Le interazioni reversibili tra le macromolecole sono mediate da 3 specie di legami non covalenti:

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1 Le interazioni reversibili tra le macromolecole sono mediate da 3 specie di legami non covalenti: 1) Legami elettrostatici 2) Legami idrogeno 3) Forze di van der Waals

2 Le interazioni deboli tra biomolecole Le interazioni idrofobiche sono tipiche delle soluzioni acquose

3 Le interazioni molecolari reversibili sono la base stessa della vita. Alcuni processi biologici in cui sono coinvolti legami deboli non covalenti: 1) Replicazione del DNA 2) Ripiegamento delle proteine 3) Riconoscimento specifico enzima-substrato 3) Riconoscimento di molecole segnale

4 Legami chimici deboli non covalenti Si ha un interazione forte quando molti legami non covalenti vengono formati contemporaneamente.

5 L apertura di una struttura stabilizzata da numerose interazioni deboli richiede che tutte queste interazioni vengano rotte nello stesso momento. La stabilità molecolare indotta da 2, 5, 20 interazioni è molto più grande della semplice addizione delle energie di legame La stabilità (misurata come costante di equilibrio) varia esponenzialmente con l energia di legame

6 I legami deboli non covalenti permettono alle macromolecole di legare in maniera selettiva altre molecole. Solo un perfetto riconoscimento molecolare permette interazioni stabili

7 Legami elettrostatici (1) Un gruppo carico attira un gruppo con carica opposta: - CH 3 - C =O O - + H 3 N - CH 2 - Gruppo carico negativamente ( - ) Gruppo carico positivamente (+)

8 Legami elettrostatici (2) La forza dell interazione elettrostatica è data dalla Legge di Coulomb: Q1Q2 εr 2 Q = carica degli ioni r = distanza tra i gruppi carichie ε = costante dielettrica del solvente. Proprietà fisica che riflette il numero di dipoli. Nel vuoto ε = 1, in H 2 O ε = 80 La distanza ottimale fra gruppi carichi in una interazione Elettrostatica è 2,8 Å.

9 Legami idrogeno Un atomo di idrogeno è condiviso da 2 altri atomi elettronegativi Gli atomi di idrogeno dei gruppi OH, NH, SH (detti donatori di ponti idrogeno) interagiscono con le coppie di elettroni libere degli atomi accettori (Es.: O, N, S). Tipici legami H Lunghezza O - H O 2,7 Å O- H N 2,88 Å

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11 Esempi di tipici legami idrogeno presenti nelle biomolecole Accettore di idrogeno Donatore di idrogeno

12 I Legami idrogeno sono altamente direzionali I Legami idrogeno più forti sono quelli in cui l atomo donatore, l idrogeno e l accetore sono sulla stessa retta.

13 Alcuni legami idrogeno di importanza biologica

14 Forze di van der Waals La distribuzione della carica elettronica intorno al nucleo varia nel tempo. Le variazioni casuali della posizione degli elettroni intorno al nucleo possono generare un dipolo elettrico transitorio che induce un dipolo elettrico altrettanto transitorio ma opposto nell atomo vicino. I due dipoli si attraggono = Interazione di van der Waals

15 Rappresentazione dell Energia di una interazione di van der Waals in funzione della distanza tra due atomi. Il raggio di van der Waals stabilisce quanto un atomo può avvicinarsi ad un altro atomo

16 Legami chimici Tipo di Legame Basi del Legame Enegia Lunghezza Covalente Ionico Idrogeno Interazioni di van der Waals Compartecipazione di coppie di elettroni Attrazione di cariche di segno opposto Condivisione di atomi di idrogeno Interazione tra nubi elettroniche kcal/mol 0,1 nm 3-7 kcal/mol 0,28 nm (ottimale) 3-7 kcal/mol 0,26-0,31 nm (fra gli atomi che condividono l idrogeno) 1 kcal/mol 0,24-0,4 nm

17 I quattro tipi di interazioni deboli tra biomolecole in soluzione acquosa Le interazioni idrofobiche sono tipiche delle soluzioni acquose

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20 La molecola dell acqua

21 La molecola dell acqua ha una struttura dipolare Le coppie di elettroni dello strato esterno dell atomo di ossigeno hanno una disposizione simile ad un tetraedro.

