preview - MINERVA MEDICA

G. Meisenberg – W.H. Simmons
Principi di
BIOCHIMICA
MEDICA
III EDIZIONE
Edizione italiana a cura di
D. GHIGO
V. BARRESI, A. BERTONI, G. CACCIAPUOTI, D. CAPELLO
M. COLETTA, D. CONDORELLI, N. FILIGHEDDU, A. GRAZIANI
C. GUARNIERI, E. HIRSCH, M. MANZONI, E. MONTI
EDIZIONI MINERVA MEDICA
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Titolo originale:
PRINCIPLES OF MEDICAL BIOCHEMISTRY, THIRD EDITION
Gerhard Meisemberg, PhD e William H. Simmons, PhD
© 2012 by Saunders, an imprint of Elsevier, Inc.
Questa edizione è pubblicata in accordo con Elsevier Inc
AUTORI
Gerhard Meisenberg
Department of Biochemistry
Ross University School of Medicine
Roseau, Commonwealth of Dominica, West Indies
William H. Simmons
Department of Molecular Pharmacology and Therapeutics
Loyola University School of Medicine
Maywood, Illinois
La conoscenza e la pratica in questo settore sono in costante evoluzione. Nuove ricerche ed esperienze ampliano costantemente la nostra comprensione e
può diventare necessario cambiare il metodo di ricerca e il trattamento medico. Professionisti e ricercatori devono sempre fare affidamento sulla propria
esperienza e conoscenza nella valutazione e nell'utilizzo di informazioni, metodi o esperimenti descritti. Nell'utilizzare tali informazioni dovrebbero essere
consapevoli della propria sicurezza e quella degli altri. In relazione a qualsiasi farmaco, i lettori sono invitati a verificare le informazioni più aggiornate
fornite dal fabbricante di ciascun prodotto da somministrare, per verificare la dose raccomandata o la formula, il metodo e la durata di somministrazione e
le controindicazioni. È responsabilità dei professionisti, basandosi sulla propria l'esperienza e la conoscenza dei loro pazienti, fare diagnosi, per determinare
i dosaggi e il migliore trattamento per ogni singolo paziente e adottare tutte le precauzioni di sicurezza appropriate. Nella misura massima consentita dalla
legge, né l'Editore né gli Autori, Collaboratori o Redattori, si assumono alcuna responsabilità per eventuali infortuni e/o danni a persone o cose per l'uso
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Romana 108, 20122 MILANO, e-mail [email protected] e sito web www.clearedi.org
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68, commi 4 e 5, della legge 22 aprile 1941 n. 633.
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Autorizzazione rilasciata da AIDRO, Corso di Porta Romana n. 108, Milano 20122, e-mail segreteria@aidro. org e sito web www. aidro. org
ISBN 978-88-7711-777-9
© 2013 – EDIZIONI MINERVA MEDICA S.p.A. – Corso Bramante 83/85 – 10126 Torino
Sito Internet: www.minervamedica.it / e-mail: [email protected]
I diritti di traduzione, memorizzazione elettronica, riproduzione e adattamento totale o parziale, con qualsiasi mezzo (compresi microfilm e copie
fotostatiche), sono riservati per tutti i Paesi.
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Prefazione
Si dice che tra gli studenti che intraprendono un corso di studi in scienze mediche, la biochimica sia la causa più
comune di disturbo pretraumatico da stress, cioè lo stato d’animo in cui le persone cadono in previsione di uno stress
insopportabile e della frustrazione che ne consegue. Nessun’altra parte del loro curriculum preclinico sembra così
astratta, informe, incomprensibile e piena di dettagli irrilevanti come la biochimica. Questo pregiudizio è comprensibile. La biochimica è meno intuitiva della maggior parte delle altre scienze mediche. Peggio ancora, si tratta di un
campo vasto, la cui frontiera è in continua espansione. Dallo sviluppo embrionale alla carcinogenesi e all’azione dei
farmaci, la biochimica sta diventando il livello definitivo di spiegazione.
Questa terza edizione di Principi di Biochimica Medica è l’ennesimo tentativo di imporre la struttura e il significato
della fiorente, ronzante confusione di questa scienza fuori controllo. Questo testo è stato progettato per gli studenti di
medicina del primo anno, nonché studenti di medicina veterinaria, odontoiatria e farmacia e studenti in programmi
universitari premedici. Pertanto il suo obiettivo va oltre la comunicazione di fatti e concetti biochimici di base. Di
pari importanza è il legame tra i principi di base e le applicazioni mediche. Per raggiungere questo obiettivo, abbiamo
incrementato questa edizione con numerosi esempi clinici che sono incorporati nei capitoli e che illustrano l’importanza della biochimica per la medicina.
Nonostante i progressi della biochimica avanzino a una velocità maggiore della maggior parte delle altre scienze
mediche, non abbiamo fatto corrispondere l’aumentato volume di conoscenze con un aumento delle dimensioni del
libro. La giornata ha solo 24 ore, la corteccia cerebrale ha solo 30 miliardi di neuroni e gli studenti devono imparare
molti altri argomenti oltre alla biochimica. Piuttosto, abbiamo cercato di essere più selettivi e concisi. Il libro è completo, nel senso che copre molti aspetti della biochimica che rivestono importanti applicazioni mediche. Tuttavia, esso è
destinato a un uso giornaliero da parte degli studenti. Non è un testo di riferimento per studenti, professori, o medici.
Non contiene “tutto quanto un medico ha necessità di conoscere” riguardo alla biochimica. Questo è impossibile da
raggiungere perché una scienza in rapida espansione necessita continuamente di un nuovo apprendimento e di disimparare nozioni ricevute in precedenza.
Questo libro è evidentemente un compromesso tra le due esigenze contrastanti di completezza e brevità. Questo
compromesso è stato possibile perché la biochimica medica non è una casuale sezione trasversale della biochimica generale che viene insegnata in corsi di laurea e dottorati di ricerca. La biochimica per le professioni mediche è chimica
“fisiologica”: la chimica necessaria per comprendere la struttura e le funzioni del corpo e il loro malfunzionamento
nella malattia. Pertanto, abbiamo prestato poca attenzione a temi di interesse teorico astratto, come le strutture tridimensionali delle proteine ​e i meccanismi di reazione enzimatica, ma abbiamo fornito un trattamento approfondito di
argomenti importanti dal punto di vista medico, come il metabolismo delle lipoproteine, la mutagenesi e le malattie
genetiche, le basi molecolari del cancro, i disturbi alimentari e la regolazione ormonale delle vie metaboliche.
RISORSE PER I DOCENTI
Una raccolta di immagini e un gruppo di test sono a vostra disposizione per l’insegnamento attraverso il sito
Evolve. Contattate il rappresentante locale delle vendite per ulteriori informazioni, o andate direttamente al sito web
Evolve per richiedere l’accesso: http://evolve.elsevier.com.
Gerhard Meisenberg, PhD
William H. Simmons, PhD
III
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Prefazione
all’edizione italiana
Ho accettato con piacere di coordinare il lavoro di traduzione della terza edizione di Principi di Biochimica Medica.
Oggi il numero di testi di biochimica in commercio è molto ampio e grande spazio è stato dato negli ultimi anni a
opere più specificamente dedicate all’insegnamento della biochimica per studenti di medicina e di altre lauree in ambito sanitario. In questa sempre più vasta gamma di volumi a disposizione, la scelta di un testo da parte di un docente
universitario non è facile, anche alla luce del continuo, rapido mutare delle conoscenze in biochimica medica, che
rischia di rendere obsoleto un testo già al momento in cui viene tradotto e messo in commercio.
Ciò che mi ha favorevolmente colpito in questo libro è il duplice sforzo compiuto dagli Autori per facilitare la
comprensione di una materia non facilmente assimilabile ma estremamente importante come la biochimica. Da un
lato fornire informazioni di base, ma con un adeguato corredo di notizie necessarie alla comprensione dei casi clinici
più comuni, trascurando di citare (o limitando la trattazione all’essenziale) patologie ereditarie di rara osservazione
anche per un futuro specialista. Nei casi dove ciò è stato fatto, è servito soprattutto per porre meglio in evidenza le
conseguenze della mancanza di un determinato enzima ed esaltare l’importanza della via metabolica coinvolta nel
difetto. Al contempo gli Autori hanno evitato di offrire un sovraccarico di concetti (come strutture tridimensionali
di proteine, meccanismi catalitici, pesi molecolari, meccanismi di regolazione troppo complessi, ecc.) che in medicina
hanno scarsa utilità e che rischiano solo di creare confusione e aggravare la “sindrome pretraumatica da stress”. Ciò
sarebbe un peccato, perché la mia personale esperienza suggerisce che lo studente, se messo in grado di comprendere
il significato della biochimica in medicina sotto il profilo fisiopatologico e farmacologico, è il primo a indicarla come
materia fondamentale nella fase di apprendimento preclinico della medicina.
