Biochimica 6 CFU 6x7=42 ore http//omero,farm.unipi.it

L’esame finale è costituito da una prova orale che riguarderà gli argomenti svolti durante il corso.L'esame finale potrà essere diluito mediante prove “in itinere” programmate. Per gli studenti che abbiano sostenuto positivamente tali prove, l’esame di profitto sarà costituito da uno scrutinio condotto dalla commissione sulla base dei risultati ottenuti nelle suddette prove eventualmente integrate da un ulteriore colloquio

A. L. Lehninger, D. L. Nelson, M. M. Cox “Principi di Biochimica” ed. ZanichelliPer quanto riguarda la Struttura e funzione delle biomolecole :R.H. Garret e C.M. Grisham "Biochimica" ed. ZanichelliL. Stryer "Biochimica" ed. Zanichelli (specialmente per la parte della emoglobia e mioglobina)Mathews e Van Holde "Biochimica" ed.Casa Editrice AmbrosianaPer il Metabolismo intermedio e sua regolazione:R.H. Garret e C.M. Grisham "Biochimica" ed. ZanichelliMathews e Van Holde "Biochimica" ed.Casa Editrice AmbrosianaJ.D. Rawn “Biochimica” ed. Mc Graw-HillPer il Messaggi tra cellule e tessuti : ormoniR.H. Garret e C.M. Grisham “Biochimica” ed. ZanichelliC.M. Caldarera “Biochimica Sistematica Umana” ed. Clueb cap.7 e 8

   

Si chiama legame chimico ciò che tiene unito un atomo ad un altro e si forma sempre fra almeno

due atomi. Per indicare che due atomi sono legati, si

interpone un trattino fra i loro simboli (C-C, H-H, ecc).

Gli atomi formano legami chimici per raggiungere una configurazione elettronica più

stabile, generalmente la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, quindi

l’ottetto. I gas nobili, che già hanno raggiunto l’ottetto, non formano legami chimici.

   

Quando due atomi si avvicinano (un metallo e un atomo di un elemento degli ultimi gruppi), gli

elettroni del livello più esterno dell’atomo meno elettronegativo passano all’atomo più

elettronegativo. Quest’ultimo diviene quindi uno ione negativo, mentre l’altro atomo diviene uno

ione positivo (uno ione è un atomo, dotato di carica elettrica). Fra i due ioni con cariche elettriche

opposte si stabilisce un’attrazione di tipo elettrostatico che li tiene uniti: quest’attrazione

costituisce il legame. I composti contenenti legami ionici sono chiamati composti ionici (NaCl, MgCl2,

ecc).

Un legame ionico si forma fra atomi che hanno una forte differenza di elettronegatività (grandezza introdotta per confrontare

rapidamente la forza con cui ogni atomo tiene legati a sé i suoi elettroni), cioè la cui

differenza dei valori di elettronegatività è superiore a 1,7.

   

Un esempio di composto ionico è il cloruro di sodio (NaCl). Il sodio (Na) appartiene al I gruppo e, quindi, ha un solo elettrone (e-)

esterno; la sua elettronegatività è 0.93, un valore basso. Il cloro (Cl) appartiene al VII gruppo e ha, perciò, sette elettroni esterni; la sua elettronegatività è 3.16, un valore alto. La differenza di

elettronegatività (3.16 – 0.93 = 2.23) fra i due elementi supera il valore standard di 1.7, quindi fra i loro atomi si forma un legame

ionico e l’elettrone dell’atomo di sodio passa a quello di cloro.

1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo

2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo

3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti

   

Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)Formazione del legame ionico nel cloruro di sodio (NaCl)

1 – L’atomo di sodio perde il suo elettrone esterno e diventa uno ione positivo.

Na Na+ + e-

= Atomo di sodio (Na)

   

2 – L’atomo di cloro acquista l’elettrone perduto dal cloro e diventa ione negativo.

