Biologiske makromolekylers struktur KJM5310 F1, F2, F3 INTRODUKSJON OG GENERELL STRUKTURKJEMI Innledning, atomer, kjemiske bindinger, VSEPR-modellen, intermolekylære krefter, isomeri og konformasjoner. Høsten 2004 - Hans-Petter Hersleth
Prakiske opplysninger Pensum, forelesningsplan, forelesningsnotater og viktig info vil ligge på hjemmesiden til kurset: Endringer og beskjeder vil ellers bli gitt på epost http://www.uio.no/studier/emner/matnat/kjemi/kjm5310/h04/
Pensum og lærebøker Lærebøker er: Branden og Tooze Introduction to Protein Structure Voet and Voet: Biochemistry 2. eller 3. utgave Wolfram Saenger Prinicples of Nucleic Acid Structure (Kopier deles ut) I tillegg vil det bli delt ut 5-6 originalartikler om strukturbeskrivelse av ulike utvalgte molekyler Nobelprisen i kjemi 2003 MacKinnon ionekanaler
Biologiske makromolekylers struktur
Innledning om kurset Det finnes tre hovedklasser med biologiske makromolekyler (polymerer): Byggestein Aminosyrer Nukleotider Enkle karbohydrater Polymer Protein Nukleinsyrer (DNA/RNA) Polysakkarider I dette kurset skal vi se på alle tre klassene, med hovedvekt på strukturoppbygging og forståelse av sammenheng mellom struktur og funksjon Vi skal også se på oppbygging av biologiske komplekser som ribosom og nukleosom
Innledning om kurset Vi skal klassifisere grupper av molekyler etter strukturoppbygging (ulike klasser av proteiner, ulike typer polysakkarider og ulike former av DNA/RNA og kromosomer) Vi skal se på enkelte proteinrelaterte prinsipper som proteinfolding og enzymkinetikk. Vi skal også se på en del grupper av proteiner med ulike biologiske funksjoner: Fiberproteiner Globiner Proteiner i immunsystemet Membranproteiner og ionekanaler Viruskappeproteiner Glykoproteiner
Innledning til kurset Pensum kan deles inn i to kategorier: Grunnleggende strukturprinsipper og struktur/funksjonsforhold, proteinfolding og enzymkinetikk Case -studier av ulike utvalgte klasser av proteiner, polysakkarider og nukleinsyrekomplekser Før vi starter med makromolekyler skal vi gjennomgå noen grunnleggende strukturkjemiske prinsipper og litt ulike eksperimentelle teknikker til strukuroppklaring.
Fra atomer til kovalente molekyler Atomenes oppbygging: Bohrs teori: Fysikkens gamle lover kunne ikke gjelde fullt ut for atomer H-atomet: Elektronene kunne bare følge bestemte baner Kvantemekanikk (den nye mekanikken) finne kompliserte matematiske funksjoner som beskriver sannsynligheten for å finne elektronet på et bestemt sted. Bohr Elektronsky
Atomorbitaler Den detaljerte strukturen til atomet finnes ved å løse den såkalte Schrödingerlikningen for systemet (Kvantemekanikken beskriver elektronene som bølger): 2m HΨ = Ψ' ' + VΨ = EΨ EΨ der H består av den kinetiske og den potensielle energien Ved å løse likningen for H-atomet får en bølgefunksjon Ψ som beskriver elektronet, og Ψ 2 angir sannsynligheten for at elektronet er et gitt sted. Dette gir atom-orbitalerne (bølgefunksjonene) som beskriver hvilke tilstander som er tillatt for systemet totalt.
