietà fisica che riflette i l numero di dipoli in un solvente. La forza, (F), di interazioni ioniche in una soluzione dipende dalla grandezza delle cariche (Q), la distanza tra i gruppi carichi (r), e la costante dielettrica (e, che è adimensionale) del solvente in cui le interazioni si verificano: Q1 Q2 F= r2 e Per l'acqua a 25 °C, e è 78,5, e per un solvente apolare come il benzene, è 4.6. Quindi le interazioni ioniche tra ioni disciolti sono molto più forti in ambienti meno polari. La dipendenza da r2 è tale che attrazioni o repulsioni ioniche funzionano solo su brevi distanze nell'intervallo da 10 a 40 nm (seconda la concentrazione di elettroliti) quando il solvente è acqua. Proprietà dei soluti nelle soluzioni acquose Composti ionici in acqua: L’acqua può partecipare alle interazioni ione-dipolo. • Le molecole d’acqua separeranno, circonderanno e disperderanno gli ioni di un solido ionico: Anche se l’acqua è un povero conduttore dell’elettricità, gli ioni sciolti in una soluzione acquosa possono condurre elettricità. Per questo vengono chiamati elettroliti. Proprietà dei soluti nelle soluzioni acquose Composti molecolari in acqua: • In generale, l’interazione con l’acqua non romperà nessun legame covalente. Quindi, la capacità dell’acqua per sciogliere un composto molecolare si basa sulle interazioni non-covalenti del H2O con il composto molecolare. Esempio: Metanolo (CH3OH) in miscela con acqua Il gruppo alcol (-OH) del metanolo è simile all’acqua perché la geometria degli elettroni di valenza dell’ossigeno è tetraedrica con due coppie di elettroni di non-legame Proprietà dei soluti nelle soluzioni acquose Composti molecolari in acqua: Esempio: Metanolo (CH3OH) in miscela con acqua • C’è un legame polare tra l’idrogeno e l’ossigeno del gruppo alcol nel metanolo, simile a quello nell’acqua: Quindi, l’acqua può formare legame idrogeno con il gruppo alcol del metanolo, e in questo modo le molecole d’acqua possono separare, accerchiare e disperdere le molecole di metanolo. Quando l'acqua viene miscelata con molecole apolari come benzene o esano, si formano due fasi non miscibili. I composti polari sono idrofobici e non sono in grado di attivare interazioni energeticamente favorevoli con le molecole d'acqua, ed interferiscono con il legame idrogeno tra le molecole di acqua Tutte le molecole o ioni in soluzione acquosa interferiscono con il legame idrogeno dell'acqua, ma molecole polari o cariche (come NaCl) compensano la perdita dei legami idrogeno tra molecole di acqua formando nuove interazioni tra soluti ed acqua. La variazione netta di entalpia (DH) per la dissoluzione di questi soluti è generalmente di piccola entità. Soluti idrofobobici, tuttavia, non offrono tale compensazione e la loro aggiunta in acqua può quindi risultare in un aumento di entalpia; la diminuizione di legami a idrogeno tra le molecole acqua prende energia dal sistema e richiede l'immissione di energia dall'ambiente circostante Oltre all’aumento entalpico di energia, la dissoluzione di composti idrofobici in acqua produce una diminuzione sensibile di entropia. Le molecole di acqua nelle immediate vicinanze di un soluto apolare sono vincolate nella loro eventuale orientazioni in quanto costituiscono un guscio cage-like altamente ordinato intorno ad ogni molecola di soluto. Queste disposizione delle molecole di acqua così fortemente orientato e “congelate” in una posizione riduce fortemente l’ entropia (S). Il numero di molecole di acqua, e quindi la grandezza della diminuzione di entropia, è proporzionale all'area superficiale del soluto idrofobico racchiuso all'interno della “gabbia” di molecole di acqua. La variazione di energia libera per sciogliere un non-soluto polare in acqua è quindi sfavorevole DG=DH-TDS dove DH è (+) poiche H aumenta è e DS è (-) poichè S diminuisce quindi il DG totale è positivo Composti anfifilici contengono regioni polari (o cariche) e regioni che sono apolari. Quando un composto anfifilico è miscelato con l'acqua, la regione idrofilica interagisce con il solvente e tende a dissolversi, ma la parte non-polare, regione idrofobica, tende ad evitare il contatto con l'acqua. Le regioni apolari della molecole si raggruppano per presentare la minore superficie idrofobica al solvente acquoso, e le regioni polari sono disposte per massimizzare la loro interazione