LEGAMI SECONDARI. Queste forze si hanno sia tra molecole polari che. (note anche con il nome di INTERAZIONI DI NON LEGAME o LEGAMI DEBOLI)

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1 LEGAMI SECONDARI L esistenza di aggregati della materia allo stato solido e liquido indica che esistano anche altre forze in grado di legare molecole neutre Queste forze si hanno sia tra molecole polari che apolari e sono note come FORZE DI VAN DER WALLS (note anche con il nome di INTERAZIONI DI NON LEGAME o LEGAMI DEBOLI)

2 LEGAMI SECONDARI Esistono tre tipi di forse di van der Walls: - Forze di Keesom tra molecole polari - Forze di Debye tra molecole polari e apolari - Forze di London tra molecole apolari

3 FORZE DI KEESOM O LEGAMI DIPOLO-DIPOLO I legami DIPOLO-DIPOLO sono legami elettrostatici in cui sono coinvolti dipoli Quando le molecole dipolari si avvicinano tendono a disporsi con i poli di carica opposta l uno di fronte all altro per rendere minima l energia potenziale del sistema (configurazione di maggiore stabilità) Si verifica quindi un attrazione elettrostatica detta INTERAZIONE DIPOLO-DIPOLO Queste forze agiscono tramite un effetto di ORIENTAZIONE

4 FORZE DIPOLO-DIPOLO Queste forze sono significative quando le molecole sono vicine tra loro e sono più deboli delle precedenti

5 FORZA IONE-DIPOLO Una forza ione-dipolo si instaura tra uno ione e la carica parziale alla terminazione di una molecola polare legami DIPOLO-DIPOLO sono legami elettrostatici in cui sono coinvolti dipoli La separazione della carica determina in una molecola polare un momento dipolare Uno ione positivo sarà dalla parte negativa di un dipolo, mentre un anione dalla parte Positiva In questo caso si dice che lo ione è IDRATATO

6 FORZE DI LONDON Sono la spiegazione dell unione di molecole o atomi non polari Il fatto che anche i gas non polari possono essere liquefatti indica che deve esserci una qualche forza di attrazione fra le molecole London teorizzò che il moto degli elettroni in un atomo o in una molecola può comunque creare un momento polare ISTANTANEO, che influenza in un certo istante anche il moto degli elettroni in un atomo/molecola vicina, cioè indurre un simile momento dipolare anche in quest ultima

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8 LEGAME A IDROGENO L acqua possiede proprietà e caratteristiche che la distinguono dalle altre molecole con simile peso molecolare e polarità L alta T di ebollizione indica che le forze intermolecolari tra le molecole di acqua sono inaspettatamente forti Ciò è dovuto al LEGAME A IDROGENO che è uno speciale tipo di attrazione intermolecolare che esiste tra l atomo di idrogeno impegnato in un legame polare (H-F, H-O, H-N) ed un doppietto elettronico non condiviso o un atomo elettronegativo (di solito F, O, N in un altra molecola)

9 LEGAME A IDROGENO Il legame a idrogeno è un legame dipolo-dipolo particolare Elementi come F, O, N sono molto elettronegativi ed il legame tra l idrogeno e questi è molto polare Inoltre l atomo di idrogeno non ha elettroni interni e la parte positiva del legame (ad esempio H-F) è in pratica un protone positivo quasi interamente esposto Questa carica positiva può quindi essere attratta dalla carica negativa di un atomo posto nelle vicinanze

10 LEGAME A IDROGENO Inoltre essendo l idrogeno molto piccolo può avvicinarsi molto all atomo elettronegativo della molecola vicina ed interagire con esso in modo sensibile

11 LEGAME IDROGENO: Legame elettrostatico che si forma quando l H legato fa da ponte tra un atomo molto elettronegativo con cui è legato covalentemente e un altro atomo molto elettronegativo

12 Il legame ad idrogeno è alla base del codice genetico La struttura secondaria delle proteine viene definita sulla base del network di legami ad idrogeno

13 LEGAME A PONTE D IDROGENO: si realizza nelle molecole polari e consiste nell attrazione tra le parti caricate con segno opposto dei dipoli delle varie molecole, che si orientano opportunamente E un legame piuttosto debole rispetto ai legami presenti all interno delle molecole (forze covalenti o intramolecolari) ma è la maggiore forza di attrazione fra le molecole (intermolecolari)

14 L esempio più importante è l acqua, dove un atomo di idrogeno di una molecola si lega ad una coppia di non legame di un ossigeno di un altra molecola δ - O H H δ + O O H H H H O H H H F H F H F H F Acido fluoridrico

15 LEGAME METALLICO La maggior parte degli elementi sono metalli che presentano strutture cristalline compatte in cui ogni atomo interagisce con altri 8 o 12 atomi adiacenti Il legame è troppo forte per essere imputabile alle forze di London e non può essere covalente perché non ci sono abbastanza elettroni di valenza per stabilirlo Non può essere neppure di tipo ionico in quanto i metalli hanno proprietà assolutamente diverse dai cristalli ionici