Atomorbitaler De ulike løsningene er tilordnet et eller flere kvantetall som beskriver egenskapene ved orbitalene. Kvantetall Hovedkvantetall Bikvantetall Magnetisk kvantetall Spinn-kvantetall Symbol n l m l m s Betydning Orbitalenergi Orbitalform Orbitalretning Elektronspinn Verdi 1, 2, 3, 0, 1, 2,. (n-1) 0, ±1, ±2, ±l ±½ Bi-kvantetallet beskriver også det som kalles underskall Paulis utelukkelsesprinsipp: en orbital kan maksimalt inneholde to elektroner og da med ulike kvantetall (det er m s som er forskjellig)
Atomorbitaler s-orbitaler (l=0) er sfæriske og dermed ikke retningsbestemte p-orbitaler (l=1) er pære -formet og retningsbestemte d-orbitaler (l=2) er også pære -formet og retnignsbestemte f-orbitaler er kun aktuelle for tyngre grunnstoffer (lanthanidene og aktinidene)
Hydridisering Problem: Hvordan forklare strukturen til f.eks. metan (4 ytterelektroner) ved hjelp av atomorbitaler? For å kunne forklare formen til molekyler innfører vi begrepet hybridisering. Hybrid = blanding Ved å blande (lage lineærkombinasjoner) av de ulike primære atomorbitalene får vi dannet nye orbitaler (hybridorbitaler) Disse har en form og retningsbestemthet som stemmer bedre overens med den formen vi observerer på molekyler.
Danne bindinger: hydbridisering metan (hvordan danner denne tetradervinkler med s og p orbitalene?) sp 3 -hybridisering kombinasjon av 1stk s og 3 stk p
sp 2 -hybridisering 1stk s og 2 stk p Gir 1stk p igjen
sp 2 -hybridisering Ledig e- i p-orbital som kan danne binding σ-binding: en bindning som konsentrerer elektrontettheten langs linjen som knytter sammen de bundne kjernene π-binding: binding som dannes ved sideveis overlapping av to p-orbitaler, og som gir elektrontetthet over og under et plan gjennom de bunde kjernene De to elektronparene i dobbeltbindingen klarer å unngå hverandre ved å okkupere forskjellige områder i rommet
sp-hybridisering
sp-hybridisering sp-hybridisering kombinasjon av 1stk s og 1 stk p Etyn: Trippelbinding = 1 stk σ-binding og 2 stk π-bindinger
Forskjellige hybridiseringer
Molekylorbitaler (MO) Når to eller flere atomer er bundet sammen vil de dele elektroner mellom seg. Det er bare ytterelektroner (valens) som er tilgjengelige for deling! Disse elektronene vil være i molekylorbitaler Egentlig må Schrödingerlikningen løses for hele molekylet, men som en enkel men ofte god tilnærming tenker vi oss at moleylorbitaler bare er en lineærkombinasjon av de enkelte atomorbitalene (atomorbitaltilnærmingen). Orbitalene inneholder elektronpar som deles mellom atomene og danner kovalente bindinger. Siden p- og d- orbitaler er retningsbestemte (og også hybridiserte orbitaler) vil da også disse bindingene gå i bestemte retninger ut fra atomene.
s molekylorbitaler Enkeltbindniger dannes av to atomorbitaler (en fra hvert atom) som går sammen til to molekylorbitaler (en bindende og en antibindene, begge elektronene går selvsagt inn i den bindende orbitalen). σ*-antibindende: maksimal elektrontetthet utenfor området mellom kjernene, men langs aksen gjennom kjernene σ-bindende: økt elektrontetthet i området mellom kjernene, og langs forbindelseslinjen mellom kjernene
p molekylorbitaler Tilsvarende danner lineærkombinasjoner av p-orbitalene bindende og antibindende σ- og π-molekylorbitaler
p molekylorbitaler Oppfyllingen av MO-ene gir en forklaring på enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger Bindingsorden = ½ [(antall e - I bindende MO) (antall e - I antibindende MO)]
Delokaliserte MO-er Delokaliserte MO-er gjør at man kan unngå begrepet resonans: For benzen er hvert karbonatom sp 2 -hybridisert, og en ledig p- orbital loddrett på ringen. Ifølge MO-teori vil hver av disse rene p-orbitalene overlappe med to andre p-orbitaler og resultere i en utstrakt sirkulær π-binding som strekker seg over hele ringen med en del av bindingen under ringplanet og en del over dette planet (delokalisert).