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23 Nel ghiaccio ogni molecola di acqua è bloccata nello spazio e forma 4 legami idrogeno con molecole vicine generando un reticolo cristallino regolare. Nel reticolo cristallino del ghiaccio lo stesso numero di molecole d acqua occupano più spazio che allo stato liquido. Densità ghiaccio < densità dell acqua Allo stato liquido le molecole dell acqua sono in continuo movimento ed i legami H si formano e si rompono continuamente. Ghiaccio Allo stato liquido ogni molecola dio H 2 O forma una media di 3,4 legami idrogeno con le altre molecole

24 La molecola dell acqua ha le caratteristiche di un dipolo elettrico Le molecole del metano non possiedono queste caratteristiche di polarità e sono legate solamente da interazioni deboli (Interazioni di van der Waals)

25 Punto di fusione, punto di ebollizione e calore di evaporazione di alcuni liquidi comuni

26 Effetto dell H 2 O sui legami chimici Tipo di legame Lunghezza (nm) Forza (kcal/mol) Nel vuoto Forza (kcal/mol) In acqua Covalente 0, Non Covalenti: Ionico 0, Idrogeno 0, Attrazione di van der Waals 0,35 0,1 0,1

27 In H 2 O a 25 o C l energia termica delle molecole è dello stesso ordine di grandezza della forza delle interazioni deboli (non covalenti). E invece circa 100 voltre minore della forza di un legame covalente. In H 2 O i legami idrogeno, i legami ionici, quelli idrofobici e le interazioni di van der Waals si formano e si rompono continuamente.

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29 L acqua solubilizza molti sali cristallini idratando gli ioni che li compongono

30 La forza delle interazioni ioniche (F) è data da: F = Q1Q2 εr 2 Q = carica degli ioni r = distanza tra i gruppi carichie ε = costante dielettrica del solvente. Proprietà fisica che riflette il numero di dipoli. Nel vuoto ε = 1, in H 2 O ε = 78,5. La forza delle interazioni elettrostatiche in acqua èdi circa 80 volte minore rispetto alla forza delle stesse interazioni nel vuoto.

31 Le interazioni fra molecole polari risultano fortemente indebolite in un mezzo acquoso. I sistemi biologici hanno risolto questo problema creando dei microambienti privi di acqua (idrofobici) dove le interazioni polari sono molto forti Enzima - Sacca idrofobica + Substrato Un enzima che lega un substrato carico positivamento (+) spesso ha un amminoacido con catena laterale carica negativamente (-) in corrispondenza del sito di riconoscimento

32 Quando un sale come NaCl si scioglie si ha un aumento dell entropia (disordine) del sistema. Perché: ΔG = ΔH - TΔS = negativo ΔH (variazione di entalpia) ha un valore leggermente positivo per la rottura dei ponti idrogeno tra le molecole di H 2 O, parzialmente compensata dalle nuove interazioni soluto - H 2 O ΔS (variazione di entropia) ha un valore nettamente positivo per l aumento del disordine del sistema

33 Solubilità di molecole polari Le biomolecole polari come gli zuccheri si sciolgono facilmente nell acqua per l effetto stabilizzante dei legami idrogeno che si formano tra i gruppi ossidrilici e gli atomi di ossigeno carbonilico dello zucchero e le molecole polari dell acqua

34 * ** * Alcuni organismi hanno proteine trasportatrici solubili in H 2 O (emoglobina, mioglobina) che facilitano il trasporto dell O 2 ** Il legame C=O nella CO 2 è polare ma i due dipoli sono in direzione opposte e si annullano reciprocamente. La CO 2 in soluzioni acquose = H 2 CO 3 e viene trasportata in questo modo.

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36 Interazioni idrofobiche La dissoluzione di soluti idrofobici in H 2 O porta ad un aumento dell entalpia perché la rottura dei legami idrogeno tra le molecole di acqua richiede energia. Si osserva inoltre un decremento dell entropia. Le molecole di H 2 O nelle vicinanze del soluto si orientano, formando strati di molecole d acqua altamente ordinati che circondano le molecole del soluto. La variazione di energia libera (ΔG) è quindi sfavorevole: ΔG= ΔH - TΔS ΔH = positivo, ΔS = negativo ΔG = positivo

37 Il numero di molecole d acqua negli strati ordinati è proporzionale all area superficiale del soluto idrofobico

38 Interazioni idrofobiche Molecole non polari in un ambiente acquoso tendono a raggrupparsi. L aggreagazione delle molecole non polari in acqua porta ad un aumento dell entropia del sistema dovuto alla riduzione della superficie esposta al solvente ed alla conseguente riduzione delle molecole d acqua negli strati ordinati. Queste associazioni di molecole non polari in ambiente acquoso sono dette Interazioni (o attrazioni) idrofobiche

39 Molecole non polari in una soluzione acquosa vengono tenute insieme non tanto perché hanno affinità tra loro ma per ridurre la superficie esposta all acqua.