16 LEGAME METALLICO Per spiegare tutto ciò si suppone che gli atomi costituenti un cristallo metallico conservino inalterata la loro struttura dei livelli interni completi ma perdano gli elettroni di valenza che vanno a distribuirsi su nuovi orbitali ESTESI A TUTTO IL CRISTALLO Immaginiamo il cristallo metallico come un reticolo di ioni positivi immersi in UN MARE DI ELETTRONI distribuiti su orbitali in numero uguale a quello degli orbitali di valenze degli atomi costituenti il cristallo Gli elettroni sono liberi di muoversi 8LETTRONI DELOCALIZZATI) tra gli ioni positivi garantendo la neutralità del sistema e agendo da collante per i cationi

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18 Il legame metallico è ADIREZIONALE, proprietà che spiega la duttilità e malleabilità dei metalli Se sottoponiamo un solido metallico ed un solido ionico ad una forza di taglio che faccia slittare reciprocamente su un piano di atomi rispetto all altro, vediamo che: - Il legame metallico si conserva - Il legame ionico si spezza

19 Questa struttura spiega diverse proprietà dei metalli 1) I metalli sono OTTIMI CONDUTTORI dell elettricità: deriva dall elevato numero di orbitali metallici disponibili, estesi sull interi cristallo, su ciascuno dei quali possono esservi solo 2 elettroni, e dalla differenza di energia straordinariamente piccola tra due orbitali successivi

20 Importanza biologica degli ioni idratati Volume ione Na Li K Volume ione idratato

21 Na Li K Volume ione idratato La mobilità di un catione in acqua diminuisce all aumentare del suo diametro: Un catione idrato più grande, ad esempio Na si muove più lentamente in una soluzione e nella cellula attraversa con più fatica i pori delle membrane cellulari di uno ione idrato più piccolo come ad esempio il K

22 Diffusione di uno ione La diffusione di uno ione, a differenza della diffusione di una specie non carica, dipende dal gradiente di potenziale elettrochimico che è dato dalla somma algebrica del gradiente di potenziale chimico (quindi gradiente di concentrazione) e del gradiente di potenziale elettrico

23 La diffusione di uno ione secondo gradiente di concentrazione può creare essa stessa differenze di potenziale elettrico a cavallo di una membrana quando gli ioni presentano permeabilità differenti attraverso di essa. Il potenziale che si genera è detto potenziale di diffusione Per permeabilità si intende la capacità di transito degli ioni attraverso canali ionici di membrana specifici

24 membrana permeabile ad entrambi gli ioni gli ioni Cl- e Na+ sono spinti da uguale gradiente di concentrazione ad entrare in membrana ma procedono, nel suo spessore, a velocità diverse, creando separazione di cariche e quindi un potenziale di diffusione tra i due versanti > = Na + K + Cl - Ioni anidri e idratati

25 NaCl 100mM NaCl 10mM L ambiente 1 e 2 a diversa concentrazione di NaCl sono separati da un setto poroso. - Na + e Cl - tendono a diffondere secondo gradiente di concentrazione da 1 a 2. Il Cl - idratato ha una mobilità maggiore rispetto a quella del Na + idratato. Ciò fa sì che in prossimità dell uscita dei pori dal lato 2 si abbia una concentrazione maggiore di Cl - mentre dal lato 1 si accumulano le cariche positive del Na +.

26 NaCl 100mM NaCl 10mM - perciò, ai capi del setto si crea una separazione di cariche che dà luogo ad una differenza di potenziale con segno negativo verso 2 e positivo verso 1 - La differenza di potenziale accelera il flusso del Na + mentre rallenta quello del Cl -, per cui gli effetti delle diverse mobilità degli ioni vengono compensate, con il risultato che i due flussi netti di Na + e Cl - sono uguali. - Nel tempo con il procedere della diffusione il gradiente di concentrazione si dissipa ed il potenziale di diffusione che da esso dipende si azzera.

27 La permeabilità selettiva di una membrana produce un potenziale di membrana: in questo esempio si genera un potenziale di equilibrio per il K + che si indica con E K esprimibile con l equazione di Nernst

28 Possiamo ricapitolare i vari tipi di forze chimiche che giustificano la struttura e il comportamento della materia, menzionandole in ordine di forza all'incirca decrescente: legame covalente, molto forte e direzionale, agisce a distanza breve; formazione di orbitali molecolari E» kcal/mole (omeopolare, eteropolare e dativo) legame ionico, molto forte, non direzionale, E = z + z - /r diminuisce in funzione inversa alla distanza r ; no orbitali molecolari interazione ione-dipolo, più debole del legame ionico (sono coinvolte cariche frazionarie) ma con caratteristiche simili legame a idrogeno interazioni dipolo-dipolo, abbastanza debole, non direzionale; diminuisce con 1/r 3 (Van der Waals)

29 INTERAZIONE FRA MOLECOLE: Il "LEGAME" IDROFOBICO o meglio INTERAZIONE IDROFOBICA Si chiama "legame idrofobico" una forza che tiene legate più molecole (o parti di molecole), senza che tra di esse si istauri un tipico legame chimico Per spiegare questo legame (che non è un vero legame) ricorriamo ad un esempio