Kovalent struktur og molekylgeometri En enkel men effektiv teori for prediksjon av molekylgeometri rundt et sentralatom er valensskall-elektronparfrastøtningsmodellen (VSEPR-modellen). Modellen går ut på: Elektronene opptrer i par som kovalent binding eller som ledig elektronpar Elektronparene vil frastøte hverandre og vil dermed så langt unna hverandre som mulig Dobbeltbinding og trippelbinding teller som et par (en arm ) Ledige elektronpar opptar mer plass enn elektronpar i binding Start med å tegne Lewisstruktur
Hvis du har et objekt med n antall armer, og ønsker å få disse lengst mulig fra hverandre er det kun følgende løsninger: VSEPR
VSEPR Man skiller mellom elektronpargeometrien og strukturen (molekylgeometrien): O Eks.: H 2 O: 8 valenselektroner => Lewis: H H elektronpargeometrien: tetraedrisk strukturen: bøyd/vinklet (formell ladning O: 0 H: 0) : : Oppgave: Bestem (tegn) strukturen til følgende stoffer: NH 3 SF 4 XeF 4 ICl 3
VSEPR Tabellen viser hvilke molekylgeometrier (strukturer) som kan fåes ut fra de forskjellige elektronpargeometrie ne (formene på elektronstrukturene)
VSEPR Tabellen viser hvilke molekylgeometrier (strukturer) som kan fåes ut fra de forskjellige elektronpargeometrie ne (formene på elektronstrukturene) = Usymmetrisk tetraeder
Intermolekylære krefter Krefter mellom isolerte molekyler gjør at stoffer kan forekomme som væsker og faste stoffer det er styrken i de intermolekylære kreftene som avgjør dette. I ideelle gasser er det ikke vekselvirkning mellom molekyler i det hele tatt. Typer intermolekylære krefter rangert etter styrke: Elektrostatiske (konstante) Ioniske kontakter (tiltrekning mellom motsatte ladninger) Hydrogenbindinger (sterk permanent dipol-dipol) Svak permanent dipol-dipol Elektrodymamiske (variable) Dispersjonskrefter (Londonkrefter/flukturerende dipol-dipol) van der Waalske krefter (Har også mellomting som kontakt mellom permanent dipol og flukturerende dipol)
A. Ioniske kontakter (Coulomb-interaksjoner) Tiltrekning mellom motsatt ladede atomer/atomgrupper, f.eks. NH 4+ og NO 3- i ammoniumnitratkrystaller eller mellom ladede grupper i organiske molekyler (karboksylat og ammonium). 2 E = k q1 q r Coulombs lov: (Punktladninger i vakuum) Ellers innføre dielektrisk konstant Ioniske kontakter virker over relativt store avstander da den kun avtar med 1/r Disse tiltrekkende eller frastøtende kontaktene er ikke retningsbestemte
B. Hydrogenbindinger Sterk dipol-dipol kontakt: oppstår når to elektronegative atomer (O og N, av og til C og S). konkurrerer om samme hydrogen atom DH A D donor, A akseptor H-atomet er formelt bundet til donor D. De vanligste kombinasjonene i biokjemi (rangert etter styrke) er: δ- δ+ δ- δ+ OH OR NH OR OH NR NH NR Særlig forekommende i: proteiner, polysakkarid proteiner, DNA/RNA proteiner DNA/RNA
B. Hydrogenbindinger Det er den elektronrike delen av akseptoren (elektronparet) som deltar i bindingen. Disse tiltrekkende kreftene er derfor middels retningsbestemte. Dette har betydning blant annet for struktur og stabilitet av proteiner og DNAdobbelthelikser For oksygen betyr det at det er gunstig å komme inn litt på skrå i forhold til O-R bindingen
B. Hydrogenbidninger Mest foretrukket geometri for hydrogenbindinger er vist i figuren Jo sterkere binding jo mer lineær er hydrogenbindingen DH A BEST MED LINEÆR SAMME PLAN TETRAEDRISK Hydrogenbindingsavstanden D A er mer følsom for egenskapen til H-atomet enn til den basiske akseptoren: jo er surer H-atomet er, jo kortere binding. Når OH deltar som donor i en hydrogenbinding øker den negative ladningen på donoroksygenet slik at det blir en bedre hydrogenbindingsakseptor for neste hydrogenbinding. Hydrogenbindingsavstanden D A for sterke O O og N O avstander ligger rundt 2.75 og 2.85 Å
C. van der Waalske krefter mye svakere enn hydrogenbindinger Svake dipoler (permanente dipoler Dispersjonskrefter (flukturerende dipoler) Alle atomer og molekyler tiltrekker hverandre (selv uten ladede grupper) som et resultat av polarisering. Svake dipoler finnes i alle molekyler hvor det er en viss forskjell i elektronegativitet mellom atomene som er bundet sammen. Dette er permanente dipoler som er tilstede hele tiden. Dispersjonskrefter (flukturerende dipoler) finnes ofte mellom upolare molekyler med høyt innhold av C og H, f.eks. lange karbonkjeder i fett, aromatiske ringssystemer (stor elektrontetthet som er lett polariserbar), molekyler med de store halogenatomene Cl, Br og I.
