Interazioni non-covalenti

Transcript

1 BCP 3-4 Interazioni non-covalenti

2 Interazioni non covalenti D H A δ - δ + δ -

3 Le interazioni non covalenti Interazioni fra atomi che non sono legati da legami covalenti. Le interazioni non covalenti sono molto meno intense rispetto alle interazioni covalenti (poche kcal/mol rispetto a 83 kcal/mol (347 kj/mol) per un legame C C). Questi legami deboli possono formarsi sia fra parti diverse della stessa macromolecola, sia fra parti di macromolecole diverse. Essi giocano un ruolo fondamentale in molti processi biologici, fra cui la fedele replicazione del DNA, il folding delle proteine, il riconoscimento specifico di substrati da parte di enzimi, il riconoscimento di molecole segnale. Le interazioni non covalenti si possono classificare in: - interazioni elettrostatiche - interazioni di van der Waals - legami idrogeno - effetto idrofobico

4 Le interazioni non covalenti Energie di legame associate alle principali interazioni non covalenti: Tipo di interazione non covalente Energia dell interazione (kcal/mole) Interazioni elettrostatiche Legame idrogeno Interazioni di van der Waals Nel considerare i vari contributi energetici che stabilizzano una proteina non si può prescindere dal fatto che la proteina è immersa in un solvente, cheè costituito principalmente p da acqua. Le proprietà p fisiche del solvente sono estremamente importanti per la stabilità della proteina.

5 Le interazioni non covalenti Le interazioni elettrostatiche, i legami idrogeno e le interazioni di van der Waals tra due molecole in un ambiente acquoso non sono particolarmente favorevoli dal punto di vista energetico, perché sono in competizione con interazioni di analoga intensità fra le molecole isolate e l acqua che le circonda. Infatti, l acqua è una molecola polare, con una grande capacità di formare legami idrogeno: queste sue caratteristiche la rendono una molecola-solvente quasi ideale. L acqua indebolisce fortemente le forze elettrostatiche e i legami idrogeno fra molecole polari: - l acqua diminuisce l intensità delle interazioni elettrostatiche di un fattore di circa 80 rispetto alle stesse interazioni nel vuoto; - l acqua può competere con gruppi della proteine nella formazione di legami idrogeno.

6 Interazioni elettrostatiche Due gruppi elettrostaticamente carichi si attraggono o si respingono con una forza: F = q 1q 2 r 2 D Legge di Coulomb dove q 1 eq 2 sono le cariche (Coulomb) dei due gruppi r è la distanza tra q 1 eq 2, D è la costante dielettrica del mezzo in cui si trovano le cariche. L energia dell interazione e inversamente proporzionale alla prima potenza di r. L interazione è maggiore nel vuoto (D = 1), minore in un mezzo come l acqua (D = 80). Non è facile misurare D per una proteina: in genere viene assegnato un valore di 3-5. Sistemi biologici: si considerano solo cariche formali che si manifestano se Sistemi biologici: si considerano solo cariche formali, che si manifestano se gruppi chimici sono ionizzati.

7 Interazioni elettrostatiche In una macromolecola biologica non e facile descrivere tutte le interazioni elettrostatiche piu complesse di quella carica-carica: - carica dipolo (andamento come 1/R 2 ) - dipolo dipolo (andamento come 1/R 3 ) - carica dipolo indotto (andamento come 1/R 4 ) - dipolo dipolo indotto (andamento come 1/R 5 )

8 Interazioni elettrostatiche Lisina, Arginina e Istidina Sono tre aminoacidi basici, carichi positivamente a ph fisiologico. Acido aspartico e Acido glutammico Sono due aminoacidi acidi, carichi negativamente sopra ph = 4

9 Interazioni elettrostatiche Esempio di ponte salino (o legame ionico): Interazione elettrostatica tra l acido glutammico b:21 che porta una carica formale di 1 unità, e l arginina i b:154 che ha carica +1. La carica di ciascun residuo e in buona parte delocalizzata I ponti salini sono poco numerosi nelle proteine e si concentrano prevalentemente t sulla superficie proteica. Ponti salini in zone meno accessibili delle proteine si realizzano sotto condizioni particolari (per es. la triade catalitica Asp-His-Ser delle proteasi a serina).

10 Interazioni di van der Waals Sono interazioni attrattive aspecifiche fra molecole non cariche, che giocano un ruolo quando gli atomi distano tra loro 3-4 Å. A) Forze di London o di dispersionei Esprimono il fatto che esiste una mutua attrazione fra molecole od atomi anche uguali fra loro ed elettricamente simmetrici. Tale simmetria è però presente solo da un punto di vista statistico e l origine lorigine di queste forze attrattive è dovuta all effetto di spostamenti temporanei di carica elettronica che generano dipoli transienti nell atomo o nella molecola considerata. A loro volta tali dipoli transienti generano dei dipoli transienti indotti nelle molecole più vicine e quindi forze attrattive di natura elettrostatica. B) A distanze brevi diventano predominanti forti forze repulsive, perché le nuvole elettroniche più esterne tendono a sovrapporsi.