Cl + e- Cl-

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Na+ + Cl- NaCl

= Atomo di sodio (Na)

= Atomo di cloro (Cl)

3 – I due ioni, avendo cariche elettriche di segno opposto, si attirano e restano uniti.

   

Oltre agli ioni formati da un solo atomo esistono anche ioni negativi molecolari, cioè raggruppamenti di atomi

con una o più cariche elettriche diffuse su tutto il gruppo. Esempi comuni sono gli ioni nitrato (NO3

-), solfato (SO42-).

Ioni positivi molecolari sono più rari. Tra questi ritroviamo lo ione ammonio (NH4

+).Anche questi ioni possono dare luogo a composti ionici, comportandosi esattamente come gli ioni monoatomici.Un esempio è un composto costituito da ioni calcio e ioni nitrato che ha formula Ca(NO3)2, dove occorrono due ioni nitrato per bilanciare le due cariche positive dello ione

calcio.

   

Il legame covalente si forma fra atomi la cui differenza dei valori di elettronegatività non è maggiore di 1,7. I due atomi mettono in comune un elettrone ciascuno. Gli

elettroni che vengono messi in comune sono elettroni spaiati, cioè elettroni che si trovano isolati in un orbitale. Quando i due atomi si avvicinano a sufficienza, avviene

una parziale sovrapposizione dei due orbitali in cui si trovano gli elettroni spaiati: i due orbitali si compenetrano l’un l’altro per una certa regione di spazio, che apparterrà

contemporaneamente ad entrambi gli orbitali e di conseguenza gli elettroni che si trovano in questi orbitali

apparterranno contemporaneamente ai due atomi.Il legame covalente è il legame chimico più forte e si

distinguono due tipi di legame covalente:

1 - il legame covalente puro;

2 - il legame covalente polare.

   

Un legame covalente è detto “puro” quando si forma fra atomi con lo stesso valore di

elettronegatività, oppure valori molto vicini. In questo caso, gli elettroni che vengono messi in comune fra i due atomi vengono attratti con la

stessa forza da entrambi i nuclei e, perciò, vengono ad essere condivisi in maniera uguale

fra i due atomi (c’è una distribuzione simmetrica della nube elettronica). Esempi

sono la molecola dell’idrogeno (H2) o del cloro (Cl2).

   

IL LEGAME NELLA MOLECOLA DI IDROGENO H2

L’atomo di idrogeno ha solo un elettrone esterno e quindi spaiato. Il gas nobile più vicino all’idrogeno è l’elio (He), che

ha due elettroni nel livello più esterno, cioè ha il primo livello energetico completamente occupato. L’idrogeno tende a raggiungere la configurazione dell’elio, cioè a

trovare un modo per avere due elettroni nel primo livello.Se due atomi di idrogeno mettono in comune i loro elettroni,

ognuno di essi avrà due elettroni, sia pure in comune con l’altro atomo.

H H HH

   

Un legame covalente polare si forma tra atomi che hanno elettronegatività diversa, ma non tanto diversa da rendere possibile la formazione di un legame ionico (la differenza dei valori di elettronegatività è sempre

minore di 1,7).I due atomi mettono in comune i loro elettroni spaiati,

tramite la sovrapposizione degli orbitali in cui si trovano questi elettroni. Tuttavia la coppia di elettroni

non è equamente condivisa fra i due atomi: gli elettroni passano più tempo attorno all’atomo più

elettronegativo, rendendolo parzialmente (non c’è un trasferimento completo di una carica elettrica da un atomo all’altro, quindi non si formano ioni) negativo, mentre l’altro atomo diviene parzialmente positivo.

