Argomenti attinenti allo studio dei biopolimeri

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1 Argomenti attinenti allo studio dei biopolimeri
Aspetti termodinamici 1) Il concetto acido-base “hard-soft” 2) L’effetto chelante e la serie di Irving-Williams 3) I valori di pKa di leganti coordinati 4) Modulazione dei potenziali redox 5) Effetti del biopolimero Aspetti cinetici 1) Velocità di scambio del legante 2) Reazioni di sostituzione 3) Reazioni di trasferimento elettronico Strutture elettroniche e geometriche di ioni metallici in biologia Reazioni di leganti coordinati

2 1) Il concetto acido-base “hard-soft”
Aspetti termodinamici 1) Il concetto acido-base “hard-soft” ACIDI E BASI DI LEWIS Acido: accettore di una coppia di elettroni Base: è una sostanza che agisce da donatore di una coppia di elettroni Questa definizione include la definizione di Brønsted-Lowry come un caso speciale dato che il protone può essere considerato un accettore di una coppia di elettroni e una base è un donatore di una coppia di elettroni: H+ + :OH- H:OH Applicando la definizione di Lewis, tutti i leganti sono delle basi e tutti gli ioni metallici sono degli acidi. Il grado di affinità di uno ione metallico per un dato legante definisce la sua acidità di Lewis verso quel legante, mentre la tendenza di un legante di legarsi ad uno ione metallico definisce la misura della sua basicità di Lewis.

3 Classificazione degli acidi e basi secondo Pearson
Il concetto di “hard” e “soft” introdotto da Pearson (J. Chem. Ed. 1968, 45, ) permette di classificare gli acidi (in questo contesto ioni metallici) e le basi secondo le caratteristiche elettroniche degli atomi donatori e accettori. Sono identificati empiricamente dall’ordine opposto della forza del legame di formazione di complessi con le basi alogenuro (come misura della costante di formazione Kf del complesso acido-base). Classe a: I- < Br - < Cl- < F- (hard) Classe b: F- < Cl- < Br- < I- (soft) Ioni metallici di tipo a (acidi) sono piccoli, non sono facilmente polarizzabili ed essi preferiscono leganti (basi) piccoli e poco polarizzabili. Sono stati chiamati acidi e basi “hard” Ioni metallici di tipo b (acidi) sono grandi, facilmente polarizzabili ed essi preferiscono leganti (basi) grandi e facilmente polarizzabili. Sono stati chiamati acidi e basi “soft”

4 Cationi hard formano complessi in cui le interazioni coulombiane sono dominanti
Cationi soft formano complessi in cui è dominante il legame covalente Ioni metallici di tipo a (hard) sono principalmente: - ioni dei metalli alcalini e alcalino-terrosi -ioni metallici leggeri e con elevata carica: Ti4+, Fe3+, Co3+, Al3+ Ioni metallici di tipo b (soft) sono principalmente: - ioni pesanti di metalli di transizione: Hg2 2+, Hg 2+, Pt 2+, Pt 4+, Ag +, Cu + ioni di metalli in bassi stati di ossidazione, ad es. nei metallo carbonili Alcuni ioni (Fe2+; Co2+; Ni2+; Cu2+; Zn2+; Pb2+) formano complessi le cui stabilità non possono essere pronosticate sulla base della classificazione hard/soft: essi formano la classe border-line

5 Teoria Acido-Base Hard-Soft
Ioni metallici hard (piccolo raggio ionico o carica elevata) hanno poca densità elettronica da condividere con un legante; leganti hard non cedono facilmente la loro densità elettronica. La combinazione dei due genera un complesso che è stabilizzato elettrostaticamente (es. Mg2+ e PO43-; Na+ e CH3CO2-) Ioni metallici e leganti soft (che possiedono nuvole elettroniche facilmente polarizzabili) formano più facilmente legami covalenti (condivisione di elettroni) generando complessi stabili (es. Cu+ e I-, Hg2+ e CH3S Combinando un metallo hard con un legante soft, il metallo non accetta facilmente la densità elettronica offerta dal legante perciò il complesso risultante è meno stabile (i partners sono incompatibili)