È mia personale opinione che un testo di riferimento valido per tutta la biochimica da insegnare in medicina non
esista, e che ogni docente debba mettere a disposizione degli studenti le conoscenze che egli ottiene da un costante
aggiornamento sulle riviste specializzate oltre che dalla sua personale esperienza di ricercatore. Pertanto un testo di
biochimica medica deve essere agile, fornendo le opportune conoscenze di base senza pretendere di essere esauriente,
una caratteristica che, per la vastità dell’argomento trattato, oggigiorno può essere fornita solo da review o articoli dedicati a specifici aspetti delle conoscenze in materia, a cui un libro di biochimica per studenti universitari non può pretendere di sostituirsi. Nel raggiungere questo obiettivo penso che gli Autori abbiano conseguito un notevole successo.
Un sentito ringraziamento a tutti i colleghi che hanno partecipato a questa impresa e che hanno reso possibile,
con la loro opera di traduzione e revisione, la pubblicazione in tempi relativamente brevi di questo libro in italiano.
Dario Ghigo
V
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edizione italiana
a cura di
Vincenza Barresi
Dipartimento di Scienze Bio-Mediche, Sezione di Biochimica, Università degli Studi, Catania
Alessandra Bertoni
Dipartimento di Medicina Clinica e Sperimentale, Università del Piemonte Orientale Amedeo, Novara
Giovanna Cacciapuoti
Dipartimento di Biochimica, Biofisica e Patologia Generale, Seconda Università, Napoli
Daniela Capello
Dipartimento di Medicina Clinica e Sperimentale, Università del Piemonte Orientale Amedeo, Novara
Massimiliano Coletta
Dipartimetno di Scienze Biochimiche e Medicina Sperimentale, Università degli Studi “Tor Vergata”, Roma
Daniele Condorelli
Dipartimento di Scienze Bio-Mediche, Sezione di Biochimica, Università degli Studi, Catania
Nicoletta Filigheddu
Dipartimento di Medicina Clinica e Sperimentale, Università del Piemonte Orientale Amedeo, Novara
Dario Ghigo
Dipartimento di Oncologia, Università degli Studi, Torino
Andrea Graziani
Dipartimento di Medicina Clinica e Sperimentale, Università del Piemonte Orientale Amedeo, Novara
Carlo Guarnieri
Dipartimento Scienze Biomediche e Neuromotorie, Università degli Studi, Bologna
Emilio Hirsch
Dipartimento di Genetica, Biologia e Biochimica, Università degli Studi, Torino
Marta Manzoni
Dipartimento di Medicina Molecolare e Traslazionale (DMMT), Università degli Studi, Brescia
Eugenio Monti
Dipartimento di Medicina Molecolare e Traslazionale (DMMT), Università degli Studi, Brescia
VII
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indice
PREFAZIONE ............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ III
PREFAZIONE ALL'EDIZIONE ITALIANA .......................................................................................................................................................................................................................................................................................... V
EDIZIONE ITALIANA A CURA DI .......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... VII
PARTE PRIMA
PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE DELLE MOLECOLE
  1INTRODUZIONE ALLE BIOMOLECOLE ...............................................................................................................................................................................................................................................
  2INTRODUZIONE ALLA STRUTTURA DELLE PROTEINE .....................................................................................................................................................
  3TRASPORTATORI DI OSSIGENO: EMOGLOBINA E MIOGLOBINA ................................................................................................
  4REAZIONI ENZIMATICHE .........................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
  5COENZIMI .............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
2
16
31
39
55
PARTE SECONDA
PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE DELLE MOLECOLE
  6DNA, RNA E SINTESI PROTEICA .................................................................................................................................................................................................................................................................................... 64
  7 GENOMA UMANO ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................. 93
  8SMISTAMENTO DELLE PROTEINE ............................................................................................................................................................................................................................................................................118
  9INTRODUZIONE ALLE MALATTIE GENETICHE ..................................................................................................................................................................................................128
10 VIRUS .......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................145
11TECNOLOGIA DEL DNA ...............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................158
PARTE TERZA
STRUTTURA CELLULARE E TISSUTALE
12 MEMBRANE BIOLOGICHE ......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................182
13CITOSCHELETRO .....................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................198
14 MATRICE EXTRACELLULARE ....................................................................................................................................................................................................................................................................................................212
IX
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X

PARTE QUARTA
FISIOLOGIA MOLECOLARE
15 PROTEINE PLASMATICHE ......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................232
16 MESSAGGERI EXTRACELLULARI ................................................................................................................................................................................................................................................................................261
17 MESSAGGERI INTRACELLULARI ...................................................................................................................................................................................................................................................................................286
18CONTROLLO DELLA CRESCITA CELLULARE E CANCRO ..........................................................................................................................................307
PARTE QUARTA
FISIOLOGIA MOLECOLARE
19ENZIMI DIGESTIVI .................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................334
20INTRODUZIONE ALLE VIE METABOLICHE .............................................................................................................................................................................................................................342
21 GLICOLISI, CICLO DEGLI ACIDI TRICARBOSSILICI E FOSFORILAZIONE
OSSIDATIVA ...................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................347
22 METABOLISMO DEI CARBOIDRATI .....................................................................................................................................................................................................................................................................374
23 METABOLISMO DEGLI ACIDI GRASSI E DEI TRIGLICERIDI ......................................................................................................................................395
24 METABOLISMO DEI LIPIDI DI MEMBRANA ............................................................................................................................................................................................................................412
25TRASPORTO DEI LIPIDI ....................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................424
26 METABOLISMO DEGLI AMINOACIDI ..............................................................................................................................................................................................................................................................441
27 METABOLISMO DELL’EME ......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................463
28 METABOLISMO DELLE PURINE E DELLE PIRIMIDINE ..................................................................................................................................................................471
29 VITAMINE E MINERALI .........................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................481
30INTEGRAZIONE DEL METABOLISMO ........................................................................................................................................................................................................................................................504
RISPOSTE ESATTE ...................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................535
INDICE ANALITICO ............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................537
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Parte PRIMA
PRINCIPI DI STRUTTURA
E FUNZIONE
DELLE MOLECOLE
Capitolo 1
INTRODUZIONE ALLE BIOMOLECOLE
Capitolo 2
INTRODUZIONE ALLA STRUTTURA DELLE PROTEINE
Capitolo 3
TRASPORTATORI DI OSSIGENO: EMOGLOBINA E MIOGLOBINA
Capitolo 4
REAZIONI ENZIMATICHE
Capitolo 5
COENZIMI
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Capitolo 1
Introduzione
alle biomolecole
La biochimica si interessa alla dimensione molecolare dell’attività corporea e la prima domanda da porsi è
quella sulla composizione molecolare di un corpo umano
normale. La tabella 1.1 elenca la composizione approssimativa di un tipico organismo adulto del peso di kg 75.
Oltre all’acqua, i componenti più abbondanti sono le
proteine e i trigliceridi. I trigliceridi sono la principale
forma di immagazzinamento dell’energia metabolica e si
trovano prevalentemente nel tessuto adiposo. Le proteine
hanno una rilevanza più generale. Esse sono gli elementi prevalenti della struttura cellulare e sono responsabili
della catalisi enzimatica e di quasi tutte le funzioni cellulari. I carboidrati, sotto la forma di glucosio e del polisaccaride glicogeno per l’immagazzinamento, sono i substrati per il metabolismo energetico, ma si trovano anche
legati covalentemente alle glicoproteine e ai glicolipidi.
I sali inorganici solubili sono presenti in tutti i liquidi
intracellulari ed extracellulari, mentre i sali inorganici
insolubili, costituiti in prevalenza da fosfato di calcio,
forniscono forza e rigidità alle ossa umane.
Questo capitolo introduce ai principi di struttura molecolare, alle varie tipologie di interazioni non covalenti fra biomolecole e alle caratteristiche strutturali delle
principali classi di biomolecole.