   

Una molecola biatomica contenente un legame polare è sempre polare, cioè ha un’estremità positiva e

un’estremità negativa.Nel caso di molecole con più di due atomi, la situazione

può essere diversa, e dipende dalla geometria della molecola e dalla somma vettoriale dei momenti

dipolari associati ai vari legami polari.Possiamo considerare alcuni esempi:

- la molecola dell’acqua (H2O)

- la molecola del biossido di carbonio (CO2)

   

Il legame dativo (o di coordinazione) è un legame covalente in cui due elettroni di legame provengono

da uno stesso atomo.Quindi, perché fra due atomi si possa formare un

legame dativo, uno dei due deve avere una coppia di elettroni in uno stesso orbitale, non impegnata in

un nessun legame, e l’altro atomo deve avere un orbitale vuoto nel quale poter “alloggiare” questa coppia. Allora la coppia di elettroni viene messa in

comune fra i due atomi. I due orbitali si sovrappongono e si forma il legame. L’atomo che

fornisce la coppia di elettroni si chiama agente nucleofilo o donatore, mentre l’altro atomo si

chiama agente elettrofilo o accettore.

   

Esempi di legame dativo all’interno delle molecole li ritroviamo negli ossiacidi del cloro

(idrogeno + ossigeno + cloro):

La molecola del più semplice di essi, l’acido ipocloroso (HClO), contiene due legami covalenti, uno tra l’atomo di cloro e quello di ossigeno,l’altro tra l’atomo di

ossigeno e quello di idrogeno:

In questa molecola, l’atomo di cloro ha tre coppie di elettroni disponibili, cioè non impegnate in legami. Anche l’ossigeno ne ha due, ma, essendo l’ossigeno un

atomo fortemente elettronegativo tende ad avere il ruolo di accettore. Se un altro atomo di ossigeno si avvicina alla molecola di HClO, esso “accoppia” i suoi due elettroni spaiati in un unico orbitale, in modo tale da avere un orbitale vuoto nel quale “alloggiare” una delle coppie di elettroni del cloro. Si forma così il legame

dativo tra l’atomo di ossigeno (accettore) e l’atomo di cloro (donatore). La molecola che risulta è quella dell’acido cloroso, HClO2.

H Cl O

O HCl

O HClOlegame dativo

   

Il legame a idrogeno, o a ponte di idrogeno, è un legame che si forma fra molecole che contengono un atomo di idrogeno legato ad un altro atomo più elettronegativo e di piccole

dimensioni.Il legame in queste molecole è covalente polare, con polarità

accentuata: l’atomo di idrogeno è parzialmente positivo, l’altro atomo è parzialmente negativo. Si stabilisce allora un’attrazione

elettrostatica fra l’atomo di idrogeno di una molecola e l’altro atomo di un’altra molecola. Gli atomi che sono allo stesso

tempo sufficientemente elettronegativi e piccoli sono soltanto tre: quelli dell’azoto, dell’ossigeno e del fluoro. Quindi si

formano legami a idrogeno quando un atomo di idrogeno è legato a uno di questi tre atomi. Quindi come esempi possiamo

analizzare in dettaglio:

la molecola dell’acqua (H2O)

la molecola del fluoruro di idrogeno (HF)

   

LEGAMI A IDROGENO NELLA MOLECOLA DIACQUA (H2O)

Nella molecola di acqua, l’atomo di ossigeno è parzialmente negativo, mentre i due atomi di idrogeno

sono parzialmente positivi. Quando due molecole di acqua si avvicinano, si stabilisce un’attrazione

elettrostatica fra l’atomo di ossigeno di una di esse e uno degli atomi di idrogeno dell’altra. Si forma così un

legame a idrogeno fra le due molecole.

d+ d-d-

d+ d+

d+

Interazioni non Interazioni non covalenticovalenti

Macromolecole Biologiche

D A— H

δ- δ-δ+

−−

Macromolecole Biologiche

Le interazioni non covalentiLe interazioni non covalentiInterazioni 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 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

- legami idrogeno

- interazioni di van der Waals

- effetto idrofobico

Macromolecole Biologiche

Le interazioni non covalentiLe interazioni non covalentiEnergie di legame associate alle principali interazioni non covalenti:

Tipo di interazione non covalente Energia di legame (kcal/mole)

Interazioni elettrostatiche 0.3-4

Legame idrogeno 0.5-4

Interazioni di van der Waals 0.03-0.1

Nel considerare i vari contributi energetici che stabilizzano una proteina non si può prescindere dal fatto che la proteina è immersa in un solvente, che ècostituito principalmente da acqua. Le proprietà fisiche del solvente sono estremamente importanti per la stabilità della proteina.