6 In un mezzo biologico i leganti sono le catene laterali proteiche, le basi degli acidi nucleici, piccoli costituenti citoplasmatici cellulari, cofattori organici e acqua. Benchè esistano eccezioni, la regola generale è che acidi hard si legano preferenzialmente a basi hard e acidi soft a basi soft. Per esempio, quando un cristallo di una proteina è sciolto in una soluzione di K2PtCl4 allo scopo di preparare un derivato di un metallo pesante, per facilitare la formazione di una adatta fase per la determinazione strutturale ai raggi X, lo ione soft Pt(II) si legherà preferenzialmente ai leganti esposti di tipo soft, più comunemente ai gruppi sulfidrilici della cisteina o a legami tioetere della metionina. Il legame con gruppi carbossilato, glutammato o aspartato è molto meno probabile. Metalli alcalini o alcalino terrosi come lo ione Ca2+ sono molto comunemente coordinati ad atomi di ossigeno di gruppi carbossilato, il Fe3+ a donatori di ossigeno carbossilato o fenossido, ed il Cu2+ ad atomi di azoto istidinici.

7 Metallotioneina Una delle migliori illustrazioni del principio acido base hard-soft è fornito dalle metallotioneine. Circa il % degli amminoacidi di questa classe di piccole proteine è costituito da residui cisteinici, i cui gruppi sulfidrilici si legano saldamente a ioni metallici soft quali Cd2+, Hg2+, Pb 2+ e Tl+. Una delle funzioni biologiche delle metallotioneine è la protezione delle cellule dagli effetti tossici di questi ioni metallici.

8 2) L’effetto chelante e la serie di Irving-Williams
Aspetti termodinamici 2) L’effetto chelante e la serie di Irving-Williams La “chelazione” si riferisce alla coordinazione di due o più atomi donatori di un unico legante all’atomo centrale metallico. Il complesso metallo-chelante ha una elevata stabilità derivata in parte dal favorevole fattore entropico che accompagna il rilascio di leganti non chelanti, usualmente acqua, dalla sfera di coordinazione. Questo fenomeno è illustrato nella chelazione di Ni (II) in soluzione acquosa da parte del legante esadentato etilendiamminotetraacetato (H2edta-2). [Ni(H2O)6]2+ + H2EDTA2-  [Ni(EDTA)]2- + 4H2O +2H3O ∆S > 0 Leganti l’EDTA, sono usati in medicina per chelare ioni metallici che possono essere presenti in concentrazioni tossiche, oppure come additivi nei cibi per limitare le disponibilità di metalli essenziali a batteri pericolosi, prevenendo così il loro deterioramento. Il legante EDTA stesso è comunemente aggiunto a soluzioni tampone nella ricerca biologica per ridurre la concentrazione di ioni metallici liberi che potrebbero promuovere reazioni indesiderate.

9 Un importante esempio in chimica bioinorganica dell’effetto chelante è fornito dai leganti porfirina e corrina. Queste molecole macrocicliche hanno quattro anelli pirrolici quasi coplanari con i loro atomi di azoto donatori diretti verso uno ione metallico centrale. Le risultanti unità metalloporfiriniche o corriniche sono termodinamicamente molto stabili, e sono in grado di legare accomodando una varietà di ioni metallici in differenti stati di ossidazione. Come conseguenza, queste unità chelanti forniscono gruppi funzionali bioinorganici che ricorrono frequentemente, ed utili in biologia, essendo presenti per es. nei citocromi (Fe), nella clorofilla (Mg) e nella vitamina B12 (Co)

10 Serie di stabilità di IRVIN-WILLIAMS
Un altro principio utile in chimica inorganica è la preferenza di legame, per un dato legante, di ioni metallici bivalenti della prima serie di transizione. Questa preferenza segue tipicamente la serie di stabilità Ca2+ < Mg2+ < Mn2+ < Fe2+ < Co2+ < Ni2+ < Cu2+ > Zn2+ 0.72 Å Å come fu per la prima volta evidenziato per primi Irving e Williams. Questo ordine, conosciuto come la serie di Irving e Williams, è in relazione alla diminuzione del raggio ionico lungo la serie, un effetto che conduce a più forti legami metallo-legante.