11 Interazioni di van der Waals Le interazioni di van der Waals sono spesso rappresentate da un energia potenziale E(d), funzione della distanza d, che include sia la forza attrattiva, sia quella repulsiva a corto raggio. Questa energia è rappresentata dl dal potenziale il di Lennard-Jones: B A E(d) = - d 12 d 6 = E(d) 1/d 12 Termine repulsivo Termine attrattivo 1/d 6 d A e B sono delle costanti empiriche

12 Interazioni di van der Waals La distanza in corrispondenza della quale si ha la migliore interazione fra due atomi, data dal minimo del potenziale, corrisponde alla somma dei rispettivi raggidivander Waals. Il termine raggio di van der Waals, utilizzando per l atomo il modello a sfere rigide, si riferisce alla minima distanza di contatto fra due atomi adiacenti, osservati in composti cristallini campione, non legati covalentemente. E(d) 1/d 12 1/d 6 d La forza attrattiva fra due atomi aumenta quando essi si avvicinano, fino a quando raggiungono la distanza di van der Waals di contatto. A di t if i i ll di ttt di t d i ti f ti f A distanze inferiori a quella di contatto diventano predominanti forti forze repulsive, perché le nuvole elettroniche più esterne tendono a sovrapporsi.

13 Interazioni di van der Waals Dall andamento andamento del potenziale di Lennard- Jones deriva quello dei cosiddetti raggi di van der Waals che sono calcolati in base al valore di d in corrispondenza del minimo energetico. La somma dei raggi di van der Waals di due atomi è data approssimativamente dalla distanza d a cui l energia comincia a crescere rapidamente. Per distanze d minori della somma dei raggi di van der Waals i due atomi si respingono, per distanze maggiori si attraggono. E(d) 1/d 12 1/d 6 d

14 Legami idrogeno Il legame idrogeno può essere formato sia tra molecole non cariche che cariche. In un legame idrogeno un atomo di idrogeno viene condiviso da due atomi. L atomo di idrogeno è legato covalentemente a uno dei due atomi, chiamato donatore (D) di idrogeno, ed interagisce con l altro atomo, chiamato accettore (A) di idrogeno. Nel caso di una specie non carica essa può avere un ampia polarizzazione, cioè i suoi orbitali elettronici sono distribuiti in modo tale che parte della molecola ha meno elettroni (quindi porta una carica positiva) mentre l altra parte ha un eccesso di elettroni (quindi porta una carica negativa). In una molecola nella quale uno o più atomi di H sono legati covalentemente ad un elemento più elettronegativo, si genera un dipolo in cui l atomo/gli atomi di H rappresentano la parte positiva:

15 Legami idrogeno H F (δ + ) (δ - ) H (δ + ) (δ - ) H O H H N H (δ + ) (δ - ) Se l elemento è fortemente elettronegativo (F, O, N) la polarizzazione dell atomo H ètaledapermettergli di legare elettrostaticamente un altro atomo elettronegativo della stessa o di un altra molecola. Le piccole dimensioni dell atomo di H e la presenza in esso di un solo elettrone (assenza di elettroni di schermo) rendono particolarmente intenso il campo elettrico dell atomo H protonizzato rendendo possibile la formazione di un legame elettrostatico con un altro atomo che disponga di un doppietto elettronico solitario (orbitale completo di 2 elettroni).

16 Legami idrogeno Se sia D che A sono elettronegativi, allora la nuvola elettronica relativa a D H è polarizzata verso D, cioè si ha un eccesso δ - di carica negativa su D. A ha una parziale carica negativa δ - che attrae l atomo di idrogeno. In questo senso, il legame idrogeno si può pensare come un intermedio nel trasferimento di un protone da un acido ad una base. - interazione elettrostatica di δ - e δ + D H A δ - δ + δ - - deformazione degli orbitali molecolari - depauperamento di elettroni nell orbitale di H avvicinamento fra H ed A

17 Legami idrogeno Nelle e proteine pote eil donatore in un legame e idrogeno doge oè un atomo o di ossigeno o o azoto che ha un atomo di idrogeno legato covalentemente. L accettore può essere sia un atomo di ossigeno che di azoto. - la lunghezza di dei legami idrogeno è intermedia tra quella dei legami covalenti e le interazioni di van der Waals. Di solito la distanza tra atomo H e accettore A è 10-25% inferiore della somma dei corrispondenti raggi di van der Waals. - i legami idrogeno sono altamente direzionali. I legami idrogeno più intensi si hanno quando A e D sono co-lineari (legame fortemente direzionale).