Macromolecole Biologiche

Effetto idrofobicoEffetto idrofobicoLe interazioni fra acqua e superfici non polari non sono favorevoli: proprio come l’olio disperso nell’acqua tende a raccogliersi in un’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 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 meccanismo fisico per cui entità non polari sono escluse da soluzioni acquose è di carattere entropico.

Macromolecole Biologiche

Effetto idrofobicoEffetto idrofobicoLe 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 nédonare 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.

Macromolecole Biologiche

Effetto idrofobicoEffetto idrofobicoPoiché 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

Quindi perchè il processo sia spontaneo (DG<0) occorre l’aggregazione dei gruppi non polari in modo da minimizzare l’area superficiale della cavità occupata dal gruppo apolare e quindi la perdita di entropia del sistema.

acqua acqua

C6H14

C6H14

2xC6H14

Legame Dativo:

È un legame che si forma per condivisione di una coppia di elettroni tra due atomi, ma è uno solo dei due atomi che cede la sua coppia (doppietto) che alla fine risulta in comune. Detto in altre parole più semplici, si forma quando c’è un atomo che può fornire coppie di elettroni. Esempio:

H H + H+ + H N

H N H

H HAmmoniaca Ione Ammonio

Legami chimici secondari “Forza di London”

Le forze di london sono determinate da una forza di natura elettrostatica che si manifesta tra le molecole apolari. Ogni molecola apolare, infatti, presenta un’estremità positiva e un’estremità negativa. La parte positiva attira a sé la parte negativa di una molecola vicina; le varie molecole risultano così legate l’una all’altra da una forza attrattiva di natura elettrostatica, dette appunto forze di London . Esempio di molecole apolari:

Forze di Van der WaalsLe forze di Van der Waals sono forze attrattive che si esercitano tra le molecole polari, è l’intensità delle forze aumenta al crescere delle dimensioni delle molecole. Le forze attrattive si giustificano tenendo conto del fatto che ogni nucleo atomico esercita attrazione sui suoi elettroni ma anche (pur se in misura molto minore) sugli elettroni di atomi vicini. Da queste azioni attrattive si generano deboli legami tra le molecole. Le forze di Van der Waals sono presenti ad esempio tra le molecole di Br2, nel bromo allo stato liquido.

ATTRAZIONE

Legame a idrogenoNelle molecole contenenti atomi di idrogeno legati ad atomi di piccole dimensioni, di notevole elettronegatività , si instaura un legame covalente, cioè lo spostamento degli elettroni di legame verso l'atomo più elettronegativo l'idrogeno risulta parzialmente positivo e l'altro atomo parzialmente negativo:

pertanto tra l'idrogeno e un'altra analoga molecola si manifestano delle forze di carattere elettrostatico più deboli dei normali legami ionici o covalenti ma sufficienti a costituire ostacolo al movimento delle molecole; la presenza di questi legami influenza soprattutto le proprietà fisiche. Un singolo atomo di idrogeno risulta quindi legato contemporaneamente a due atomi distinti, all'uno con un legame covalente e all'altro con un legame molto più debole, il legame a idrogeno appunto, che comunemente si rappresenta con dei puntini. Ecco un esempio di legame a idrogeno:

3H C C

O · · · H O

O H · · · O

C CH3cioè l’acido acetico

LEGAMI CHIMICI

LEGAMI PRINCIPALI LEGAMI SECONDARI

LEGAMI IONICI LEGAMI COVALENTIPURI

LEGAMI COVALENTIPOLARI

LEGAMI METALLICI LEGAME DATIVO

FORZA DI LONDON

FORZA DI VAN DER WAALS LEGAME A IDROGENO

1

�Proprietà della VITA

�La CELLULA

�Classificazione dei viventi

Diversità tra i viventi

2

Ciascun vivente nasce, cresce, genera dei figli a lui simili e muore. La nascita, la crescita, la generazione di figli e la morte rappresentano le più evidenti manifestazioni della vita.Perché un vivente può realizzare questi eventi ?