30 Nell acqua ogni molecola è legata ad altre 4 da forti legami H Per inserire in acqua un composto (incapace di formare legami con le molecole di acqua), dobbiamo rompere questi legami e quindi consumare energia Se il composto con l'acqua formasse legami (ionici, ione-di polo, H, dipolari etc) l'energia che ricaveremmo dalla formazione di questi nuovi legami compenserebbe quella spesa per rompere i legami tra le molecole dell'acqua, quindi il processo sarebbe energeticamente favorito e il composto si scioglierebbe in acqua

31 Immaginiamo ora di mettere in acqua 2 molecole di benzene (un composto organico privo di gruppi chimici capaci di formare legami di qualsiasi tipo con le molecole di acqua) Ognuna di queste 2 molecole (schematizzate con un ovale nella figura A), insinuandosi come indicato in figura, tra le molecole di acqua, rompe legami acquaacqua

32 Ipotizziamo che ognuna di queste molecole rompa 6 molecole di acqua Abbiamo quindi avuto la rottura di 12 legami senza che se ne formino altri, quindi il processo è energeticamente sfavorevole Ma se le 2 molecole, invece di esser separate si mettono adiacenti, l'una attaccata all'altra, senza molecole di acqua tra di esse (parte destra della fig.) il numero dei legami acqua-acqua rotti è 6 e non 12.

33 Le molecole rimangono attaccate non perché formano un legame chimico, ma perché non riescono a formare legami con le molecole del solvente, che le respingono Si chiama legame idrofobico quella forza che tiene unite molecole che non riescono a formare legami con le molecole di acqua

34 Quando mettiamo in acqua goccioline di olio (fatto da composti chimici che non riescono a formare legami con le molecole di acqua), queste goccioline non si sciolgono in acqua e non restano separate tra loro, ma si riuniscono per formare gocce più grandi, che, avendo una densità minore di quelle dell'acqua, salgono alla superficie e formano uno strato formato da solo olio il LEGAME IDROFOBICO ha una grande importanza in Biologia - Stabilizza la struttura delle proteine e degli acidi nucleici - Mantiene la struttura delle membrane biologiche

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36 E il punto di partenza per quasi tutti i processi biologici Le molecole interagiscono in una maniera altamente specifica: modello CHIAVE-SERRATURA (Fisher e Ehrilch)

37 La complementarità geometrica e chimica fra piccole molecole biologiche (LIGANDI) e le strutture dei loro bersagli macromolecolari (RECETTORI) gioca un ruolo molto importante all interno dei processi biologici

38 La capacità di un recettore di agganciarsi al suo ligando selettivamente e con alta affinità è dovuta alla formazione di una serie di legami deboli (legami H, ionici, interazioni di Van der Waals) sommati ad interazioni favorevoli (es. idrofobiche) Gli atomi del sito di legame forniscono l impalcatura necessaria per conferire alla superficie un dato contorno e particolari proprietà chimiche Variazioni anche piccole di tali amminoacidi spesso compromettono la funzionalità del recettore

39 Ligando e recettore N(CH 3 ) 2 N(CH 3 ) 2 Legame dipolo-dipolo O Legame idrofobico O O Interazione ione-dipolo HO HO O 2 N Complesso con trasferimento di carica Cl N H Legame idrogeno NH 2 N + COO- Legame ionico Esempi di alcune comuni forme di legame trovate nelle interazioni farmaco-recettore

40 Ligando e recettore Legame covalente: è di gran lunga il più forte dei legami ligando-recettore. Forma un legame irreversibile. Raramente viene cercato nell azione di un farmaco (eccezione: chemioterapici nel trattamento del cancro) Legame ionico o elettrostatico: è molto importante nelle interazioni ligando-recettore in quanto molti gruppi funzionali dei recettori sono ionizzati a ph fisiologico. Si formano interazioni reversibili.

41 Ligando e recettore Interazioni elettrostatiche: in forma di forze attrattive ione-dipolo, interazioni dipolo-dipolo e legame H. Formano legami più deboli del legame ionico. Sono le interazioni ligando-recettore più diffuse. Complessi a trasferimento di carica: si formano quando un gruppo elettron-donatore è adiacente a un gruppo elettron-accettore. Il parziale trasferimento di carica crea un debole legame elettrostatico. I donatori sono specie ricche di e - e gruppi chimici con doppietti elettronici.

42 Ligando e recettore Legame idrofobico: legame molto debole che si forma quando parti nonpolari delle molecole interagiscono in un ambiente privo di acqua. Si crea un abbassamento dell energia del sistema e, quindi, una struttura più stabile. Forze dispersive di London: deboli interazioni dipolo-dipolo dovute alla formazione di dipoli transienti in una struttura. I dipoli transienti sono tempo-dipendenti e si formano a causa della variazione nel tempo della distribuzione elettronica nelle molecole.

44 Figura riportata nella pubblicazione originale di Watson e Crick Nature, Aprile 1953