L’acqua è il solvente della vita
Charles Darwin ipotizzò che la vita si è formata in
un piccolo stagno caldo. In effetti, forse era un grande
oceano caldo, tuttavia una cosa è certa: noi siamo delle creature terribilmente acquatiche. Circa due terzi del
corpo umano è composto da acqua (vedi Tab. 1.1). La
struttura dell’acqua è estremamente semplice, formata da
due atomi di idrogeno legati a un atomo di ossigeno con
un angolo di 105 gradi:
H
O
105°
H
L’acqua è una molecola asimmetrica con gli elettroni
degli atomi di idrogeno spostati verso l’atomo di ossigeno. Quindi, l’atomo di ossigeno presenta un’alta densità
elettronica, mentre i due atomi di idrogeno mostrano
una marcata povertà elettronica. L’atomo di ossigeno ha
una parziale carica negativa (δ-) e gli atomi di idrogeno
posseggono una parziale carica positiva (δ+). Pertanto, la
molecola di acqua forma un dipolo elettrico:
δ–
O
δ+
H
Polo negativo
δ+
H
Polo positivo
Le cariche opposte si attraggono. Quindi, gli atomidi idrogeno di una molecola d’acqua sono attratti dagli
atomi di ossigeno di altre molecole di acqua, formando
legami idrogeno:
O
H
H
H
O
H
H
H
O
H
O
O
H
H
H
Questi legami idrogeno sono deboli. L’energia necessaria per rompere un legame idrogeno nell’acqua è di 29
kJ (7 kcal) per mole*, mentre la rottura di un legame covalente ossigeno-idrogeno sempre in acqua richiede una
energia di 450 kJ (110 kcal) per mole. Per la rottura di legami idrogeno è sufficiente il riscaldamento dell’acqua a
100 °C. I legami idrogeno determinano le proprietà fisiche
dell’acqua, compreso il punto di ebollizione.
Nel corpo umano l’acqua contiene sempre cationi
inorganici (ioni carichi positivamente), come il sodio e
il potassio, e anioni inorganici (ioni carichi negativamente), come il cloruro e il fosfato. La tabella 1.2 elenca
le composizioni ioniche tipiche del liquido intracellulare
(citoplasmatico) ed extracellulare (interstiziale). È interessante rilevare che il liquido extracellulare presenta una
composizione ionica simile a quella dell’acqua di mare.
Noi ci portiamo internamente un piccolo stagno caldo
per fornire alle nostre cellule il loro ambiente ancestrale.
Naturalmente, i cationi sono attratti dall’atomo di
ossigeno della molecola d’acqua, mentre gli anioni sono
* 1 kcal = 4,18 kJ
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Introduzione alle biomolecole
attratti dagli atomi di idrogeno. Le interazioni ionedipolo così formate sono le forze che uniscono i componenti dei sali solubili in soluzione, come il cloruro di
sodio (il comune sale da tavola):
H H
H
O
H
Na+
H
Le molecole d’acqua dissociano reversibilmente in
ioni idronio e ioni ossidrili
H
(1) O
O
O
H
H
H
O
O
H
H
H
Cl–
O
H
H
H
H
O
O
H
Tabella 1.1 Composizione approssimativa di un adulto di 75 kg.
Sostanza
Quantità (%)
Acqua
Sali inorganici solubili
Sali inorganici insolubili*
Proteine
Trigliceridi (grasso)†
Lipidi di membrana
Carboidrati
Acidi nucleici
60
0,7
5,5
16
13
2,5
1,5
0,2
*nelle ossa
†nel tessuto adiposo
Tabella 1.2 Tipica composizione ionica dei liquidi extracellulari
(interstiziali) e intracellulari (citoplasmatici).
Concentrazione (mmoli/l)
Ione
Liquido
extracellulare
Liquido
intracellulare
Na +
K+
Ca2+
Mg2+
ClHPO2-/H2PO4 HCO3Acidi organici, esteri
del fosfato
pH
137
4,7
2,4
1,4
113
2
28†
1,8
10
141
10 -4 *
31
4
11
10 †
100
7,4
6,5-7,5
*Concentrazione citoplasmatica. La concentrazione nei mitocondri e
nel reticolo endoplasmatico è molto più alta.
†La più bassa concentrazione di HCO – nel liquido intracellulare è
3
dovuta al fatto che il pH intracellulare è più basso, influenzando
l’equilibrio:
HCO3– + H + Ý H2CO3 Ý CO2 + H2O
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H2O + H2OGH3O+ + OH–
Ione
Ione
Hydronium
Hydroxyl
idronio
ossidrile
ion
ion
In acqua pura, solo una molecola su 280 milioni è
nella forma H3O+ od OH-:
H
H
I fosfati di calcio nelle ossa umane non sono solubili a
causa delle interazioni elettrostatiche (“legami salini”)
fra gli anioni e i cationi che sono più forti nella struttura
cristallina che nelle interazioni ione-dipolo con l’acqua.
L’acqua contiene ioni idronio
e ioni ossidrili
H
O
3
(2) [H3O+] = [OH–] = 10–7 mol/l
Le parentesi quadre indicano le concentrazioni molari (moli/l o M). Una mole di sostanza corrisponde al suo
peso molecolare in grammi. L’acqua ha un peso molecolare
di 18; quindi, 18 g di acqua sono 1 mole. La concentrazione di ioni idronio [H3O+] è usualmente denominata
come concentrazione di protoni o come concentrazione di ioni idrogeno [H+], senza tenere conto del fatto
che il protone si lega, in realtà, al doppietto elettronico
di una molecola d'acqua.
Nelle soluzioni acquose, il prodotto della concentrazione di protoni (ioni idronio) con la concentrazione di
ioni ossidrili è una costante
(3) [H+] × [OH–] = 10–14 mol2/l2
La concentrazione di protoni [H+], altrimenti misurata in moli per litro, è più comunemente espressa come
valore di pH, che è definito come il logaritmo negativo
della concentrazione di ioni idrogeno:
(4) pH = –log[H+]
Mediante le equazioni (3) e (4) le concentrazioni di
H+ e OH- possono essere calcolate a ogni valore di pH
(vedi Tab. 1.3).
Il valore di pH di una soluzione acquosa dipende dalla
presenza di acidi e di basi. Secondo la definizione di
Brønsted, in una soluzione acquosa un acido è una sostanza che rilascia protoni, mentre una base è una sostanza che
lega protoni. Il tipico gruppo acido è il gruppo carbossilico, che è il gruppo caratteristico degli acidi organici.
Tabella 1.3 Relazione fra pH, [H +] e [OH – ].
pH
4
5
6
7
8
9
10
[H +]*
[OH - ]*
10 –4
10 –10
10 –9
10 –8
10 –7
10 –6
10 –5
10 –4
10 –5
10 –6
10 –7
10 –8
10 –9
10 –10
*[H +] e [OH – ] sono misurati in moli/l (M)
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PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE
O
R
O
GR
C
+ H+
C
O–
OH
Acido carbossilico
Carboxylic
acid
(forma protonata)
(protonated form)
Anione carbossilato
Carboxylate
anion
(forma deprotonata)
(deprotonated form)
La reazione di protonazione e deprotonazione è reversibile; quindi, l’anione carbossilato corrisponde alla definizione di base di Brønsted. È perciò denominato come
base coniugata dell’acido.
I gruppi aminici sono i principali gruppi basici nelle
biomolecole. In questo caso, l’amina è la base, mentre il
sale d’ammonio è l’acido coniugato:
H
H
R
GR
+ H+
N
H
N+
H
H
Amina
(formaAmine
deprotonata)
(deprotonated form)
Sale d’ammonio
Ammonium
salt
(forma protonata)
(protonated form)
I gruppi carbossilici, gli esteri del fosfato e i fosfodiesteri sono i più importanti gruppi acidi nelle biomolecole. A pH 7 essi sono prevalentemente deprotonati e
quindi carichi negativamente. I gruppi aminici alifatici
(non aromatici), incluse le amine primarie, secondarie e
terziarie, sono i gruppi basici più importanti. A pH 7 essi
sono prevalentemente protonati e quindi carichi positivamente.
I gruppi ionizzabili sono caratterizzati
dai loro valori di pK
L’equilibrio di una reazione di protonazione-deprotonazione è definita da una costante di dissociazione
(dissociation constant, KD). Per la reazione
R
COOHGR
–
+
(5) KD = [R—COO ] × [H ]
[R—COOH]
Questa relazione può essere riscritta come
(6) [H+] = KD × [R—COOH]
[R—COO–]
Le concentrazioni molari in questa equazione sono
le concentrazioni osservate all’equilibrio. Poiché la concentrazione di ioni idrogeno [H+] è meglio espressa come
valore di pH, l’equazione (6) può essere trasformata in
un logaritmo negativo:
[R—COOH]
[R—COO–]
= pK + log
[R—COO–]
[R—COOH]
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ESEMPIO CLINICO 1.1: Acidosi
Il sangue e i liquidi extracellulari devono fornire un ambiente
costante per le nostre cellule. I livelli fisiologici di ioni inorganici devono essere mantenuti costanti, così come costante
deve essere mantenuto il valore del pH extracellulare intorno a pH 7,3-7,4. Deviazioni da questi valori normali anche
di 0,5 unità possono essere fatali. Un pH del sangue e dei
liquidi extracellulari abnormemente alto è definito come alcalosi, mentre un pH del sangue e dei liquidi extracellulari
abnormemente basso è definito come acidosi. Molti processi patologici possono condurre ad alcalosi o ad acidosi.