18 Legami idrogeno In generale, e e, le energie e ein gioco goconel legame e idrogeno o sono o dell ordine d e di qualche kcal/mol (in teoria, per legami-h nel vuoto). In realtà, se consideriamo il legame idrogeno che si può formare tra due gruppi in una proteina, ti l energia associata it è minore, circa kcal/mole. l Si deve tenere conto del fatto che una proteina non si trova nel vuoto ma in una soluzione acquosa. Affinchè si formi un legame idrogeno fra due gruppi appartenenti alla proteina, si devono prima rompere i legami idrogeno che ciascun gruppo fa con una molecola l d acqua. Tenendo conto dell energia che si spende per rompere tali legami idrogeno, si arriva ai valori di kcal/mole.

19 Legami-idrogenoidrogeno Una variante del legame idrogeno particolarmente forte si ha in presenza di gruppi carichi.

20 Legami idrogeno I legami idrogeno sono fondamentali nelle strutture proteiche. L abilità degli ossigeni carbonilici della catena principale di formare legami idrogeno con i gruppi amminici della catena principale permetteestabilizzalaformazione delle strutture secondarie come α-eliche e foglietti β. α-elica foglietto β

21 Effetto idrofobico Le interazioni fra acqua e superfici non polari non sono favorevoli: proprio come l olio loliodisperso nell acqua tende a raccogliersi in un unica unica goccia, anche i gruppi non polari nelle proteine tendono ad aggregarsi, per ridurre la superficie apolare a contatto con l acqua. Questa preferenza di specie non polari per ambienti i non acquosi viene detto effetto idrofobico: esso è uno dei principali fattori di stabilità delle proteine. L effetto idrofobico fa sì che sostanze non polari minimizzino il loro contatto con l acqua, e molecole anfipatiche (come per esempio i detergenti) formino micelle in soluzioni acquose. Il i fi i i i à l i l d l i i Il meccanismo fisico per cui entità non polari sono escluse da soluzioni acquose è di carattere entropico.

22

23 Effetto idrofobico Le molecole d acqua allo stato liquido formano dinamicamente un alto numero di legami idrogeno, in funzione della temperatura. L introduzione di una molecola non polare nell acqua liquida crea una sorta di cavità nell acqua, che temporaneamente rompe alcuni legami idrogeno fra le molecole d acqua, poiché un gruppo non polare non può né accettare né donare legami idrogeno con le molecole d acqua. Le molecole d acqua spostate si riorientano per formare il maggior numero di nuovi legami idrogeno, creando una struttura ordinata, una specie di gabbia, detta clatrato, intorno alla molecola non polare.

24 Effetto idrofobico Poiché il numero di modi con cui le molecole d acqua formano legami idrogeno sulla superficie di un gruppo non polare è inferiore a quello che farebbero in sua assenza si ha una diminuzione di entropia del sistema. Anche se, da un punto di vista entalpico, il sistema clatrato è più stabile (ΔH < 0, per una debole liberazione di energia dovuto alla formazione di legami idrogeno ed interazioni di van der Waals), globalmente: ΔG = ΔH TΔS > 0 processo non spontaneo L aggregazione di gruppi non polari minimizza l area superficiale della cavità occupata dal gruppo apolare e quindi la perdita di entropia del sistema. acqua C 6 H 6 C 6 H 6 acqua 2xC 6 H 6 L effetto idrofobico rappresenta una interazione chiave per il folding delle proteine, in cui residuii con catene laterali idrofobiche si ripiegano verso l interno della proteina lasciando esposti al solvente in superficie residui polari.

25 Effetto idrofobico & Folding La catena polipeptidica contiene sia gruppi polari che non polari, per cui si avrà un diverso comportamento dei residui nell acqua. Si osserva, infatti, che i gruppi apolari sono in gran parte raccolti nella parte interna (core) e idrofobica della proteina, mentre i residui polari sono esposti al solvente. Ribosoma Proteina estesa (unfolded) Molten globule (U) Unfolded Folded (F) Proteina globulare (folded) ΔG FOLDING = G F G U = ΔH TΔS < 0 processo spontaneo di folding > 0 processo non spontaneo

26 Effetto idrofobico & Folding ΔH = variazione di entalpia fra stato finale ed iniziale (interazioni di van der Waals, elettrostatiche, legami idrogeno). ΔH risulta << 0. T = temperatura assoluta (K) ΔS = variazione di entropia (disordine del sistema) fra stato finale ed iniziale. Poiché S U >> S F (S F -S U )=ΔS<<0 Nel ΔG FOLDING il contributo TΔS è positivo ed elevato, e sia ΔH che TΔS assumono valori grandi (migliaia i di kcal/mol). l) Al contrario ΔG FOLDING ha valori piccoli: ΔG FOLDING = -10, -15 kcal/mol Quindi il processo di folding avviene grazie ad un minimo prevalere di ΔH su TΔS; è sufficiente un piccolo aumento di T per causare unfolding (e spesso denaturazione) della proteina.

