Struttura dell'acqua liquida Elevata temperatura di ebollizione (gli omologhi H2S, H2Se e H2Te sono tutti gassosi a Temperatura e pressione ordinarie); L’entalpia standard di evaporazione è ca. il doppio di quella di composti omologhi. Ha un massimo di densità a 4°C [ρ(l)>ρ(s)] Ha un momento di dipolo pari a 1.53D

Le proprietà del tutto particolari dell’acqua sono determinate dalla presenza di un momento di dipolo molecolare di 1.85 debye e dalla capacità di formare più legami idrogeno, sia con l’atomo di ossigeno (accettore), sia con i due atomi di idrogeno (donatori). O l=0.957Å H =104.5° H La formazione di legame idrogeno ha una regolazione termodinamica fine, con un contributo entalpico favorevole (-5 kcalmol-1) e un contributo entropico sfavorevole (>0) a causa della strutturazione del solvente.

S° < 0 H° < 0 nH2O(l)  [H2O(l)]n un aumento di temperatura sposta l’equilibrio verso i rotameri liberi in soluzione

Struttura tridimensionale del ghiaccio Struttura tridimensionale del ghiaccio. A destra si possono notare i canali esagonali presenti nella struttura cristallina. Dimero di H2O: r=0.96Å R=2.96Å Φ=170° ΔH=-5.2kcal·mol-1

Nel liquido esiste un equilibrio tra molecole di H2O strutturate in clusters stabilizzati da legami idrogeno e molecole libere di ruotare nella fase liquida (rotameri liberi). nH2O ⇄ (H2O)n

Funzione di distribuzione radiale g(r) misura la distribuzione delle particelle in una data fase in funzione della distanza r da una particella presa come riferimento. g(r) = 1 distribuzione casuale Lavoro necessario per portare due particelle a distanza r, anche detto potenziale di forza media, poiché rappresenta l’energia libera della soluzione ottenuta dalla media su tutte le configurazioni di equilibrio delle molecole di solvente.

Particelle separate da un singolo strato di solvente Particelle a contatto Particelle separate da un singolo strato di solvente Ai massimi di g(r) corrispondono dei minimi nel potenziale di forza media.

ρ, densità del liquido numero di particelle nella prima sfera di solvatazione

σ, diametro di Van der Waals σ(Ar)=3.4Å r=σ r=2σ r=3σ

σ(H2O)=2.8Å Ar liquido, 84K, 0.7 atm H2O, 84K, 1 atm

σ(H2O)=2.8Å r’(H2O)=3.4Å La seconda sfera di coordinazione cade a r=4.5Å, la stessa della seconda sfera di coordinazione del ghiaccio!

Energia libera elettrostatica = specie cariche in soluzione (solvatazione di ioni) a = raggio ionico

Clatrati Molecole di idrocarburi semplici o di gas nobili formano in acqua i cosiddetti clatrati o gas idrati, caratterizzati da una struttura poliedrica di molecole d’acqua, legate tra loro da legami idrogeno, che forma una cavità centrale che racchiude la molecola apolare. Dodecaedro pentagonale Diametro della cavità ≈ 5Å Cluster di dodecaedri pentagonali

Entalpie di formazione di gas idrati Entalpia di idratazione – per molecole apolari è dell’ordine di -65kJ·mol-1 (praticamente indipendente dal tipo di molecola). L’energetica non dipende da interazioni soluto-solvente, ma piuttosto dalla formazione di legami idrogeno nei clusters di acqua. Entalpie di formazione di gas idrati molecola H(kcalmol-1) Ar -16.6 CH4 -14.5/-17.0 Kr -13.9/-16.5 C2H4 -15.0 C2H6

Entropia di idratazione – Legata alla strutturazione del solvente in clusters, comporta un contributo entropico negativo. Volume escluso – dipende dalla forma e dal volume delle molecole di soluto. I contributi di volume escluso sono di tipo entropico. La struttura a cluster massimizza il numero di legami idrogeno tra le molecole di H2O. I dodecaedri pentagonali riportati in figura presentano una cavità centrale di ca. 5Å di diametro

