A. L. Lehninger, D. L. Nelson, M. M. Cox “Principi di Biochimica”...
-
Upload
nguyendung -
Category
Documents
-
view
274 -
download
2
Transcript of A. L. Lehninger, D. L. Nelson, M. M. Cox “Principi di Biochimica”...
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-
clicca qui per
andare avanti
clicca qui per tornare
indietro
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