conil solvente Queste strutture stabili di composti anfifilici in acqua, chiamati micelle, possono contenere centinaia o migliaia di molecole. Le forze che tengono unite le regioni apolari delle molecole sono chiamati interazioni idrophobiche. La forza delle interazioni idrofobiche non è dovuta all’attrazione intrinseca tra frazioni apolari. Piuttosto, risulta dal “guadagno” termodinamico ottenuto minimizzando il numero di molecole di acqua “ordinate” necessarie per circondare porzioni idrofobiche di molecole di soluto Le Proteine sono le macromolecole biologiche più abbondanti presenti in tutte le cellule e nelle varie componenti di ogni cellula, mediano pressoché tutti i processi biologici e sono costituite da unità monomeriche che rappresentano la chiave della struttura delle migliaia di proteine esistenti negli organismi Tutte le Proteine sono costituite da gli stessi 20 amino acidi legati covalentemente in caratteristiche e peculiari sequenze in catene lineari Dato che ogni amino acido ha una catena laterale che conferisce distinte proprietà chimiche, i 20 amino acidi rappresentano l’alfabeto in cui sono decifrate tutte le molecole proteiche, dai peptidi più piccoli fino alle molecole di milioni di Daltons Le Proteine sono polimeri di aminoacidi, con ogni residuo amminoacidico unito al residuo seguente da un tipo specifico di legame covalente (legame peptidico) Il termine "residuo" riflette la perdita di una molecola di acqua quando un amminoacido è unito al successivo. Le Proteine possono essere disaggregate ( idrolizzate) nei loro amino acidi costituenti. Venti diversi aminoacidi si trovano comunemente nelle proteine . Il primo ad essere scoperto è stato l’ asparagine nel 1806. L’ ultimo la treonina nel 1938 . Tutto l'amminoacidi hanno nomi comuni, in alcuni casi derivati dalla matrice da cui sono stati isolati Asparagina dagli asparagi, la tirosina dal formaggio (in greco tyros), la glicina per il suo gusto dolce (in greco glykos) Tutti i 20 aminoacidi comuni sono alfa amino acidi .Tutti hanno un gruppo carbossilico e un gruppo amminico legati allo stesso atomo di carbonio (il carbonio a). Essi differiscono l'uno dall'altro nelle loro catene laterali, o gruppi R, che variano in struttura, dimensione, e carica elettrica, e che influenza la solubilità degli amminoacidi in acqua. Ad ogni amminoacido è stato assegnato un codice a tre lettere utilizzato come abbreviazione per indicare la composizione e la sequenza nelle catene polipeptidiche R a La struttura comune a tutti gli amino acidi, eccetto la Prolina. La catena laterale, gruppo R, caratterizza i singoli amino acidi In tutti i 20 aminoacidi eccetto la Glicina il carbonio alfa è legato a quattro gruppi differenti l'uno dall'altro il gruppo carbossilico, il gruppo amminico, il gruppo R, e ad un atomo di idrogeno (solamente nella Glicina il gruppo R è un secondo atomo di idrogeno). Il carbonio a è quindi un centro chirale e come conseguenza della disposizione tetraedrica degli orbitali di legame attorno al Ca, i quattro gruppi possono assumere due orientazioni spaziali uniche, e gli amino acidi si presentano quindi con due possibili stereoisomeri. Le due strutture (come due immagini riflesse) non sono sovrapponibili e quindi rappresentano degli enantiomeri La configurazione degli enantiomeri degli amino acidi è definita (come quella degli zuccheri semplici) dal sistema D e L proposto da Fischer, e basato sulla disposizione dei quattro sostituenti nel trisaccaride gliceraldeide. I gruppi funzionali della L o D della alanina possono essere assimilati a quelli della corrispondente forma della aldeide glicerica, allineando i gruppi simili o che possono essere intercovertiti in base ad una semplice reazione chimica (ad es il gruppo aldeidico per ossidazione si converte in gruppo carbossilico) La conoscenza delle proprietà chimiche degli amino acidi è essenziale per la comprensione della struttura e della funzionalità delle proteine. Gli amino acidi possono essere raggruppati in cinque classi in base alle caratteristiche dei gruppi laterali R In particolare la polarità e la tendenza ad interagire con le soluzioni acquose della cellula ai valori dei pH fisiologici (pH 7). La polarità dei gruppi R varia da non-polare ed idrofobico (insolubile in acqua) ad altamente polare ed idrofilico Proprietà dei