Tutti i viventi possiedono delle caratteristiche comuni

3

1

La vita è organizzata su più livelli di complessità crescente

Organizzazione

part

icel

le

suba

tom

iche

atomo molecola popolazione comunità ecosistema biosfera

organismo

apparatoorganotessutocellulaorganulo

Tutti i viventi sono formati da materia, organizzata in molecole, come i non viventi. La composizione chimica del vivente è, tuttavia, qualitativamente diversa rispetto a quella dell'ambiente che lo circonda. Le molecole dei viventi, inoltre, sono organizzate in "impalcature" che costituiscono sistemi altamente complessi.

Le proprietà della vita (1/4)

4

Capacità di trasformare materia ed energia

2

Per mantenere la loro particolare organizzazione i viventi devono assumere materia e “spendere”energia. L’energia è indispensabile per trasformare la materia in strutture viventi.

Attraverso la nutrizione il cibo

viene trasformato in materia vivente

Le proprietà della vita (2/4)

5

3 Capacità di rispondere agli stimoli

4 Adattamento

Un vivente è in grado di reagire

di fronte al pericolo

e di adattarsi ai cambiamenti ambientali

Le proprietà della vita (3/4)

Un vivente può muoversi per afferrare la preda, per sfuggire al pericolo, o, come nel caso delle piante, per “inseguire”la luce.

Un vivente è inoltre in grado di trasformarsi per sopravvivere anche in condizioni avverse (evoluzione).

6

5 Capacità moltiplicarsi

La riproduzione consente di mantenere

la vita nel tempo

Le proprietà della vita (4/4)

Qualsiasi organismo vivente èdestinato presto o tardi a scomparire: con la riproduzione la vita passa da un individuo all’altro, permettendo la perpetuazione della specie.

7

CELLULA si riproducescambia materia

ed energia

con l’ambiente

si autoregola

si può evolvere

La cellula : espressione minima della vita

Tutti gli esseri viventi sono costituiti da una o più cellule: è la cellula la piùpiccola porzione organizzata di materia che possiede le caratteristiche della vita.

8

parete cellulare

ribosomicitoplasma

regione nuclearemembrana cellulare

La cellula procariota è organizzata per garantire la sopravvivenza di organismi molto semplici, con minime richieste energetiche, e non risulta specializzata nel compiere funzioni particolari.

Tutto il volume cellulare è occupato da un liquido di consistenza gelatinosa (il citoplasma), in cui sono immersi tuti i costituenti chimici della cellula, e dei piccoli organuli (ribosomi), deputati alla sintesi delle proteine.

Il materiale genetico (DNA) si trova fluttuante nel citoplama, in una regione priva di una membrana che la delimiti (non esiste un nucleo vero e proprio).

Esiste invece una struttura rigida di protezione e di contenimento, la parete cellulare, che la separa dall’ambiente esterno.

La cellula procariota

9

membrana cellulare

nucleo

citoplasma

membrana nucleare

mitocondri

La cellula eucariota è un tipo di cellula molto più voluminosa e complessa della cellula procariota. Al suo interno lo spazio èorganizzato in settori cui compete una certa funzione in modo da assicurarne la sopravvivenza e la riproduzione.

Le diverse regioni all’interno della cellula sono delimitate da membrane interne. In particolare , una membrana (membrana nucleare) delimita il nucleo, in cui si trova il materiale genetico (DNA) che presiede al controllo di tutte le attività della cellula stessa.