L’acidosi può essere causata da una deviazione metabolica
che comporta un’eccessiva formazione di prodotti acidi da
substrati non acidi. Ad esempio:
Glucosio → Acido lattico
Trigliceridi (grasso) → Acido β-idrossibutirrico
Alcune sostanze tossiche sono convertite in acidi nel corpo
umano, determinando l’insorgenza di acidosi. Ad esempio:
Metanolo → Acido formico
COO– + H+
la costante di dissociazione KD è definita come
(7) pH = pK – log
Questa equazione è denominata equazione di Henderson-Hasselbach e il valore del pK è definito come il
logaritmo negativo della costante di dissociazione. Il valore
del pK è una proprietà di un gruppo ionizzabile. Se una
molecola ha più di un gruppo ionizzabile, allora è caratterizzata da più di un valore di pK.
Nell’equazione di Henderson-Hasselbach, il pK è una
costante, mentre il rapporto [R–COOH]/R–COO-] varia con il pH. Quando il valore di pH è uguale a quello
del pK, allora log ([R–COOH]/[R–COO-]) deve essere uguale a zero (quindi [R–COOH]/[R–COO-] deve
essere uguale a uno). Il valore del pK indica il valore di
pH al quale il 50% del gruppo ionizzabile è protonato. A
valori di pH inferiori al valore del pK (ossia ad alta [H+] o
ad alta acidità) i gruppi ionizzabili sono prevalentemente
protonati. A valori di pH superiori al valore del pK (ossia
a bassa [H+] o ad alta alcalinità) i gruppi ionizzabili sono
prevalentemente deprotonati (vedi Tab. 1.4).
I legami sono formati da reazioni
fra gruppi funzionali
La maggior parte delle biomolecole contiene soltanto da tre a sei differenti elementi fra i 92 presenti nella
tabella periodica. Di questi, il carbonio (C), l’idrogeno
(H) e l’ossigeno (O) sono sempre presenti. L’azoto (N) è
presente in molte biomolecole, lo zolfo (S) e il fosforo (P)
sono presenti in alcune biomolecole. Questi elementi formano un numero limitato di gruppi funzionali, che determinano le proprietà fisiche e la reattività chimica delle
biomolecole (vedi Tab. 1.5). Molti di questi gruppi funzionali possono formare dei legami mediante reazioni di
condensazione, nelle quali due gruppi si uniscono con
eliminazione di una molecola di acqua (vedi Tab. 1.6).
Questo tipo di reazione può legare piccole molecole, formando strutture più ampie (macromolecole). La formazione di un legame è un processo endergonico (che richie-
04/09/13 11:46
5
Introduzione alle biomolecole
Tabella 1.4 Stato di protonazione di un gruppo carbossilico e di un gruppo aminico a differenti valori di pH.
Gruppo carbossilico
pH
Percentuale di gruppo
protonato (R–COOH)
0,1
1
10
50
90
99
99,9
pK + 3
pK + 2
pK + 1
pK
pK – 1
pK – 2
pK – 3
Percentuale di gruppo
deprotonato (R–COO –)
99,9
99
90
50
10
1
0,1
1. Gruppi idrocarburici
Metile
CH2
CH3
Etile
CH2
Metilene
CH
Metino
2. Gruppi contenenti ossigeno
R
OH
Idrossile (alcolico)
OH
Idrossile (fenolico)
C
O
Chetone
H
Aldeide
C
}
nelle biomolecole sono comuni
forme isomeriche
Carbonile
O
O
Carbossile
C
OH
3. Gruppi contenenti azoto
NH2
NH
N
N+
Percentuale di gruppo
deprotonato (R–NH2)
99,9
99
90
50
10
1
0,1
Alcuni legami immagazzinano più energia di altri. La
maggior parte dei legami esteri, eteri, acetali e amidici
richiedono per la loro formazione un’energia oscillante
fra 4 kJ/mole e 20 kJ/mole (fra 1 kcal/mole e 5 kcal/mole)
e la stessa quantità di energia è rilasciata durante la loro
idrolisi. I legami anidride e tioestere hanno però contenuti di energia maggiori di 20 kJ/mole e sono classificati
piuttosto arbitrariamente come legami ricchi di energia.
Tabella 1.5 Gruppi funzionali nelle biomolecole.
CH3
Gruppo aminico
Percentuale di gruppo
protonato (R–NH3+)
0,1
1
10
50
90
99
99,9
Amina primaria
Amina secondaria
Le proprietà biologiche delle molecole non sono determinate dalla loro composizione, ma dalla loro geometria
spaziale. Gli isomeri sono molecole differenti, caratterizzate da un’identica composizione chimica, ma diversa
geometria spaziale. Vi sono tre differenti tipi di isomeri:
1. isomeri di posizione che differiscono per la posizione nella molecola di gruppi funzionali, come i seguenti
esempi:
COO–
HC
O
O
P
COO–
O–
HC
OH
Amina terziaria
Sale quaternario di ammonio
O
OH
H2C
O–
H2C
O
Gruppo sulfidrile
de energia). Quindi, la sintesi di macromolecole a partire
da molecole più piccole richiede energia metabolica.
La rottura di questi legami a seguito dell’aggiunta di
acqua si chiama idrolisi. È un processo esoergonico (che
rilascia energia) che avviene spontaneamente, venendo
catalizzato da acidi, basi o enzimi. Ad esempio, gli enzimi digestivi, che catalizzano la rottura idrolitica di legami (vedi Cap. 19), funzionano perfettamente all’interno
del tratto gastrointestinale dove non sono disponibili né
l’adenosina trifosfato (adenosine triphosphate, ATP) né altre sorgenti di energia utilizzabili.
progetto GHIGO rev4 (originale).indd 5
O–
O–
4. Gruppi contenenti zolfo
SH
P
2-Phosphoglycerate
2-fosfoglicerato
3-Phosphoglycerate
3-fosfoglicerato
H2C
CHO
HC
OH
C
H2C
OH
H2C
Gliceraldeide
Glyceraldehyde
OH
O
OH
Diidrossiacetone
Dihydroxyacetone
2. isomeri geometrici differiscono per la disposizione
spaziale di sostituenti in porzioni rigide della molecola.
04/09/13 11:46
6
PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE
Tabella 1.6 Legami importanti nelle biomolecole.
Legame
Struttura
Etere
R1
O
Originato da
R2
R1
O
OH + HO
Si osserva in
Metileteri, alcuni lipidi di membrana
R2
O
Estere carbossilico
Trigliceridi e altri lipidi
R1
C
R2
O
Acetale)
O
R2
R3
O
C
R1
R
C
C
R2
O
R1
C
H
O
OH + HO
R2
OH + HO
R3
O–
O
O–
P
R
C
R
O
P
O
O–
O–
O– R
P
O
O
O
O
P
O–
R
O
P
O
O
P
O–
R
OH + HO
O
O–
O
R2
R1
OH + HO
P
R
NH2
C
C
H
OH + H
Asparagina, glutamina
N
H
O
R1
R2 Acidi nucleici, fosfolipidi
O
O
Ammide sostituita
OH + HO
O
Ammide
C
Molti intermedi metabolici,
fosfoproteine
O–
P
O
R
Nucleotidi, di cui il più importante
è ATP
O
O–
R1
O–
O–
O
Fosfodiestere
P
OH + HO
O–
Estere del fosfato
Alcuni intermedi metabolici
O–
P
OH + HO
O
O–
Fosfoanidride*
Disaccaridi, oligosaccaridi e
polisaccaridi (legami glicosidici)
H
O–
O
Anidride mista*
R1
O
N
R1
R2
C
OH + H
H
N
R2
Polipeptidi (legame peptidico)
H
O
O
Acetil-CoA, altri acidi “attivati”
Tioestere*
Tioetere
R1
C
S
R1
S
R2
R2
R1
C
R1
SH + HO
OH + HS
R2
R2
Metionina
ATP, adenosina trifosfato; CoA, coenzima A
*Legami “ricchi di energia”
Un classico esempio sono gli isomeri cis-trans dei doppi
legami carbonio-carbonio:
H
H
C
C
R1
R2
H
C
R2
Doppio
legamebond
cis
cis
double
R1
C
H
Doppio
legame bond
trans
trans
double
Le due forme non sono interconvertibili perché non
vi è rotazione intorno al doppio legame. Tutti i sostituenti (H, R1 e R 2) sono bloccati sullo stesso piano. L’iso-
progetto GHIGO rev4 (originale).indd 6
meria geometrica si osserva anche in composti ciclici,
con i sostituenti che sporgono da una delle due superfici
dell’anello. Gli isomeri geometrici sono anche chiamati
diastereomeri.