gruppi laterali R Non Polare alifatico, Aromatico, Polare (assenza di carica netta), Polare con carica netta positiva, Polare con carica netta negativa I gruppi R in questa classe di amminoacidi sono apolari ed idrofobici. Le catene laterali di Alanina, Valina, Leucina, e Isoleucina tendono a raggrupparsi all'interno della struttura delle proteine, stabilizzando la conformazione mediante interazioni idrofobiche. La Glicina ha la struttura più semplice. Sebbene sia inclusa con il gruppo di aminoacidi apolare, la catena laterale molto piccola non fornisce un reale contributo alle interazioni idrofobiche. La Metionina, uno dei due aminoacidi contenenti zolfo, ha un gruppo tio-etere non polare nella sua catena laterale. La Proline ha una catena laterale alifatica con una caratteristico struttura ciclica. Il gruppo amminico secondario (immino) è mantenuto in una conformazione rigida all’interno dell’anello, che riduce la flessibilità strutturale delle regioni delle catene peptidiche che contengono la Pro. Il gruppo funzionale R è rappresentato da molecole aromatiche relativamente non polari. Tutte possono partecipare ad interazioni idrofobiche. Tuttavia Tirosina e Triptofano sono più polari della Fenilalanina per la presenza del gruppo OH e dell’N nell’anello indolico del triptofano.il gruppo fenolico della Tirosina può formare legami ad idrogeno. I gruppi R di questi aminoacidi sono più solubili in acqua , o più idrofilici, in confronto a quelli degli amminoacidi non polari, perché contengono gruppi funzionali che formano legami di idrogeno con l’acqua. Questa classe di amminoacidi comprende serina, treonina, cisteina, asparagina, e glutammina . La polarità di serina e treonina è data dal contributo dei loro gruppi idrossile; mentre la cisteina possiede un gruppo sulfidrilico, che è un acido debole e può formare legami deboli idrogeno con ossigeno o azoto; la polarità di asparagina e glutammina è dovuta lla presenza del secondo gruppo ammidico. Asparagina e glutammina sono le ammidi di due altri aminoacidi, aspartato glutammato nei quali asparagina e glutammina sono facilmente idrolizzato da acido o di base. La Cisteina può essere ossidata per formare un amminoacido dimerico legato covalentemente chiamato Cistina, in cui due molecole di cisteina o residui sono uniti da un legame disolfuro. I residui legati con ponti disolfuro sono fortemente idrofobici (non polare). I legami disolfuro svolgono un ruolo particolare nelle strutture di molte proteine formando legami covalenti tra parti di un polipeptide o tra due differenti catene polipeptidiche L’Istidina è l’unico aminoacido con un gruppo ionizzabile avente una pKa vicino alla neutralità, e quindi, può facilmente essere protonata o de-protonata ai pH fisiologici (7). Il residuo dell’His serve da gruppo accettore o donatore di protoni in molte reazioni enzimatiche La carica netta negativa dei due amino acidi Aspartato (Ac Aspartico) e Glutammato (Ac. Glutammico) è dovuta alla presenza di un secondo gruppo carbossilico nella catena laterale I gruppi R più idrofilici sono quelli aventi una carica netta positiva o negativa. Gli amino acidi con carica netta positiva a pH 7 sono: Lisina, con un secondo gruppo amminico in posizione e nella catena alifatica, Arginina con in gruppo guanidinico e l’Istidina che ha un gruppo imidazolico Il gruppo amminico e carbossilico degli amino acidi, e i gruppi funzionali ionizzabili delle catene laterali, si comportano come acidi o basi deboli. Un amino acido, senza gruppi ionizzabili, in soluzione acquosa a pH neutro esiste come ione dipolare o zwitterione, in grado di agire come acido o come base debole Base debole Acido debole Un semplice mono-ammino/mono-carbossilico a-amino acido, es. alanina, se totalmente protonato è assimilabile ad un acido diprotico, con due gruppi, COOH e +NH3, in grado di cedere protoni La curva di titolazione degli amino acidi è assimilabile a quella degli acidi e basi deboli pH La curva di titolazione della glicina ha due fasi distinte corrispondenti alla deprotonazione in sequenza dei due gruppi funzionali, carbossilico ed amminico. A pH acidi la specie predominante è la forma totalmente protonata, +H3N-CH2-COOH. Al punto intermedio della prima fase della titolazione si raggiunge una concentrazione equimolare della specie protonata e parzialmente