L’energia libera per la creazione di una cavità aumenta fortemente con le dimensioni della cavità stessa. Variazione dell’energia libera in funzione del raggio della cavità

Termodinamica di solvatazione Energia libera di solvatazione: variazione di energia libera nel trasferimento di una molecola dal vuoto al solvente. Legame idrogeno cavitazione elettrostatico Van der Waals

Energia libera necessaria per formare la cavità nel solvente in cui deve essere ospitato il soluto. E’ positiva, poichè la componente entropica (sfavorevole) è predominante. A = area superficiale accessibile del solvente Il numero di molecole di solvente presenti nella prima sfera di idratazione è proporzionale alla superficie delle molecole di solvente accessibili al soluto. Questo vale sia per le interazioni di Van der Waals, che per il volume della cavità atta ad ospitare una molecola di soluto.

Entalpia di idratazione di molecole apolari (a) e di ioni (b)

Solubilizzazione in acqua A(g) ⇄ A(aq) molecola Hs0 (kcalmol-1) Ss0 (u.e.) Gs0 CH4 -3.18 -31.8 6.30 C2H6 -4.16 -34.3 6.06 n-C3H8 -5.38 -38.9 6.21

Effetto idrofobico Molecole apolari in acqua tendono ad aggregare tra di loro. A questo effetto viene dato il nome di interazioni idrofobiche. In realtà non esiste nessuna particolare forza idrofobica, ma questo effetto è interamente spiegabile in termini di interazioni fondamentali. Il contributo energetico predominante nel determinare questi effetti è di gran lunga il termine entropico, mentre le interazioni vere e proprie, legate a contributi di tipo entalpico, sono relativamente poco importanti.

Le interazioni idrofobiche rappresentano un contributo importante alla stabilità della forma nativa di proteine in soluzione acquosa. L’acqua partecipa in molti modi alla strutturazione proteica: - competizione rispetto ai siti di legame idrogeno la solvatazione preferenziale di gruppi polari la formazione di clusters intorno ai residui apolari esposti al solvente.

Effetto idrofobico Associazione in fase gassosa di molecole apolari Associazione in fase acquosa di molecole apolari

Parametri termodinamici di mescolamento di idrocarburi semplici in acqua (T=25°C, p=1 atm, C°=1M)

• L’entalpia di solvatazione è leggermente favorevole al processo. Questo risultato è dovuto al bilancio globale delle interazioni in gioco: Interazioni soluto-solvente debolmente favorevoli (interazioni di van der Waals); massimizzazione dei legami idrogeno nei clusters di acqua; perdita di legami idrogeno nel volume occupato dalle molecole di solvente. • L’entropia di solvatazione è fortemente sfavorevole al processo a causa della necessaria strutturazione del solvente in clusters. • Come risultato l’energia libera di solvatazione è sfavorevole al processo di solubilizzazione di una molecola apolare in acqua.

Prendiamo in considerazione il trasferimento di una molecola apolare da un solvente organico (eptano) all’acqua: A(eptano) ⇄ A(aq)

E’ termodinamicamente favorito il processo inverso. Il solvente idrocarburico simula la polarità esistente all’interno di una proteina (costante dielettrica 2). Questa dunque rappresenta anche l’energetica che porta i residui apolari a collassare per dar luogo ad una struttura globulare all’interno della quale si crea un intorno fortemente idrofobico.

CnH2n+1COOH(aq) ⇄ CnH2n+1COOH(eptano) Nel caso di acidi grassi: CnH2n+1COOH(aq) ⇄ CnH2n+1COOH(eptano)

Consideriamo ora la solubilizzazione in acqua di molecole di CH4 in fase gassosa secondo l’equilibrio: 2CH4(g)  [(CH4)2](aq) L’energetica dei singoli passaggi è data da: a) solvatazione della singola molecola di metano in fase gassosa: CH4(g)  CH4(aq) Gsolv,m = 6.30 kcalmol-1 b) dimerizzazione del metano in fase gassosa: 2CH4(g)  [(CH4)2](g) Gdim,g = 5.70 kcalmol-1 c) solvatazione del dimero di metano in fase gassosa: [(CH4)2](g)  [(CH4)2](aq) Gsolv,d = 6.10 kcalmol-1