40 Acidi grassi a catena lunga in acqua Teste idrofiliche Gruppi di molecole di H 2 O fluttuanti Molecole di H 2 O altamente ordinate disposte intorno alla catena alchilica idrofobica

41 Dispersione dei lipidi in acqua Ogni lipide costringe le molecole di acqua circostanti a disporsi in modo ordinato

42 Raggruppamento delle molecole di lipidi Soltanto le porzioni lipidiche sui bordi del raggruppamento forzano l acqua a disporsi in modo ordinato. Solo poche molecole di acqua sono ordinate e quindi l entropia aumenta

43 Micelle Tutti i gruppi idrofobici sono sequestrati e lontano dal contatto con l acqua; non vi sono strati di molecole di acqua altamente ordinate e quindi l entropia aumenta ulteriormente.

44 Dispersione dei lipidi in acqua Ogni lipide costringe le molecole di acqua circostanti a disporsi in modo ordinato Raggruppamento delle molecole di lipidi Soltanto le porzioni lipidiche sui bordi del raggruppamento forzano l acqua a disporsi in modo ordinato. Solo poche molecole di acqua sono ordinate e quindi l entropia aumenta Micelle Tutti i gruppi idrofobici sono sequestrati e lontano dal contatto con l acqua; non vi sono strati di molecole di acqua altamente ordinate e quindi l entropia aumenta ulteriormente.

45 Molecole di H 2 O ordinate che interagiscono con il substrato e con l enzima Molecole di H 2 O disordinate staccate durante la formazione del complesso enzimasubstrato I legami idrogeno tra l acqua e le molecole di soluti polari determinano un certo aumento dell ordine delle molecole di acqua, ma l effetto è meno significativo di quello di un soluto non polare La liberazione di molecole di acqua ordinate favorisce la formazione del complesso enzima-substrato Il complesso enzima - substato è stabilizzato dalla formazione di legami idrogeno, interazioni ioniche e interazioni idrofobiche

46 I sistemi biologici dipendono dal ph. Piccole variazioni del ph possono produrre notevoli modificazioni della velocità di una reazione biologica. In molte reazioni gli ioni H + partecipano direttamente come reagenti. In altre reazioni la cui velocità è influenzata dal ph, gli ioni H + non sembrano partecipare direttamente alla reazione (?) Gli enzimi che catalizzano le reazioni biologiche e molte molecole su cui essi agiscono contengono gruppi ionizzabili con un caratteristico valore di pk a (gruppi amminici e carbossilici degli amminoacidi, gruppi fosforici dei nucleotidi); lo stato di ionizzazione di questi gruppi funzionali varia con il variare del ph.

47 L amminoacido istidina è un acido debole. Il valore di pk a dell azoto protonato della catena laterale (anello imidazolico) è di 6,0

48 I sistemi biologici dipendono dal ph. (b) Dal momento che i gruppi acidi o basici ionizzabili possono essere coinvolti in interazioni ioniche che partecipano alla stabilizzazione di una molecola proteica e consentono all enzima di riconoscere e di legare un substrato Variando il ph si può variare la funzionalità degli enzimi e quindi la velocità delle reazioni biologiche

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50 L acqua come reagente L acqua può partecipare direttamente alle reazioni chimiche dei sistemi biologici (reazioni di idrolisi e di condensazione) Anidride fosforica

51 Estere fosforico

52 Estere carbossilico

53 Acil fosfato

54 Gli organismi viventi si sono adattati al loro ambiente acquoso Proprietà dell acqua importanti per la vita: Elevato calore specifico (energia termica necessaria per aumentare di 1 o C la T di 1 g di acqua) ( tampone termico utile per mantenere la T costante) Alto grado di coesione interna dell acqua allo stato liquido che spiega l alta l tensione superficiale. (Trasporto di soluti nelle piante) Minore densità del ghiaccio rispetto all acqua acqua allo stato liquido (Rallentato processo di congelamento dell acqua) Le proprietà delle macromolecole biologiche derivano dalle loro interazioni con le molecole di acqua dell ambiente circostante.

55 La vita come noi la conosciamo non potrebbe esistere in assenza di acqua

56 FINE

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