deprotonata, nella quale il gruppo acido ha ceduto parte dei protoni [+H3N-CH2-COOH ] [+H3N-CH2-COO-] Al punto di flesso il pH della soluzione eguaglia il pKa della funzione protonata. Per la glicina il pKa del gruppo acido è 2.34 (pK1); al procedere della titolazione un altro punto di flesso è raggiunto a pH 5.97. a questo punto tutto il gruppo COOH è completamente deprotonato, la glicina è presente come specie dipolare (zwitterione) è la carica netta è=0 Punto Isoelettrico PI Il secondo stadio della titolazione corrisponde alla rimozione del protone dal gruppo amminico +NH3. Il valore di pH 9.60 corrisponde al pKa del gruppo amminico (pK2) la titolazione termina ad un pH di circa 12 quando la specie presente è nella forma totalmente deprotonata, [H2N-CH2-COO-] e la carica netta è negativa Al valore di pH a cui l’aminoacido ha carica netta pari a 0 è definito punto isoelletrico, carrateristico di ogni aminoacido. Per la glicina, e per gli aminoacidi che non hanno gruppi ionizzabili sulla catena laterale, il valore di pH del PI è uguale alla media aritmetica dei valori di pK1 e pK2 PI=1/2(pK1 + pK2) = 1/2(2.34 + 9.60)=5.97 Gli amminoacidi con un gruppo R ionizzabile hanno curve di titolazione più complesse, con tre stadi corrispondenti alle tre possibili fasi di ionizzazione; quindi hanno tre valori di pKa in cui quello intermedio corrispondente al gruppo ionizzabile su R è definito pKR . La fase supplementare per la titolazione del gruppo R ionizzabile è intermedia ai valori degli altri due gruppi funzionali presenti sul Ca. I punti isoelettrici riflettono la natura dei gruppi R ionizzabili presenti. Per esempio, il Glutammato ha pI= 3,22, notevolmente inferiore a quello di Glicina; ciò è dovuto alla presenza di due gruppi carbossilici, che, alla media dei loro valori di pKa (1/2 (pK1 +pKR)= 3.22), contribuiscono a fornire una carica netta di -1 che bilancia il +1 del gruppo amminico. Analogamente, il pI della Istidina, con due gruppi carichi positivamente nella forma protonata, è 7.59 (la media dei valori pK1 e pKR dei gruppi ammino e imidazolo), molto superiore a quella di Glicina. Due molecole di amminoacidi possono essere unite covalentemente attraverso un legame ammidico sostituito, definito un legame petidico, per produrre un dipeptide. Tale legame è formato tramite la rimozione di una molecola di acqua (deidratazione) dal gruppo a-carbossilico di un amminoacido e l'a-amminogruppo di un altro Tre amminoacidi possono essere uniti da due legami peptidici per formare un tripeptide, quattro aminoacidi possono essere collegati per formare tetrapeptidi, cinque per formare pentapeptidi, etc.. Quando pochi aminoacidi sono uniti in questo modo, la struttura è chiamata oligopeptide. Quando molti aminoacidi sono uniti, il prodotto si chiama polipeptide. Le proteine possono avere migliaia di residui amminoacidici. Sebbene i termini "proteine" e "polipeptide" sono a volte utilizzati in modo complementare, le molecole definite come polipeptidi hanno generalmente pesi molecolari inferiori a 10.000 Da, e quelle chiamate proteine hanno pesi molecolari più elevati.. un'unità aminoacidica in un peptide è chiamato residuo (la parte rimanente dopo aver perso un atomo di idrogeno dal suo gruppo amminico e l'ossidrile dal suo gruppo carbossilico). In un peptide, il residuo aminoacidico terminale con un gruppo a-amminico libero è il residuo amino-terminale (N-terminale); il residuo all'altra estremità, che ha un gruppo carbossilico libero, è il residuo carbossi-terminale (C-terminale) I peptidi contengono un unico gruppo a-amminico libero e un unico gruppo a-carbossilico, alle estremità opposte della catena. Questi gruppi funzionali ionizzano come nei singoli amino acidi, anche se le costanti di ionizzazione sono diversi perché i gruppi a carica opposta non sono più collegati allo stesso Carbonio a.. I gruppi amminici e carbossilici intermedi legati tramite il legame peptidico, non ionizzano e quindi non contribuiscono al comportamento complessivo acido-base della molecola.. Tuttavia, i gruppi R di alcuni aminoacidi possono ionizzare, e in un peptide questi contribuiscono alla proprietà acido-base complessive della molecola.Così il comportamento acido-base del peptide può essere stabilito in base gruppi terminali a-amminici e a-carbossilico nonché dalla natura e quantità dei