Il metano è praticamente insolubile come monomero, mentre è leggermente favorita la solubilizzazione come dimero. La formazione di clusters di molecole di H2O è un processo dispendioso dal punto di vista entropico. Per minimizzare la formazione di clusters, le molecole di soluto apolari tendono ad aggregarsi tra loro, sfruttando le interazioni di Van der Waals debolmente attrattive. La perdita di entropia dovuta alla dimerizzazione, con conseguente perdita di gradi di libertà traslazionali e rotazionali, è più che compensata dal guadagno entropico assicurato dalla formazione di un minor numero di clusters. Per ogni Å2 di superficie di idrocarburo rimosso dal contatto con l’acqua, vi è un guadagno di energia libera di 0.2kJ·mol-1·Å-2.

CH4 CH4 CH4 CH4 Raggio di Van der Waals CH4= 1.70Å Area CH4 (sfera): 36.3Å2 La dimerizzazione sottrae circa mezza calotta sferica per molecola dal contatto con l’acqua, con un guadagno di energia libera di (36.3·0.2)/2= -3.65kJ·mol-1= 0.9 kcal·mol-1 (exp. 0.7kcal·mol-1).

Parametri termodinamici per la dimerizzazione di alcuni amminoacidi (T=25°C) Il contributo entalpico è leggermente sfavorevole, mentre il contributo entropico è favorevole, nonostante nel processo di associazione delle molecole di soluto e di strutturazione del solvente in clusters il contributo entropico sia negativo. Il bilancio complessivo è dettato dall’equilibrio monomero vs. dimero in soluzione!

In un solvente apolare la variazione entropica sfavorisce il processo di dimerizzazione. Ex. 2 NMA (N-metilammide)  (NMA)2 in CCl4 S = - 11 u.e. CH3 CH3   C=OHN NHO=C

Scala di idrofilicità di aminoacidi Assume la glicina come riferimento: le differenze energetiche nella scala sono imputabili all’effetto delle catene laterali. La scala di idrofilicità è basata sull’equilibrio di solubilizzazione di una specie gassosa in soluzione acquosa: A(g) ⇄ A(aq)

residuo Idrofilicità (kcalmol-1) Arg -22.31 Pro - Asp -13.34 Cys -3.63 Glu -12.63 Ala -0.45 Asn -12.07 Trp -8.27 Lys -11.91 Met -3.87 Gln -11.77 Phe -3.15 His -12.66 Val -0.40 Ser -7.45 Ile -0.24 Thr -7.27 Leu -0.11 Tyr -8.50 Gly

Scala di idrofobicità di aminoacidi Assume la glicina come riferimento: le differenze energetiche nella scala sono imputabili all’effetto delle catene laterali. La scala di idrofobicità è basata sull’equilibrio di trasferimento di una specie da una soluzione acquosa ad un solvente apolare: A(aq) ⇄ A(org)

residuo Idrofobicità (kcalmol-1) Arg 3.0 Pro -1.4 Asp 2.5 Cys -1.0 Glu Ala -0.5 Asn 0.2 Trp -3.4 Lys Met -1.3 Gln Phe -2.5 His Val -1.5 Ser 0.3 Ile -1.8 Thr -0.4 Leu Tyr -2.3 Gly

Riassumendo: le interazioni idrofobiche non risultano da repulsioni tra l’acqua e le molecole apolari. Al contrario, i contributi entalpici, associati alle interazioni tra le molecole, sono leggermente favorevoli (<0) a tutte le temperature, come risultato della tendenza delle molecole apolari ad interagire tra loro piuttosto che con l’acqua.  il contributo predominante è quello entropico dovuto alla strutturazione delle molecole di solvente in clusters ordinati, piuttosto che a inesistenti interazioni idrofobiche repulsive. Di conseguenza, data la natura entropica del processo, l’effetto delle cosiddette interazioni idrofobiche diminuisce al diminuire della temperatura.