3. gli isomeri ottici differiscono per l’orientamento dei
sostituenti intorno a un carbonio asimmetrico, che è
un atomo di carbonio con quattro sostituenti diversi. Se
la molecola ha un solo carbonio asimmetrico, gli isomeri sono immagini speculari. Queste molecole speculari
sono chiamate enantiomeri. La relazione che li lega è
simile a quella fra la mano destra e la mano sinistra; per
questo, l’isomeria ottica è anche chiamata chiralità (dal
greco χειρ, che significa “mano”).
04/09/13 11:46
Introduzione alle biomolecole
A differenza degli isomeri geometrici e di posizione,
che differiscono per punto di congelamento, punto di
ebollizione, solubilità e per struttura cristallina, gli enantiomeri hanno identiche proprietà chimiche e fisiche. Possono essere distinti soltanto grazie al modo in cui deviano
il piano della luce polarizzata. Tuttavia, mostrano anche
delle differenti proprietà biologiche.
Se una molecola presenta più di un atomo di carbonio
asimmetrico i due isomeri riguardo a un singolo carbonio
asimmetrico non sono immagini speculari l’uno dell’altro
(enantiomeri), ma sono isomeri geometrici (diastereomeri) con proprietà fisiche e chimiche differenti.
Nella proiezione di Fischer i sostituenti al di sopra e
al di sotto del carbonio asimmetrico vengono posti dietro al piano del foglio, mentre quelli a sinistra e a destra
vengono rappresentati al di sopra del piano del foglio.
Il carbonio asimmetrico è posto al centro di un tetraedro, i cui angoli sono formati dai quattro sostituenti. Ad
esempio:
Plane of
non covalenti sono sempre reversibili. Possiamo distinguere cinque tipi di interazioni non covalenti:
1. interazioni dipolo-dipolo avvengono generalmente
sotto forma di legami idrogeno. Un atomo di idrogeno è
legato covalentemente a un atomo elettronegativo, come
l’ossigeno o l’azoto. Questo atomo di idrogeno attrae a sua
volta un altro atomo elettronegativo, che può appartenere
sia alla medesima molecola che a un’altra. L’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad attrarre elettroni. Per
quanto riguarda gli atomi più comuni nelle biomolecole,
una graduatoria di elettronegatività è la seguente:
O.N.S$C$H
Esempi possono essere:
H
H
H
C
C
H
H
symmetry
Piano
CHO
CHO
C
H
H
O
H
O
H
Hydrogen
between
Legame bond
idrogeno
fra etanoloand
e acqua
ethanol
water
di simmetria
HO
7
C
H
O
C
OH
N
H
CH2OH
CH2OH
O
L-Gliceraldeide
L-Glyceraldehyde
D-Gliceraldeide
D-Glyceraldehyde
C
COO–
+
H3N
C
H
COO–
H
H
C
N
Legame idrogeno
Hydrogen
bond between
fra due legami peptidici
two peptide bonds
NH3+
2. interazioni elettrostatiche o ponti salini sono formati fra gruppi con carica opposta:
H
CH3
CH3
O
R1
L-alanina
L-Alanine
D-alanina
D-Alanine
Le proprietà delle biomolecole
sono determinate dalle loro
interazioni non covalenti
Le biomolecole funzionano attraverso interazioni
con altre molecole. Poiché sono incapaci di parlare, esse
comunicano con le altre molecole attraverso il contatto
fisico. Le superfici di molecole che interagiscono devono
essere complementari, formando interazioni non covalenti fra di loro. Queste interazioni sono deboli, si interrompono e si riformano continuamente; quindi, legami
progetto GHIGO rev4 (originale).indd 7
C
H
O–
+N
R2
H
3. interazioni ione-dipolo sono formate fra un gruppo
carico elettricamente e un legame polarizzato, come nel
caso di un anione carbossilato e una carbossiamide:
O
O
R1
C
C
O–
H
R2
N
H
04/09/13 11:46
8
PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE
4. interazioni idrofobiche si formano fra molecole non
polari o porzioni non polari di molecole. Non vi è molta
forza di attrazione fra questi gruppi. Tuttavia, l’interfaccia fra una struttura non polare e l’acqua è termodinamicamente sfavorevole poiché limita la capacità delle
molecole d’acqua di formare legami idrogeno con le molecole vicine. Quindi, le molecole d’acqua sono costrette
a riorientarsi al fine di ottimizzare i loro legami idrogeno
con le molecole d’acqua più vicine, organizzandosi strutturalmente in modo più ordinato ed energeticamente
meno favorevole. Pertanto, raggruppandosi insieme, i
gruppi non polari minimizzano la loro area di contatto con
le molecole d’acqua;
5. le forze di van der Waals entrano in gioco quando
due molecole si avvicinano reciprocamente (vedi Fig. 1.1).
A distanze moderate prevale una forza attrattiva debole,
causata dai dipoli indotti nelle molecole; quando invece
le molecole si avvicinano sempre più, la forza attrattiva
viene superata dalla repulsione elettrostatica fra le sfere
elettroniche dei gruppi che si avvicinano. In mezzo vi è
una distanza di contatto ottimale, alla quale le due forze
attrattiva e repulsiva si equivalgono. Molecole con superfici complementari tendono a legarsi fra di loro grazie alle
forze di van der Waals.
Le interazioni non covalenti determinano le proprietà
biologiche delle biomolecole, quali:
●● la solubilità in acqua dipende dai legami idrogeno e
dalle interazioni ione-dipolo che le molecole formano
con l’acqua. Le molecole cariche elettricamente e quelle
che possono formare molti legami idrogeno sono solubili,
mentre quelle che hanno soprattutto legami non polari,
quali quelli fra C e H, sono insolubili. Se una molecola
può trovarsi sia in uno stato carico elettricamente che in
uno stato neutro, la forma carica è più solubile;
●● le strutture supramolecolari delle macromolecole, comprese le proteine (vedi Cap. 2) e gli acidi nucleici (vedi
Cap. 6), sono formate da interazioni non covalenti fra
porzioni della stessa molecola. Poiché le interazioni non
covalenti sono deboli, sono necessarie molte interazioni
per mantenere una proteina o un acido nucleico in una
determinata struttura;
●● le interazioni di legame fra molecole sono l’essenza della vita. Le proteine strutturali si legano reciprocamente, i
substrati metabolici legano gli enzimi, i regolatori dei geni
legano l’acido deossiribonucleico (deoxyribonucleic acid,
DNA), gli ormoni legano i recettori mentre le sostanze
estranee legano gli anticorpi.
Dopo questa panoramica sui gruppi funzionali, legami e interazioni non covalenti, possiamo affrontare
le strutture delle classi principali di biomolecole, quali i
trigliceridi, i carboidrati, le proteine e gli acidi nucleici.
Maggiori dettagli su queste strutture saranno poi forniti
in capitoli successivi.
I trigliceridi sono formati
da acidi grassi e glicerolo
I triacilgliceroli, meglio conosciuti come trigliceridi nella letteratura medica, sono formati da glicerolo e
acidi grassi. Il glicerolo è un alcol trivalente:
HO
Gli acidi grassi sono formati da lunghe catene idrocarburiche con un gruppo carbossilico a una estremità.
La tipica lunghezza di una catena consiste in 16-20 atomi di carbonio.
Ad esempio:
Repulsione
HH
C
H
C
H
HH
C
C
HH
HH
C
C
C
HH
HH
C
HH
HH
C
C
HH
HH
C
C
HH
H
C
C
HH
O
C
OH
C
HH
H
Acido palmitico
Palmitic
acid
0,3
L’acido palmitico può essere anche scritto in questo
modo:
0,2
H3C
0,1
Distanza
Attrazione
OH
Glicerolo
Glycerol
Forza
0,4
CH
H2C
H
0,5
OH
H2C
0,1
(CH2)14
COOH
oppure
or
COOH
0,2
Figura 1.1 Forze di van der Waals attrattive e repulsive. Alla distanza di contatto di van der Waals (freccia) le forze di segno
opposto si annullano.
progetto GHIGO rev4 (originale).indd 8
Gli acidi grassi che hanno soltanto legami singoli fra
i carboni sono chiamati acidi grassi saturi. Quelli con
almeno un doppio legame fra gli atomi di carbonio sono
chiamati acidi grassi insaturi. Ad esempio:
04/09/13 11:46
Introduzione alle biomolecole
H3C
(CH2)5
CH
(CH2)7
CH
Il monosaccaride più importante è l’aldoesoso D-glu­
cosio:
COOH
Acido palmitoleico
Palmitoleic
acid
CHO
Gli acidi grassi hanno valori di pK fra 4,7 e 5,0; quindi, a pH 7,0 essi sono prevalentemente nella forma deprotonata (R-COO-).