propri gruppi R ionizzabili. .Come gli aminoacidi liberi, i peptidi hanno caratteristiche Curve di titolazione e un caratteristico pH isoelettrico (pI) Alcune proteine sono costituite da una singola catena polipeptidica, ma altre, chiamate proteine multisubunità, hanno due o più polipeptidi associati in modo non-covalente. .Le singole catene polipeptidiche in una proteina multisubunità possono essere identiche o differenti. Se almeno due sono identiche la proteina è oligomerica, e le unità identiche (costituiti da uno o più polipeptidi) sono indicati come protomeri. Molte proteine, contengono soltanto amino acidi e nessun altro costituente e sono considerate proteine semplici. Altre proteine contengono altri componenti chimici associati in modo permanente, oltre agli amino acidi, e sono chiamate proteine coniugate .La porzione non-aminoacidica di una proteina coniugata è chiamata gruppo prostetico. Le proteine coniugate sono classificate sulla base della natura dei loro gruppi prostetici: le lipoproteine contengono lipidi, glicoproteine contengono carboidrati e le metalloproteine contengono una specifico metallo Una descrizione di tutti i legami covalenti (legami peptidici e legami di-solfuro) tra i residui di aminoacidi legati in una catena polipeptidica è la sua struttura primaria. L'elemento più importante della struttura primaria è la sequenza di residui amminoacidici. La struttura secondaria si riferisce a particolarmente arrangiamenti stabili dei residui amminoacidici che danno luogo a schemi strutturali ricorrenti. La struttura terziaria descrive tutte gli aspetti riguardanti la conformazione tridimensionale di un polipeptide. Es. il ripiegamento (folding) di parti della catena a formare delle “tasche” idrofobiche. Quando una proteina ha due o più subunità polipeptidiche, la loro disposizione nello spazio definisce la struttura quaternaria Ogni proteina ha una sequenza di residui amminoacidici. La struttura primaria di una proteina determina la formazione della sua struttura tridimensionale, e questa a sua volta determina la funzione della proteina La disposizione spaziale degli atomi in una proteina definisce la sua conformazione. I possibili stati conformazionali di una proteina includono qualsiasi stato strutturale si può ottenere senza rompere legami covalenti. Un cambiamento di conformazione potrebbe verificarsi, per esempio, per rotazione attorno ai singoli legami. Delle molte conformazioni che sono teoricamente possibile in una proteina contenente centinaia di singoli legami, una o (più comunemente) alcune, generalmente predominano in condizioni biologiche. La necessità di più conformazioni stabili riflette i cambiamenti che devono avvenire nella maggior parte delle proteine per consentire l’interazione con altre molecole ad es nelle catalisi enzimatiche. Le conformazioni consentite sotto un dato insieme di condizioni sono quelle che sono termodinamicamente più stabili, cioè quelle che posseggono la più bassa energia libera di Gibbs (G). Le proteine presenti in una qualsiasi delle proprie conformazioni funzionali stabili sono chiamate proteine native. la stabilità delle proteine può essere definita come la tendenza a mantenere la conformazione nativa. Tuttavia il DG che separa le conformazioni funzionali e la perdita della conformazione nativa e della stabilità strutturale nelle proteine in condizioni fisiologiche è compresa tra 20 e 65 kJ / mol. Le interazioni chimiche che stabilizzano la conformazione nativa comprendono il legame S-S (covalente) e le interazioni deboli (non covalenti) : legami idrogeno, interazioni idrofobiche e interazioni ioniche Legami covalenti, come i ponti disolfuro che collegano parti separate della singola catena polipeptidica, sono chiaramente più forti di singole interazioni deboli. Tuttavia, perché sono così numerosi, le interazioni deboli predominano come una forza stabilizzante nella struttura delle proteine. In generale, la conformazione proteica con l'energia libera minima (cioè la conformazione più stabile) è quello con il numero massimo di interazioni deboli. La stabilità di una proteina non è data semplicemente dalla somma delle energie libere di formazione delle molte interazioni deboli. Per ogni legame idrogeno formato tra i gruppi funzionali delle proteine nel ri-arrangiamento strutturale, un altro