La cellula eucariota possiede inoltre numerosi organuli, in alcuni dei quali hanno luogo i processi metabolici fondamentali : nei ribosomi, ad es.,avviene la sintesi delle proteine; i mitocondri sono la sede della respirazione cellulare

La cellula eucariota

Reticolo endoplasmaticocon ribosomi

10

SPECIEGeneri

Famiglie

Ordini

ClassiPhyla

DivisioniREGNI

La chiave della classificazione naturale del mondo vivente è la specie .

Tassonomia : livelli gerarchici

Riconoscere individui della stessa specie può risultare abbastanza complesso. Ecco una definizione di specie universalmente accettata: “la specie rappresenta una categoria sistematica comprendente una o più popolazioni di individui con caratteri simili, in grado di accoppiarsi originando prole feconda”.

Varie specie con caratteristiche comuni vengono raggruppate in generi; a loro volta i generi possono essere riuniti tra loro per alcuni caratteri generali e raggruppati in famiglie; le famiglie in ordini; gli ordini in classi; le classi in tipi di phila per gli animali e divisioni per i vegetali; i phila/divisioni in regni.

Linneo

11MONERE

PROTISTI

PIANTE ANIMALIFUNGHI

Organismi unicellulari procarioti

Organismi eucarioti per lo più

unicellulari

Organismi eucarioti pluricellulari

( differiscono principalmente per il modo di nutrirsi )

I cinque regni

Il modello ad albero di Whittaker in cinque regni evidenzia l’origine comune e la successiva evoluzione di tutte le forme viventi.

12

Caratteristiche dei regni

Regno Tipo cellula Nutrizione Num. cellule

Monere Procariote Autotrofi e eterotrofi

Unicellulari

Protisti Eucariote Autotrofi e eterotrofi

Principalmente unicellulari

Funghi Eucariote Eterotrofi Principalmente pluricellulari

Vegetali (Piante) Eucariote Autotrofi Pluricellulari

Animali Eucariote Eterotrofi Pluricellulari

Amminoacidi

Un amminoacido è un composto che contiene sia un

gruppo carbossilico sia un gruppo amminico.

Gli -amminoacidi sono i più importanti in biologia perché

rappresentano i monomeri con cui vengono formate le

proteine

Gli Amminoacidi si ottengono per idrolisi delle proteine che

sono polimeri naturali composti da unità di Aa legate fra loro

da legami ammidici (peptidici). Gli amminoacidi servono

come fonte di azoto per altri composti:

Basi azotate del DNA e RNA

Eme e strutture simili nella mioglobina, emoglobina,

citocromi, enzimi etc etc

Aceticolina e altri neurotrasmettitori

Ormoni e fosfolipidi

Inoltre possono essere utilizzati come fonte di energia se

l’azoto viene rimosso : Catabolismo

Tranne che nella glicina (NH2CH2COOH) dove R=H, il carbonio è un

centro chirale e tutti gli amminoacidi che si ottengono per idrolisi delle

proteine sono otticamente attivi.

Essi hanno configurazione L relativamente alla gliceraldeide. La

convenzione di Fischer introdotta per i carboidrati vale anche per gli

amminoacidi:

N.B.: - in natura carboidrati serie D, Amminoacidi serie L !

- non c’è relazione tra configurazione relative e potere ottico rotatorio!

Gli amminoacidi portano tutti un nome comune e sono

identificati da una abbreviazione di tre lettere.

Possono essere classificati sulla base della polarità della

catena in:

Amminoacidi idrofobici Amminoacidi idrofili

Amminoacidi neutri con catene non polari

Amminoacidi neutri con catene polari

Amminoacidi acidi con catene polari

Amminoacidi basici con catene polari

Aa con catena neutra, non polare

Aa con catena neutra, polare

Aa con catena polare, acida

Aa con catena polare, basica

Proprietà acido-base degli amminoacidi

nella molecola dell’amminoacido sono contemporaneamente

presenti una funzione carbossilica acida e una funzione

amminica basica. Sono reciprocamente compatibili?