27 Effetto idrofobico & Folding Responsabile della variazione di entropia è l effetto idrofobico. ΔS FOLDING =S F S U = ΔS CATENA + ΔS SOLVENTE sempre < 0 Nel caso di un soluto apolare in un mezzo acquoso, le molecole d acqua che formano il clatrato attorno alla molecola apolare sono caratterizzate da una variazione di entropia negativa. Spontaneamente le molecole apolari si riuniscono in modo da minimizzare la variazione negativa di ΔS SOLVENTE. Nel caso del folding proteico di proteine globulari solubili, si forma una zona interna, core idrofobico di residui apolari che, nella forma proteica unfolded erano coinvolti nella formazione dei clatrati con molecole d acqua ordinate attorno ad essi.

28 Effetto idrofobico Superficie accessibile al solvente di una proteina (o di catena laterale) La superficie proteica è definita dall insieme dei punti degli atomi esterni, ciascuno descritto come una sfera rigida avente come raggio il raggio di van der Waals (superficie i di van der Waals). l) Le molecole l d acqua sono considerate sfere con raggio di van der Waals pari a 1.4 Å. La superficie accessibile al solvente (ASA) è definita come l area descritta dal centro di una molecola d acqua che rotola sopra la superficie di van der Waals della proteina (o della catena laterale). superficie di van der Waals

29 ..\..\..\..\..\..\..\..\Program Files\DeLano Scientific\PyMOL\PyMOLWin.exe

30 Effetto idrofobico ΔG di trasferimento delle catene laterali degli aminoacidi E stato misurato il ΔG di trasferimento di ciascun aminoacido dall acqua ad un solvente organico (per esempio etanolo o diossano). Per avere la misura del ΔG di trasferimento della sola catena laterale, bisogna non considerare il contributo della catena principale (che falserebbe la misura, avendo sempre una carica negativa del gruppo carbossilico COO - e una positiva del gruppo aminico NH 3+ ). Ciò equivale a sottrarre dal valore di ΔG di trasferimento di ciascun aminoacido il ΔG di trasferimento della Gly. ΔG cat.lat. = ΔG aa - ΔG Gly

31 Effetto idrofobico Esiste una relazione lineare tra ΔG di trasferimento (dall acqua acqua ad un solvente apolare) e superficie accessibile al solvente per catene laterali completamente non polari. Nl Nel caso di aminoacidi idi moderatamente polari (Thr, Ser, Met, Tyr e Trp) una relazione analoga è relativamente valida, applicando una diminuzione di circa 1.5 kcal/mole nel ΔG di trasferimento.

32 Effetto idrofobico Si può quindi dire che il ΔG di trasferimento è proporzionale alla superficie non polare accessibile al solvente. La costante di proporzionalità (coefficiente angolare della retta) vale: kcal/mole Å 2. Questo significa che si guadagnano kcal/mole (o equivalentemente 25 cal/mole) l per ogni Å 2 di superficie i apolare che si seppellisce nel cuore di una proteina.

33 Effetto idrofobico Correlazione effetto idrofobico con la temperatura Si consideri il trasferimento di una molecola A da un solvente organico ad uno polare (acqua). ΔG =ΔH TΔS [A] H2O K = ΔG = RT lnk [A] Quindi: RT lnk = ΔH TΔS ΔH ΔS lnk = + relazione di van t Hoff RT R [A] ORG Org H 2 O A

34 Effetto idrofobico Correlazione effetto idrofobico con la temperatura ΔH ΔS lnk = + RT R relazione di van t Hoff Esiste quindi una relazione lineare fra lnk e1/t. All aumentare di T, lnk (e quindi K) diminuisce aumenta la concentrazione di A ORG. L effetto idrofobico è favorito dall aumento della temperatura T (naturalmente deve essere complessivamente ΔG<0).

35 Hydrophobicity of amino acid residues and hydropathy plots A) Several Hydrophobicity scales: Hphob.Doolittle.html Hphob.Eisenberg.html B) Calculation of Hydropathy plot, starting from amino acid sequences: protscale.pl.htm

36 Hydrophobic effect and mebrane structure-stability t t