Nei trigliceridi tutti e tre i gruppi ossidrilici del glicerolo sono esterificati con un acido grasso, come mostrato nella figura 1.2. La lunghe catene idrocarburiche
degli acidi grassi fanno sì che i trigliceridi sono insolubili
in acqua. Nell’organismo, i trigliceridi minimizzano il
contatto con l’acqua formando delle gocce di grasso.
Le biolomolecole non polari sono complessivamente definite come lipidi. I trigliceridi (il “grasso”) sono
utilizzati come forma di immagazzinamento di energia
metabolica, mentre altri lipidi fungono da componenti
strutturali delle membrane (vedi Cap. 12) o come molecole segnale (vedi Cap. 16).
1
HC
HO
HC
OH
C
H2C
OH
H2C
D-gliceraldeide
D-Glyceraldehyde
(un aldotrioso)
(an aldotriose)
CH
3
HC
OH
HC
OH
H2C
OH
4
5
6
D-glucosio
D-Glucose
Gli atomi di carbonio sono numerati a partire da
quello dell’aldeide o, nel caso dei chetosi, dall’atomo di
carbonio terminale più vicino al chetone. I carboni 2,
3, 4 e 5 hanno tutti quattro sostituenti diversi. Questi
quattro carboni asimmetrici possono formare 16 isomeri
ottici e il D-glucosio è solo uno di essi. Per convenzione,
la “D” nella D-gliceraldeide o nel D-glucosio si riferisce
all’orientamento dei sostituenti nel carbonio asimmetrico più lontano dal carbonio carbonilico (il C-2 e il C-5,
rispettivamente).
I monosaccaridi che differiscono per l’orientazione
dei sostituenti intorno a un atomo di carbonio asimmetrico sono chiamati epimeri. Ad esempio, come mostrato in figura 1.3, il D-mannosio è un epimero in C-2 del
glucosio, mentre il D-galattosio è un epimero in C-4
del glucosio. Gli epimeri sono dei diastereomeri, non degli
enantiomeri. Questo significa che hanno differenti proprietà chimiche e fisiche.
I monosaccaridi sono le unità strutturali di tutti
i carboidrati. Sono formati da una catena di atomi di
carbonio con un gruppo ossidrilico per ogni atomo di
carbonio a eccezione di uno. Questo atomo di carbonio
forma un gruppo carbonile, che è un’aldeide negli aldosi
e un gruppo chetonico nei chetosi. La lunghezza della
catena carboniosa è variabile. Così, ad esempio abbiamo:
●● triosi con tre atomi di carbonio;
●● tetrosi con quattro atomi di carbonio;
●● pentosi con cinque atomi di carbonio;
●● esosi con sei atomi di carbonio;
●● eptosi con sette atomi di carbonio.
La D-gliceraldeide e il diidrossiacetone sono i monosaccaridi più semplici:
H2C
OH
2
I monosaccaridi sono dei polialcoli
con un gruppo chetonico
o un gruppo aldeidico
CHO
9
I monosaccaridi formano
delle strutture cicliche
OH
La maggior parte dei monosaccaridi forma spontaneamente delle strutture cicliche nelle quali l’aldeide (o il chetone) forma un semiacetale (o un semichetale) con uno dei
gruppi ossidrilici. Se l’anello è formato da cinque atomi è
chiamato furanoso, se invece contiene sei atomi è chiamato piranoso. Le strutture cicliche si possono rappresentare sia nella proiezione di Fischer che nella proiezione di
Haworth, come mostrato in figura 1.4.
O
OH
Diidrossiacetone
Dihydroxyacetone
(un chetotrioso)
(a ketotriose)
O
H2O
O
C
O
O
O
CH
H2O
C
O
C
Trigliceride
Triglyceride
Figura 1.2 Struttura di una molecola di trigliceride (grasso). Benché i legami esterici possano formare dei legami d’idrogeno con l’acqua, le lunghe catene idrocarburiche degli acidi grassi rendono il grasso insolubile.
progetto GHIGO rev4 (originale).indd 9
04/09/13 11:46
10
PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE
CHO
CHO
CHO
1
HO
HC
CH
OH
HC
OH
2
HO
CH
HO
CH
HO
CH
HO
CH
3
HC
OH
HC
OH
4
HC
HC
OH
OH
HC
OH
OH
H2C
OH
5
H2C
H2C
OH
6
D
-Mannose
D-mannosio
DD-glucosio
-Glucose
DD-galattosio
-Galactose
Figura 1.3 D-mannosio e D-galattosio sono epimeri del D-glucosio.
HO
CHO
CH
1
HC
HC
OH
H2C
OH
2
HO
HO
CH
O CH
H
HC
HC
OH
O
H
OH
3
HO
OH
OH
5
4
3
6
2
4
HC
H
OH
H
HC
OH
H
OH
1
5
H2C
OH
H2C
6
H2C
OH
H2C
O
CH
3
HC
(Haworth
projection)
(proiezione
di Haworth)
Fischer)
2
HO
-Glucopyranose
β- Dβ-D-glucopiranoso
(proiezione
modificata
di
(modified
Fisher
projection)
1
C
OH
β-β-D-glucopiranoso
D-Glucopyranose
DD-glucosio
-Glucose
(open-chain
form)
(catena aperta)
OH
OH
HO
C
HO
CH
HC
HO
CH2
O 5
H
OH
OH
O
6
H
HO
3
4
OH
HC
OH
H2C
5
H2C
6
OH
OH
H
OH
β-D-fruttofuranoso
βD-Fructofuranose
(proiezione
modificata
(modified
Fisher
projection)
D-fruttosio
D-Fructose
(catena aperta)
(open-chain
form)
CH2
1
4
HC
2
β-D-fruttofuranoso
βD-Fructofuranose
(proiezione
Haworth)
(Haworth di
projection)
di Fischer)
Figura 1.4 Strutture cicliche dell’aldoesoso D-glucosio e del chetoesoso D-fruttosio. L’anello piranosico a sei membri è favorito nel
D-glucosio, mentre l’anello furanosico a cinque membri è favorito nel D-fruttosio.
H2C
H
OH
H2C
O
H
OH
H
H
G
HO
OH
H
OH
HO
αD-Glucopyranose
α-D-glucopiranoso
(34%)
(34%)
H
OH
OH
H
OH
H
H
OH
H
C
D-Glucose
D-glucosio
(catena aperta)
open-chain
form
(0,0025%)
(0.0025%)
H2C
H
OG
HO
OH
O
H
OH
H
H
OH
OH
H
β-β-D-glucopiranoso
D-Glucopyranose
(66%)
(66%)
Figura 1.5 Mutarotazione del D-glucosio. La chiusura dell’anello può avvenire sia nella configurazione α che nella configurazione β.
In acqua, solo una molecola ogni 40.000 è nella forma di catena aperta, Quando si forma l’anello, l’atomo
di carbonio 1 diviene asimmetrico. Quindi, possiamo
formare due isomeri, α-D-glucosio e β-D-glucosio. Questi due isomeri sono chiamati anomeri. Nel glucosio,
l’atomo di carbonio 1 (quello dell’aldeide) è il carbonio
progetto GHIGO rev4 (originale).indd 10
anomerico. Nei chetosi, l’atomo di carbonio chetonico
(solitamente il carbonio 2) è anomerico.
A differenza degli epimeri, che sono stabili in condizioni normali, gli anomeri interconvertono spontaneamente.
Questo processo è chiamato mutarotazione. È determinato dall’apertura e richiusura occasionale dell’anello,
04/09/13 11:46
Introduzione alle biomolecole
come mostrato in figura 1.5. L’equilibrio fra α- e β-anomeri
impiega molte ore a stabilirsi, ma la mutarotazione è fortemente accelerata in presenza di acidi e basi.