Gli aa con una sola funzione acida e una sola funzione basica

vengono più correttamente rappresentati in una forma

IONICA DIPOLARE

Questa struttura ionica è in accordo con:

I punti di fusione elevati (glicina 233°C)

Solubilità relativamente basse nei solventi organici

Proprietà elettriche degli aa ai diversi valori di pH

Gli amminoacidi sono composti anfoteri che si possono comportare

sia da acidi (cedendo un protone alla base forte)

sia da basi (ricevendo un protone dall’acido forte)

Questo comportamento è illustrato dai seguenti equilibri, validi per un aa

con un solo gruppo amminico e un solo gruppo carbossilico

COOHCHR

NH3+

COO-CHR

NH3+

COO-CHR

NH2

aa a pH basso (acido) ione dipolare aa a pH alto (base)

OH-

H+H+

OH-

COO-CHR

NH3+

COOHCHR

NH3+

H+

aa è completamente protonato a pH acido

I valori di pKa per i gruppi ionizzabili degli amminoacidi sono per la maggior parte

ottenuti da titolazioni acido-base, misurando il pH della soluzione in funzione

della base aggiunta (o dell’acido).

Titolazione degli Amminoacidi

Dopo aggiunta di 0.5 moli di base il gruppo carbossilico è neutralizzato per metà. La

concentrazione di ione carico positivamente è uguale a quella dello ione dipolare e il pH = pKa1

del gruppo carbossilico. Il punto finale della prima parte della titolazione si raggiunge quando è

stata aggiunta 1 mole di base: la specie predominante è lo ione dipolare. La parte restante

della curva rappresenta la titolazione del gruppo –NH3+. Quando si aggiungono 0.5 moli di base

(totale 1.5) la metà dei gruppi –NH3+ sono neutralizzati e trasformati in NH2. A questo punto la

concentrazione dello ione dipolare è uguale a quella dello ione carico negativamente e il pH =

pKa2 dell’aa. Aggiunte 2 moli di base l’aa è completamente convertito in anione.

Le curve di titolazione ci permettono di determinare il Punto isoelettrico:

è il valore di pH al quale l’ aa ha carica netta = 0 (zwitterione) Esaminando la curva si

vede che il pI si trova a metà tra la pka 1 e la pka2

pI = ½ [pKa1 (COOH) + pKa2 (NH3+)]

Il punto isoelettrico degli amminoacidi con due gruppi acidi e uno

basico, oppure con due gruppi basici e uno acido è molto diverso da

quello degli amminoacidi con un solo gruppo dei due tipi.

Se sono presenti due gruppi acidi (es. acido aspartico, acido

glutammico) il pI è acido (cca pH 3). Il motivo è la richiesta di un

eccesso di acidità per sopprimere la dissociazione del secondo gruppo

carbossilico (in modo che rimanga neutro).

Se sono presenti due gruppi basici (es. lisina, arginina, istidina) il pI è

basico (cca pH 7,6-10,8). In tal caso è necessario un eccesso di base

per assicurare che uno soltanto dei due gruppi basici sia protonato.

Valori di pKa per gli amminoacidi polifunzionali

Amminoacidoα-CO2H

pKa1

α-NH3

pKa2

Catena laterale

pKa3 pI

Arginina 2.00 9.00 13.20 11.15

Acido Aspartico 2.01 9.82 3.83 2.80

Cisteina 1.71 10.78 8.33 5.02

Acido Glutammico 2.19 9.67 4.25 3.22

Istidina 1.82 9.17 6.04 7.59

Lisina 2.17 9.00 10.80 9.65

Tirosina 2.20 9.11 10.07 5.66

Elettroforesi

Si tratta di un processo per la separazione di

composti sulla base delle loro cariche

Viene impiegata per separare ed identificare miscele

di amminoacidi e proteine.

Le separazioni elettroforetiche possono essere

effettuate impiegando agar, carta, plastiche, acetato

di cellulosa come supporto solido

Come funziona?