C. van der Waalske krefter Disse kreftene virker kun på svært kort avstand (faller av med 1/r 6 og er ikke særlig retningsbestemte. Selv om hver enkelt kontakt er veldig svak sammenlignet med ioniske kontakter og hydrogenbindinger kan summen av mange slike kontakter over en stor flate være ekstrem van der Waalske kontakter er gjerne 0.3-0.5 Å lenger enn summen av van der Waals radiene (og rundt 1.2 Å lenger enn kovalente bindinger)
van der Waals radius En viktig kontakten både energetisk og strukturelt er frastøtningen mellom atomer og molekyler når de nærmer seg hverandre. (Elektronene kan ikke være i samme del av rommet samtidig - Paulis utelukkelsesprinsipp) Denne energien øker kraftig med avtagende avstand mellom atomene (molekylene) slik at atomene kan tenkes å okkupere et gitt volum et ugjennomtrengelig volum. Dette kalles van der Waals radiusen. Størrelsen på atomer Oxygen Carbon Sulphur Atom Hydrogen Nitrogen Observed range 1.4-1.7 (Å) 1.0-1.54 1.55-1.60 1.70-1.78 1.75-1.80 Radius when singly bonded (Å) 1.17 1.40 1.55 1.75 1.80
Oppgave Hvordan vil benzeneringer (i f.eks. Phe, Tyr og Trp aminosyrene) ordne seg i forhold til hverandre i en struktur?
Isomeri Isomerer er ulike molekyler med samme molekylformel. Skiller mellom ulike typer: Konstitusjonsisomeri (hvor atomene er forbundet ulikt til hverandre) Funksjonell isomeri (eter, alkohol) Skjelett-isomeri (2-butanol, tert-butanol) Posisjonsisomeri (like funksjonelle grupper: 1-propanol, 2-propanol) Stereoisomeri (hvor atomene er forbundet likt til hverandre, men med ulik orientering i rommet) Cis/trans isomeri (dobbeltbinding og ringer) Kirale sentre (RS stereosentre)
Isomeri For alle former untatt kirale isomerer gjelder det generelt at fysikalske egenskaper (kokepunkt, smeltepunkt, o.l.) er ulike. For enantiomere er disse like. Kjemiske egenskaper vil også generelt være ulike. Kirale molekyler kan også ha ulike kjemiske egenskaper dersom omgivelsene er kirale (eks. kiral katalysator/enzym gjenkjenner kun den ene isomeren). R-limonene (frisk appelsinsamak) S-limonene (harsk sitronsmak) Hvis det er flere kirale sentre i et molekyl vil de ulike isomerene kalles enten racemisk blanding (hvis de er speilbilder av hverandre) eller diastereoisomere (hvis de ikke er speilbilder).