legame idrogeno tra gli stesso gruppi e l'acqua deve essere rimosso. La differenza in energie libera netta fornite dai legami idrogeno, può essere vicino a zero. Esaminando con attenzione il contributo delle interazioni deboli alla stabilità proteica, troviamo che le interazioni idrofobiche generalmente predominano. La maggior parte della variazione netta di energia libera, delle interazioni deboli all'interno di una proteina, è quindi derivata dalla maggiore entropia nella soluzione acquosa risultante circostante dalla formazione di superfici idrofobiche. Questo controbilancia la perdita di entropia conformazionale di un polipeptide la cui distribuzione spaziale è vincolata dalla sua conformazione funzionale Le interazioni idrofobiche sono chiaramente importanti nello stabilizzare la conformazione delle proteine; il volume interno di una proteina è generalmente un nucleo ricco di amminoacidi con catene laterali idrofobiche. Tuttavia è anche importante che qualsiasi polare o gruppi carichi trovino un nella struttura un partner per la formazione del legame idrogeno o di interazioni ioniche. Anche se un singolo legame idrogeno può contribuire poco alla stabilità strutturale, la presenza di gruppi polari (idrogeno, cariche nette) senza un partner corrispondente nel nucleo idrofobico di una proteina può essere un elemento estremamente destabilizzante delle conformazioni contenenti questi gruppi da risultare spesso termodinamicamente insostenibile come per i legami idrogeno, le coppie ioniche formate dai gruppi laterali con carica netta degli aminoacidi e i ponti salini tra questi, possono avere effetti stabilizzanti o destabilizzanti sulla conformazione della proteina. La forza di un ponte salino aumenta spostandosi dalla soluzione acquosa con elevata costante dielettrica (e vicino 80) verso un ambiente apolare a bassa costante dielettrica, all’ interno della proteina (e vicino 4). Ponti salini, specialmente quelli in parte o interamente immersi, nel volume interno delle catene polipetdiche possono quindi fornire una stabilizzazione significativa per una struttura proteica. Le interazioni ioniche possono limitare la flessibilità strutturale e conferire una particolare e specifica unicità alla struttura proteica, che le sole interazioni idrofobiche non specifiche non possono fornire. I carboni a di residui di aminoacidi adiacenti sono separati da tre legami covalenti, Ca - C - N - Ca. Studi di diffrazione a raggi X dei cristalli di amminoacidi semplici e di dipeptidi e tripeptidi mostrano che il legame C-N peptidico è alquanto più corto del legame C-N in una semplice ammina e che gli atomi associati al legame peptidico sono complanari . Ciò indica lo sviluppo di una risonanza o parziale condivisione di due coppie di elettroni tra l'ossigeno carbonilico e l'azoto ammidico L' ossigeno ha una parziale carica negativa e l'azoto una parziale carica positiva, con la creazione di un piccolo dipolo elettrico. I sei atomi del gruppo peptide giacciono in un unico piano, con l'atomo di ossigeno del gruppo carbonilico in posizione trans all'atomo di idrogeno dell'azoto ammidico. Da questi risultati si evince che i legami peptidici C-N, a causa del loro carattere parziale di doppio legame, non può ruotare liberamente. La rotazione è consentita per i legami N - Ca, e Ca -C e la catena polipeptidica può quindi essere rappresentati come una serie di piani rigidi, con piani consecutivi che condividono un comune punto di rotazione nel Ca. La rigidità del legame peptidico limita la gamma di conformazioni possibili per una catena polipeptidica . La conformazione della catena polipeptidica è definito dal valore dei tre angoli diedrici (angoli di torsione) chiamati (phi), (psi), e w (omega), che definiscono gli angoli di rotazione su ciascuno dei tre legami che si ripetono lungo la catena peptidica. Un angolo diedro è l'angolo all'incrocio di due piani. Gli angoli importanti nella struttura peptidica sono quelli relativi al legame tra N e Ca ( phi), e tra Ca e C ( psi), L’angolo (w omega), che coinvolge il legame peptidico non viene considerato poiché la rotazione è vincolata X In linea di principio gli angoli psi e phi possono assumere qualsiasi valore compreso tra -180° e 180° ma molti valori sono proibiti dagli impedimenti sterici dei gruppi legati nelle catene laterali aminoacido. Solo