Una striscia di carta viene saturata con un

tampone acquoso di pH predeterminato (es.

pH=6.0) e funge da ponte tra due vaschette

elettrodiche. Un campione di aa viene caricato

sotto forma di goccia sulla carta. Si applica un

potenziale elettrico tra le due vaschette

elettrodiche e gli aa migrano verso l’elettrodo di

carica opposta. Le molecole con alta densità di

carica si muovono con velocità maggiore, quelle

che sono al punto isoelettrico rimangono ferme

all’origine.

Gli amminoacidi con

carica negativa al

valore di pH del

tampone utilizzato,

migrano verso

l’elettrodo positivo e

quelli con carica

positiva migrano

verso l’elettrodo

negativo. Quelli che

non hanno carica

rimangono al punto

d’origine.

Reazione con ninidrina

Cromatografia su carta

Dopo completa separazione

per rendere visibili gli aa si

spruzza un colorante. Il

colorante più comunemente

usato è la ninidrina

NH3

COO-

R

+

AmminoacidiAmminoacidi

�eurotrasmettitori

Proteine

NH3+

(R)

C N

(R)

(S)

S

O

ROCHNCH3

CH3

H COO

(R)-Cys + (S)-Val

Penicillina

Metabolismo

Amminoacidi proteinogenici con catena Amminoacidi proteinogenici con catena apolareapolare (I)(I)

glicina gly G

H2N

HOOC

H

alanina ala A

H2N

HOOC

CH3

valina val V

H2N

HOOC

CH(CH3)2

leucina leu L

H2N

HOOC

CH2CH(CH3)2

Amminoacidi proteinogenici con catena Amminoacidi proteinogenici con catena apolareapolare (II)(II)

isoleucina ile I

H2N

HOOC CH3

CH2CH3

metionina met M

H2N

HOOC

CH2CH2SCH3

fenilalanina phe F

H2N

HOOC

CH2

prolina pro P

HOOC

HN

Amminoacidi proteinogenici con catena Amminoacidi proteinogenici con catena polarepolare (I)(I)

asparagina asn N

H2N

HOOC

CH2CONH2

glutammina gln Q

H2N

HOOC

CH2CH2CONH2

H2N

serina ser S

H2N

HOOC

CH2OH

treonina thr T

H2N

HOOC OH

CH3

Amminoacidi proteinogenici con catena Amminoacidi proteinogenici con catena polare polare (II)(II)

triptofano trp W H2N

HOOC

CH2

NH

tirosina tyr Y

H2N

HOOC

CH2 OH

cisteina cys C

H2N

HOOC

CH2SH

Amminoacidi proteinogenici con catena Amminoacidi proteinogenici con catena acidaacida

(anionici) o (anionici) o basicabasica (cationici)(cationici)

acido aspartico asp D

H2N

HOOC

CH2COOH

acido glutammico glu E

H2N

HOOC

CH2CH2COOH

HOOC

arginina arg R

H2N

HOOC

CH2CH2CH2NH CNH

NH2

istidina his H

H2N

HOOC

CH2N

HN

lisina lys K

H2N

HOOC

CH2CH2CH2CH2NH2

Configurazione degli AmminoacidiConfigurazione degli Amminoacidi

C COOH

H2N

HR

carbonio αααα

COOH

C

R

HNH2

Proiezione di Fischer

CHO

C OHH

COOH

C

R

HNH2

COOH

C

R

NH2H

Amminoacido L Amminoacido D

C

CH2OH

OHH

Gliceraldeide D

Serie L = �H2 a sinistra

Serie D = �H2 a destra

Nomenclatura di CahnNomenclatura di Cahn--IngoldIngold--PrelogPrelog

H

H3C NH2

COOH

(S)-alanina

H

C6H5-CH2 NH2

COOH

(S)-fenilalanina

H2N

COOH

H3C

CH2CH3

H

H

H2N

COOH

H

CH3

H

OH

L-treonina

acido (2S,3R)-2-ammino-3-idrossibutanoico

L-isoleucina

acido (2S,3S)-2-ammino-3-metilpentanoico