Stereoisomerisk notasjon Alle former for isomerer over untatt kirale gir ulike navn på molekylene For de kirale molekylene finnes det et system for å navnsette de ulike speilbildeformene av molekylet Dette systemet kalles Cahn-Ingold-Prelog og hvert kiralt senter er tilknytten en bokstav (R eller S) som forteller hvilken form molekylet har ved det aktuelle atomer. R og S tilordnes etter bestemte regler hvor de ulike substituentene får ulik prioritet. Prioritet styres av atomnummer høyest atomnummer får rang foran lavere atomnummer. R betyr høyre, S betyr venstre. SH > OH > NH 2 > COOH > CHO > CH 2 OH > C 6 H 5 > CH 3 > H
Stereoisomerisk notasjon Lavest prioritet inn i tavleplanet SH > OH > NH 2 > COOH > CHO > CH 2 OH > C 6 H 5 > CH 3 > H
Fischerprojeksjon: Sterokjemisk notasjon
Konformasjoner Ulike ikke-separerbare (*) former av samme molekyl. Det er ingen bindinger som må brytes for å gå fra en konformasjon til en annen overgangen er dynamisk og fleksibel. I en samling av like molekyler kan ulike konformasjoner være i likevekt. Rotasjonskonformasjoner dannes ved at molekylet rotere rundt enkeltbindinger. Energien fra omgivelsene (temperaturen) må være høy nok til at barrieren kan overstiges. Det er vanligvis tre energi-minima for hver binding: gauche-, trans og gauche+ (rotasjon 120º) (*) Fysisk separasjon. Man kan godt studere de ulike formene vha. fysikalske metoder (f.eks. spektroskopi)
Konformasjoner Rotasjonskonformasjoner: = ecclipsed Lavest energi
Konformasjoner Ringkonformasjoner i en ring med atomer er det ikke fri rotasjon rundt enkeltbindinger. Det gjør at ulike ringer har bestemte konformasjoner som er spesielt stabile. Av særlig interesse for biologiske makromolekyler er 5-ringen (den finnes i ribose og deoksyribose i h.h.v. RNA og DNA) 5-ringer atomene ligger ikke i samme plan slik at ringen er flat det vil føre til ugunstig kontakt mellom hydrogenatomer/andre substitutenter på ringatomene. Det er to stabile hovedformer som hindrer slike kontakter: envelope (konvolutt) [half-chair] twist (twistform)
6-ringer?? her finnes det tre hovedformer: chair (stolform) boat (båtform) twist (twistform)
Hva er størrelsen? Et hydrogenatom har en typisk radius på 100 pm (10-12 m) Det er vanlig å bruke enheten Ångstrøm (1Å = 10-10 m) slik at et H-atom får radius 1.0 Å Andre viktige størrelser: C C enkeltbinding 1.54 Å C C aromatisk binding 1.40 Å (i benzen) C=C dobbeltbinding 1.30 Å C=O dobbeltbinding 1.20 Å C/N/O H enkeltbinding 1.1-0.9 Å Hydrogenbinding H O/N 1.75-2.75 Å Diameter benzenring ca. 3.8 Å Lengde utsrakt heksan ca. 6 Å
Sammendrag Atomer elektronene kan beskrives ved hjelp av orbitaler. Hver orbital har et sett kvantetall som beskriver tilstanden til elektronet som befinner seg i orbitalen (energi, form på orbital, magnetisk moment og spinn) Molekyl flere atomkjerner deler elektroner som befinner seg i molekylorbitaler (en kombinasjon av hybridiserte atomorbitaler). Bindingene er kovalente elektropardeling. Hybridisering atomorbitaler blandes og danner nye orbitaler som er bedre egnet til å danne bindinger i molekyler da de får gunstigere geometri VSEPR-modellen elektronpar (enten ledige eller i binding med et annet atom) vil frastøte hverandre og derfor ligge så langt unna hverandre som mulig. Dette bestemmer geometrien (stukturen) rundt hvert atom i et molekyl.
Sammendrag Intermolekylære krefter styrer kontakt mellom molekyler. Tre hovedtyper, ionisk, hydrogenbinding og van der Waals kontakter (svake dipoler, både permanente og flukturerende). Viktig for stabilitet av alle typer makromolekyler, proteiner, DNA/RNA og karbohydrater samt cellulære prosesser (katalyse, singaloverføring, metabolske reguleringer, gjenkjenning). Isomeri det at et fast sett med atomer (en gitt molekylformel) kan danne ulike molekyler med ulike egenskaper. Strukturisomeri atomer har forskjellige naboer (funksjonsgeometri, kjedeisomeri, posisjonsisomeri) Stereoisomeri atomer har samme naboer, men den totale geometrien til molekylene er ulik (cis/trans ved dobbeltbindinger og ringer, speilbildeisomeri på grunn av kirale atomer.)
Sammendrag Konformasjoner ( rotasjonsisomere ) ikke-separerbare former av samme molekyl ingen bindinger brytes ved overgang fra en konformasjon til en annen (dette er ikke mulig ved overgang mellom isomerer)