alcune conformazioni sono consentite; ad es la conformazione eclissata in cui entrambi gli angoli sono = 0° non è consentita Il termine struttura secondaria si riferisce a qualsiasi segmento di una catena polipeptidica e descrive la disposizione spaziale degli atomi della catena principale, indipendentemente dalla conformazione delle sue catene laterali o dalla sua relazione con altri segmenti. Una struttura secondaria regolare si verifica quando i valori degli angoli psi e phi rimangono invariati, o quasi omogenei nel segmento. Ci sono pochi tipi di struttura secondaria che sono particolarmente stabili e sono molto diffusi in proteine. I più importanti sono l’ a elica e la conformazione b; un altro tipo abbastanza comune è il ripiegamento b. La disposizione più semplice che una catena polipeptidica può assumere, data la rigidità dei legami peptidici (e la rotazione libera intorno agli altri legami singoli), è una struttura elicoidale, chiamata a elica In questa struttura la catena polipeptidica è strettamente avvolta attorno ad un asse immaginario disegnato longitudinalmente attraverso il centro della spirale, ed i gruppi R dei residui amminoacidici sporgono esternamente. L'unità di ripetizione è un singolo giro dell'elica,che si estende per circa 5,4 A° (0.5 nm) lungo l'asse longitudinale. I residui aminoacidici hanno una conformazione ipotetica con = -57°e =-47°, e ogni turno dell’elica comprende 3,6 residui Perché la struttura ad a elica forma più facilmente di altre possibili conformazioni? La risposta è, in parte, nella possibilità offerta dalla forma ad un'elica di sfrutta in modo ottimale i legami idrogeno intra-molecolari. La struttura è stabilizzata da un legame idrogeno tra l'atomo di idrogeno legato all’ atomo elettronegativo di azoto di un legame peptidico e atomo l'elettronegativo dell’ ossigeno carbonilico del quarto amminoacido successivo nella direzione dell’estremità amminica All'interno dell‘alfa elica, ogni legame peptidico (tranne quelli vicini a ciascuna estremità dell'elica) partecipa a tali legame idrogeno. Ogni turno successivo dell'elica è collegato alle spire adiacenti con tre o quattro legami idrogeno, che conferiscono stabilità alla struttura complessiva Non tutti i polipeptidi possono formare una elica stabile. Ogni residuo di amminoacido in un polipeptide ha una propensione intrinseca a formare un alfa elica, che riflette le proprietà del gruppo R e come questi influenzano la capacità degli atomi di disporsi secondo le angolazioni ottimali. L’Alanina mostra la maggiore tendenza a formare alfa eliche nei modelli sperimentali. Le interazioni tra le catene laterali R possono stabilizzare o destabilizzare la struttura elicoidale. La presenza ravvicinata lungo l’elica di aminoacidi con carica simile (positiva o negativa) risulta destabilizzante per la repulsione reciproca dei gruppi funzionali. Ad es la presenza di molti residui adiacenti di Lys e/o Arg, con gruppi R carichi positivamente a pH 7 0, che si respingono a vicenda, impedisce la formazione dell'elica. L’ingombro sterico deli gruppi R di Asn, Ser, Thr, e di Cys possono anche destabilizzare un un'elica se occupano posizioni ravvicinate nella catena. Un vincolo alla formazione di una alfa elica è dato dalla presenza di residui Pro o Gly, che hanno la minor tendenza a formare delle eliche stabili. Nella prolina, l'azoto fa parte di un anello rigido, e la rotazione attorno al legame N-Ca non è consentita. Inoltre, l'atomo di azoto di un residuo di Pro in impegnato nel legame peptidico non ha un secondo sostituente idrogeno per partecipare ai legami idrogeno con altri residui. Così, la presenza di un residuo di Pro introduce un “nodo” di rigidità destabilizzante in una un'elica. Per queste ragioni, la prolina è presente solo raramente nelle strutture secondarie delle a eliche. Anche la Glicina si trova raramente in alfa eliche per un motivo diverso: ha una maggiore flessibilità conformazionale rispetto agli altri residui amminoacidici. Quindi polimeri ricchi di glicina tendono ad assumere strutture a spirale molto diversi da un'elica. Una seconda modalità di struttura secondaria delle catene polipeptidiche è rappresentata dalla conformazione b. la sequenza di residui aminoacidici lungo la catena polipeptidica è estesa in un sistema alternato con una andamento sigmoidale (a zigzag) anziché in una struttura elicoidale. Le catene polipeptidiche possono essere organizzate per formare una struttura simile ad una serie di pieghe. I gruppi R di amino acidi adiacenti sporgono dalla struttura in direzioni opposte In questa disposizione chiamato foglio b (b sheet), è favorita la formazione di legami idrogeno tra segmenti adiacenti della catena polipeptidica. I singoli segmenti che formano un foglio b sono solitamente vicini lungo la catena polipeptidica, ma possono anche essere molto distanti tra loro nella sequenza lineare del polipeptide. I gruppi R di amino acidi adiacenti sporgono dalla struttura in direzioni opposte Le catene polipeptidiche adiacenti in un foglio b possono essere parallele o antiparallele (aventi l’orientazione ammino-versocarbossile uguale od opposta, rispettivamente). Le strutture sono simili, anche se la ripetizione del periodo è più breve per la conformazione parallela La conformazione beta ideale corrisponde ad una orientazione reciproca degli angoli di legame tra gli amino acidi tale che (phi) = - 199° e (psi) = + 113° per i fogli b paralleli, mentre = - 139° e =+135° per i fogli b antiparalleli Nelle proteine globulari, che hanno una struttura ripiegata compatta, quasi un terzo dei residui amminoacidici sono disposti in una conformazione ad anello, (ripiegamenti o anse) dove la catena polipeptidica inverte la direzione Queste strutture secondarie sono gli elementi di collegamento che uniscono parti successive di alfa eliche o conformazioni beta. Particolarmente comuni sono i ripiegamenti b che collegano le estremità di due segmenti adiacenti di un foglietto b antiparallelo. La struttura consiste in un ripiegamento a 180° che coinvolge una sequenza di quattro residui amminoacidici, con l’ossigeno del carbonile del primo residuo che forma un legame idrogeno con il protone del gruppo amminico del quarto residuo. I legami peptidici dei residui centrali non partecipano ad alcun legame idrogeno I residui di Glicina e Prolina si trovano frequentemente nei ripiegamenti beta, il primo perché è piccolo e flessibile, il secondo perché il legami peptidico che coinvolge l'azoto imminico della prolina può facilmente assumere la configurazione cis che è particolarmente suscettibile di formare ripiegamenti beta. I giri beta si trovano spesso vicino la superficie di un proteina, dove i gruppi peptidici dei residui aminoacidici centrali possono formare legami idrogeno con l’acqua La disposizione tridimensionale complessiva di tutti gli atomi in un proteina è indicata come struttura terziaria della proteina. Considerando che il termine "struttura secondaria" si riferisce alla disposizione spaziale dei residui amminoacidici che sono adiacenti in un segmento di un polipeptide, la “struttura terziaria” comprende le interazioni a lungo raggio della sequenza di aminoacidi. I residui che si trovano distanti nella catena polipeptidica e sono incorporati in tipi diversi di strutture secondarie, possono interagire tra loro all'interno dei volumi tridimensionali formati dal ripiegamento di una proteina. Le interazioni tra segmenti diversi delle catene polipeptidiche catene sono mantenute in una caratteristica struttura terziaria da diversi tipi di interazioni deboli (e a volte da legami covalenti come legami disolfuro) tra i segmenti. Alcune proteine contengono due o più catene polipeptidiche separate, o subunità, che possono essere identiche o diverse. La disposizione di queste subunità in complessi tridimensionali costituisce la struttura quaternaria. Nel considerare tali livelli elevati di struttura, è utile classificare le proteine in due grandi gruppi: proteine fibrose, con catene polipeptidiche disposte in lungo filamenti o in fogli, e proteine globulari, con catene polipeptidiche ripiegate in una forma sferica o globulare. I due gruppi sono strutturalmente distinti: le proteine fibrose consistono principalmente di un singolo tipo di struttura secondaria, e la loro struttura terziaria è relativamente semplice Le proteine globulari spesso contengono diversi tipi di strutture secondarie. I due gruppi differiscono anche funzionalmente: la strutture che forniscono il supporto, la forma, e la protezione esterna sono fatti di proteine fibrose, mentre la maggior parte degli enzimi e proteine regolatrici sono proteine globulari