I carboidrati complessi si formano
mediante legami glicosidici
I monosaccaridi assemblano in molecole più grandi
formando legami glicosidici: sono legami acetalici o
chetalici che coinvolgono l’atomo di carbonio anomerico
di uno dei monosaccaridi. Il carbonio anomerico forma
il legame o nella configurazione α o nella configurazione
β. Una volta formato il legame glicosidico, la mutarotazione non è più possibile e il legame rimane bloccato in
quella configurazione. Ad esempio, la struttura del maltosio e del cellobiosio (vedi Fig. 1.6) differisce solo per
l’orientamento del legame 1,4-glicosidico.
Le strutture formate da due monosaccaridi si chiamano disaccaridi. I complessi con tre, quattro, cinque
o sei monosaccaridi si chiamano rispettivamente trisaccaridi, tetrasaccaridi, pentasaccaridi ed esasaccaridi. Gli
oligosaccaridi (dal greco ολιγοσ, che significa “poco”)
presentano “pochi” monosaccaridi, mentre i polisaccaridi (dal greco πολυσ, che significa “molto”) contengono
“molti” monosaccaridi (vedi Fig. 1.7).
I carboidrati possono formare legami glicosidici anche con non carboidrati. Nelle glicoproteine il carboi-
drato è legato covalentemente a delle catene di aminoacidi. Nei glicolipidi il carboidrato è legato covalentemente
a una struttura lipidica. Se lo zucchero lega mediante un
atomo di ossigeno il legame è detto O-glicosidico; se
invece il legame avviene mediante un atomo di azoto si
chiama legame N-glicosidico.
I monosaccaridi, i disaccaridi e gli oligosaccaridi sono
comunemente chiamati “zuccheri”, sono solubili in acqua
grazie alla possibilità di formare numerosi legami idrogeno. Tuttavia, molti polisaccaridi sono insolubili a causa
delle notevoli dimensioni, che aumentano la probabilità
di interazioni intermolecolari. Le sostanze diventano insolubili quando le molecole preferiscono interagire fra di
loro piuttosto che con l’acqua.
Il gruppo carbonile dei monosaccaridi ha proprietà
riducenti. Le proprietà riducenti vengono annullate quando il carbonile forma un legame glicosidico. Fra i disaccaridi mostrati in figura 1.6 solo il saccarosio non è uno
zucchero riducente perché entrambi i carboni anomerici
sono coinvolti nel legame glicosidico. Gli altri disaccaridi
hanno un’estremità riducente e un’altra non riducente.
I polipeptidi sono formati da aminoacidi
I polipeptidi sono formati da 20 diversi aminoacidi.
Tutti gli aminoacidi presentano un gruppo carbossilico e un gruppo aminico, entrambi legati al medesimo
α(1→4)
Glucosio
Glucose
α(1→4)
glycosidic
legame
bond
Glucosio
glicosidico
Glucose
H
HO
Glucosio
Glucose
CH2OH
CH2OH
O
H
OH
H
H
OH
H
H
O
CH2OH
H
OH
H
H
OH
H
OH
H
HO
O
OH
H
H
OH
HO
H
H
H
OH
H
H
O
H
H
Glucosio
Glucose
Lattosio
Lactose
HO
O
H
OH
H
OH
H
OH
H
H
OH
H
OH
CH2OH
CH2OH
O
H
O
Cellobiose
Cellobiosio
β(1→4)
β(1→4)
glycosidic
legame
bond
glicosidico Glucosio
Glucose
CH2OH
O
H
H
Maltose
Maltosio
Galattosio
Galactose
β(1→4)
β(1→4)
glycosidic
legame
bond
Glucosio
glicosidico
Glucose
CH2OH
O
11
H
OH
H
O
H
OH
H
H
OH
CH2OH
OH
Fruttosio
Fructose
H
H
OH
H
αβ′(1→2)
αβ’(1→2)
legame
O glycosidic
glicosidico
bond
O
HO
CH2OH
H
Saccarosio
Sucrose
Figura 1.6 Le strutture di alcuni disaccaridi comuni. Per convenzione, l’estremità non riducente del disaccaride è scritta sul lato sinistro,
mentre l’estremità riducente è scritta sul lato destro.
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12
PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE
CH2OH
CH2OH
H
....
O
H
OH
O
H
H
non-reducing
Estremità
non
H
end
riducente
OH
A
H
O
α(1→4)
α(1→4)
glycosidic
Legame
bond
glicosidico
CH2OH
H
. . . .O
CH2OH
O
H
OH
H
H
OH
H
H
O
CH2OH
O
H
H
OH
H
H
OH
B
O
H
β(1→4)
β(1→4)
glycosidic
Legame
bond
glicosidico
H
H
H
OH
H
H
OH
H
H
O
H
OH
reducing
Estremità
end
riducente
O
H
O
H
H
O
H
OH
O
H
H
OH
H
....
O
OH
OH
H
H
OH
H
H
O
O
H
OH
H
H
OH
C
α(1→6)
α(1→6)
Legame
glycosidic
glicosidico
bond
CH2
CH2OH
H
H
H
H
H
OH
CH2OH
O
O....
OH
O
H
.......
H
CH2OH
O
OH
O
H
OH
CH2OH
O
CH2OH
H
O
H
H
H
O
OH
O
H
H
H
α(1→4)
α(1→4)
glycosidic
Legame
bond
glicosidico
H
O
.......
OH
Figura 1.7 Strutture di alcuni polisaccaridi comuni. A) L’amilosio è un polimero non ramificato di residui di glucosio con legami α-1,4glicosidici. Insieme all’amilopectina (un polimero ramificato di glucosio con una struttura simile al glicogeno) forma i granuli di amido nelle
piante. B) Come l’amilosio, la cellulosa è un polimero non ramificato di residui di glucosio. Essendo il maggior costituente delle pareti
cellulari delle piante, è la biomolecola più abbondante sulla Terra. La notevole differenza di proprietà biologiche e fisiche fra questi due
polisaccaridi è data dalla presenza nella cellulosa di legami β-1,4-glicosidici invece che legami α-1,4-glicosidici, come nell’amilosio. C) Il
glicogeno è il polisaccaride di immagazzinamento negli animali e negli esseri umani. Come l’amilosio, presenta catene di residui di glucosio con legami α-1,4-glicosidici. Tuttavia, a differenza dell’amilosio, è un polimero ramificato, poiché alcuni residui di glucosio nella catena
formano un terzo legame glicosidico usando il loro gruppo ossidrilico in posizione 6.
atomo di carbonio. Questo carbonio, denominato carbonio α, è legato anche a un atomo di idrogeno e a un
quarto gruppo, la catena laterale, che è differente per i
20 aminoacidi. La struttura generale degli aminoacidi è
la seguente:
COO–
R2
R1
+
R
2
CH
COO–
+
CH
COO–
H+3N
R1
CH
COO– + H3N
H+3N
CH
COO– + H3N
COO–
H2O
+
H3N
C
H
R
H
C
H2O
Peptide bond
Legame peptidico
Peptide
bond
R
L-aminoacido
L-Amino
or
+
NH3
acid
D-aminoacido
D-Amino
acid
dove R (residuo) è la catena laterale variabile. Il carbonio
α è asimmetrico, ma dei due possibili isomeri, solo gli
L-aminoacidi sono presenti nei polipeptidi.
I dipeptidi sono formati dalla reazione fra il gruppo
carbossile di un aminoacido e il gruppo aminico di un
altro aminoacido. Il legame amidico che si forma è chiamato legame peptidico:
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R1
O
R2
+
R1
CH
O
C
R2
CH
COO–
+
CH
CH
COO–
H3N
H3N
N
H
C
N
H
Dipeptide
Dipeptide
Dipeptide
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Introduzione alle biomolecole
Catene fatte da “pochi” aminoacidi sono chiamate
oligopeptidi, mentre catene formate da “molti” aminoacidi sono chiamate polipeptidi.
CH2OH
5
4
H
H
N
2
N
O
HO
4
6
N
O
CH2
1
H
H
3
2
H
H
OH
OH
Adenosina
Adenosine
H
H
OH
OH
O
N
O
N
N
O
H
HO
H
CH3
HN
N
CH2
H
Citidina
Cytidine
NH2
O
CH2
H
H
H
OH
H
2-deoxyadenosine
2-deossiadenosina
N
H
H
OH
H
2-deossitimidina
2-deoxythymidine
NH2
NH2
N
N
N
O
O
P
N
O
H
O
O
CH2
O
N
N
O
C
H
β-D-2-deossiribosio
β -D
-2-deoxyribose
1
O
5
H
B
OH
H
5
3
9
N
H
H
4
N
8
4
3
HO
OH
H
2. fosfato, che è legato al gruppo ossidrilico dello zucchero.
3. le basi adenina, guanina, citosina, uracile (solo nel
RNA) e timina (solo nel DNA). Dal punto di vista chi-
7
5
A
H
OH
O
NH2
6
CH2
H
ββ-D-ribosio
-D-Ribose
NH2
HO
CH2OH
2
OH
Gli acidi nucleici sono formati a partire da tre tipi di
molecole:
1. uno zucchero pentoso, che è il ribosio nell’acido
ribonucleico (ribonucleic acid, RNA) e 2-deossiribosio
nell’acido 2-deossiribonucleico (DNA):
2
OH
1
H
3
Gli acidi nucleici sono
formati da nucleotidi
N1
O
13
H
H
OH
OH
P
O
H
Adenosine
monophosphate
Adenosina
monofosfato
(AMP)
(AMP)
O
O
P
O
O
O
P
N
N
O
O
CH2
O
H
H
H
OH
H
H
2-deoxyadenosine
triphosphate
2-deossiadenosina
trifosfato
(dATP)
(dATP)
Figura 1.8 Struttura di alcuni nucleosidi e nucleotidi. Il simbolo apostrofo viene usato per distinguere la numerazione degli atomi di
carbonio nello zucchero da quella degli atomi di carbonio e azoto nelle basi. A) Esempi di ribonucleosidi. B) Esempi di deossiribonucleosidi. C) Esempi di nucleotidi.
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14
PRINCIPI DI STRUTTURA E FUNZIONE
mico, citosina, timina e uracile sono pirimidine, formate da un anello a sei atomi, mentre adenina e guanina
sono purine, formate da due anelli condensati:
O
–O
O
NH2
P
O
Base
Base
O
N1 6 5
2
3
4
N
HN
7
9
N
H
N
H2N
Adenina
Adenine
Guanina
Guanine
–O
O
NH2
N3
2
O
4
1
N
H
Citosina
Cytosine
CH3
HN
H
O
OH
P
Base
Base
Nucleoside
Nucleoside
monophosphate
monofosfato
O
5 CH2
4
1
H
3
O
N
H
Uracile
Uracil
N
H
O
H
O
H
La maggior parte
delle biomolecole sono polimeri
I carboidrati, i polipeptidi e gli acidi nucleici mostrano
come la natura generi molecole di grosse dimensioni e di
quasi illimitata diversità legando fra di loro semplici mattoni che formano lunghe catene. Le macromolecole formate in questo modo sono chiamate polimeri dal greco
πολυσ che vuol dire “molto” e dal greco μεροσ, che vuol
dire “parte”), mentre i semplici mattoni sono chiamati
monomeri (dal greco μονοσ, che vuol dire “singolo”).
La diversità strutturale è massima quando vengono
usati vari tipi di monomeri. I polipeptidi, ad esempio,
sono formati con 20 differenti aminoacidi, il DNA e
RNA contengono ciascuno 4 tipi diversi di basi. Come le
perle colorate di una collana, questi componenti possono
essere allineati con sequenze uniche; per una proteina è
2
O
–O
Timina
Thymine
Un nucleoside si ha quando il C-1 del ribosio o del
2-deossiribosio forma un legame N-glicosidico con una
delle basi (vedi Fig. 1.8). I nucleotidi sono formati dallo
zucchero, dalla base e da fino a tre gruppi fosfati legati
al C-5 dello zucchero. Essi sono chiamati derivati fosfato dei nucleosidi, e in particolare adenosina monofosfato (adenosine monophosphate, AMP), adenosina difosfato (adenosine diphosphate, ADP) e adenosina trifosfato
(ATP) se contengono rispettivamente uno, due o tre
gruppi fosfato.
Gli acidi nucleici sono dei polimeri di nucleosidi
monofosfato. Il gruppo fosfato forma un legame fosfodiestere fra il gruppo ossidrilico 5' e il gruppo ossidrilico 3' di due ribosi o 2-deossiribosi adiacenti (vedi Fig.
1.9). La maggior parte degli acidi nucleici sono molecole
molto grandi e il DNA può contenere molti milioni di
nucleotidi.
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H
O
O
HN
5
6
O
CH2
8
N
H
N
N
P
H
OH
O
Base
Base
O
O
CH2
–O
H
H
O
OH
P
H
O
O
Figura 1.9 Struttura dell’acido ribonucleico (RNA). L’acido deossiribonucleico (DNA) ha una struttura simile, ma contiene 2-deossiribosio invece di ribosio. Gli acidi nucleici sono polimeri di
nucleosidi monofosfati.
possibile formare 20100 differenti sequenze di aminoacidi, mentre per un acido nucleico formato da 100 nucleotidi è possibile formare 4100 diverse sequenze.
SOMMARIO
Le biolomolecole interagiscono fra di loro e con l’acqua mediante interazioni non covalenti. La loro solubilità
in acqua dipende dalla capacità di formare legami idrogeno o interazioni ione-dipolo con le molecole d’acqua
che le circondano. D’altra parte, le interazioni idrofobiche diminuiscono la solubilità in acqua. Queste interazioni sono reversibili e sono molto più deboli dei legami
covalenti che tengono insieme gli atomi delle molecole.
Vi sono numerose classi di biomolecole. I trigliceridi
sono formati da glicerolo e tre acidi grassi legati mediante legami esterici; i carboidrati sono formati da monosaccaridi legati con legami glicosidici; le proteine sono
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Introduzione alle biomolecole
formate da aminoacidi legati tramite legami peptidici;
gli acidi nucleici sono formati da nucleosidi monofosfato legati mediante legami fosfodiesterici. I polisaccaridi,
i polipeptidi e gli acidi nucleici sono polimeri, formati
da lunghe catene legate covalentemente. Formare questi
legami richiede energia metabolica, mentre la rottura di
questi legami libera energia.
Molte biomolecole possiedono gruppi ionizzabili. Le
molecole con gruppi carbossilici liberi o legate covalentemente a gruppi fosfato possiedono cariche negative a
15
pH neutro, mentre quelle con gruppi aminici alifatici
(non aromatici) presentano cariche positive. Queste cariche rendono le molecole solubili in acqua, permettendo
la formazione di ponti salini con ioni inorganici e con
altre biomolecole. La tendenza di un gruppo ionizzabile
ad accettare o donare protoni (ioni idrogeno con carica
positiva) è definita dal suo valore di pK. Se il valore del
pK è noto, allora si può prevedere a un determinato pH
quale sarà la percentuale protonata di quel gruppo ionizzabile.
Domande
avrà l’aspirina nello stomaco a un valore pH di 2 e
invece nell’intestino tenue a un valore pH di 7?
O–
O
C
O–
HC
O
P
A. Carica negativa nello stomaco e positiva nell’intestino.
B. Carica negativa sia nello stomaco che nell’intestino.
C. Non carico nello stomaco e carico negativamente
nell’intestino.
D. Non carico sia nello stomaco che nell’intestino.
E. Non carico nello stomaco e carico positivamente
nell’intestino.
O–
O
CH2
O
O
O–
P
O–
1. La molecola rappresentata è il 2,3-bifosfoglicerato
(BPG), che è presente nel globulo rosso, dove lega
l’emoglobina in modo non covalente. Quali gruppi
dell’emoglobina possono formate le più forti interazioni non covalenti con il BPG a pH 7,0?
A. Gruppi sulfidrilici.
B. Gruppi ossidrilici alcolici.
C. Gruppi idrocarburici.
D. Gruppi aminici.
E. Gruppi carbossilici.
O
COOH
O
C
CH3
2.La molecola rappresentata è l’acido acetilsalicilico
(comunemente detto aspirina). Che tipo di carica
OH
P
O
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A. Le molecole di fosfato legano protoni quando il
pH diminuisce durante l’esercizio anaerobico.
B. Le molecole di fosfato sono mediamente più cariche negativamente durante l’esercizio anaerobico
che a riposo.
C. Le molecole di fosfato rilasciano protoni quando il
pH diminuisce durante l’esercizio anaerobico.
D. La forma prevalente della molecola di fosfato nella
fibra muscolare a riposo è quella con una sola carica negativa.
OH
OH
GHO
O–
OH
pK = 2.3
2,3
HO
3.Il fosfato inorganico, che è l’anione più abbondante nello spazio intracellulare, ha tre gruppi ionizzabili, con valori di pK di 2,3, 6,9 e 12,3, rispettivamente. Nelle fibre muscolari scheletriche il pH
intracitoplasmatico è 7,1 a riposo, mentre diviene
6,6 durante un vigoroso esercizio anaerobico. Cosa
significa questo per il fosfato inorganico del muscolo?
pK = 6.9
6,9
pK
P
O
O–
G –O
pK = 12.3
12,3
P
O
O–
G –O
P
O–
O
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