11 3) I valori di pKa di leganti coordinati
Aspetti termodinamici 3) I valori di pKa di leganti coordinati La coordinazione modifica le proprietà acido-base dei leganti: la carica positiva degli ioni metallici stabilizza la base coniugata di acidi protici attraverso la coordinazione al centro metallico. Questo effetto è del tutto generale e, oltre all’acqua quale legante, vale per molti altri leganti biologici (tioli, imidazolo, fenoli, alcoli, acido fosforico e acidi carbossilici). Ad es. l’acido acetico (HAc) in acqua ha pKa = 4.7. In presenza dello ione Ni 2+ (0.1 M) il pKa diventa 4.0; se lo ione è Cu 2+, pKa diventa 3.0. HAc + H2O ⇄ H3O+ + Ac Ka = La coordinazione dello ione acetato al centro metallico sposta l’equilibrio a destra (HAc diventa un acido più forte). Il legante H2O (pKa = 14.0) coordinato agli ioni Ca2+ o Zn2+ modifica il suo valore di pKa a 13.4 e 10.0, rispettivamente: [Zn(H2O)6]2+ + H2O ⇄ H3O+ + [Zn(H2O)5(OH)] Ka = 10-10

12 Ioni metallici trivalenti sono più capaci di abbassare i valori di pKa di leganti protici dei loro analoghi bivalenti, come aspettato sulla base di considerazioni di carica.

13 4) Modulazione dei potenziali redox-1
Aspetti termodinamici 4) Modulazione dei potenziali redox-1 Alterazioni nell’atomo donatore del legante e nella stereochimica del centro metallico possono produrre grandi differenze nel potenziale a cui possono avvenire reazioni di trasferimento elettronico. I potenziali elencati per gli acquoioni possono essere alterati per più di 1.0 V da questi fattori. I dati in Tabella 2.4 illustrano la capacità di vari leganti di modulare il potenziale redox della coppia CuI/CuII, uno degli esempi meglio studiati in chimica inorganica e bioinorganica. Il CuI, uno ione d10 closed shell preferisce una geometria tetraedrica quando è tetracoordinato o trigonale quando è tricoordinato. I complessi di CuII sono tipicamente quadrato-planari con la possibilità di avere uno o due leganti assiali debolmente coordinati. Quindi, un intorno legante che produce una geometria tetraedrica stabilizzerà normalmente il CuI piuttosto che il CuII, rendendo quest’ultimo un più potente agente ossidante e aumentando il potenziale redox. Come si può vedere dalla Tabella 2.4, l’aggiunta di gruppi R ingombranti nei complessi Cu(R-sal)2 distorce la geometria da planare verso la tetraedrica, rendendo più facile la riduzione del rame ed aumentando il potenziale. Inoltre il CuI è un acido soft e preferisce legare donatori soft come i leganti RS- o R2S. La collocazione di leganti soft nella sfera di coordinazione aumenta il potenziale di riduzione CuI/CuII.

14 4) Modulazione dei potenziali redox-2
Aspetti termodinamici 4) Modulazione dei potenziali redox-2

15 4) Modulazione dei potenziali redox-3
Aspetti termodinamici 4) Modulazione dei potenziali redox-3 Questi effetti legati al tipo di legante donatore e alla stereochimica sul potenziale della coppia CuI/CuII sono evidenti non solo nei complessi inorganici ma anche in parecchie proteine di rame. Nelle proteine blu di rame potenziali redox elevati (quindi maggiore facilità di riduzione) vengono acquisiti attraverso la distorsione della geometria di coordinazione verso una planare trigonale e l’uso di due catene laterali imidazol-istidiniche ed un tiolato cisteinico come leganti donatori. Molti altri importanti esempi di modulazione di potenziali redox operati dall’intorno locale della proteina si incontrano in chimica bioinorganica, inclusi quelli che riguardano i clusters Fe-S ed i citocromi. Qualche volta il potenziale è influenzato dalla costante dielettrica locale fornita dai residui presenti nelle vicinanze ma non necessariamente coordinati ad un centro metallico. Questo fenomeno è analogo all’influenza del solvente sui potenziali redox dei semplici composti di coordinazione.

16 5) Effetti del biopolimero-1
Aspetti termodinamici 5) Effetti del biopolimero-1 La stabilità termodinamica di un centro metallico in un intorno biologico è determinata non soltanto dalle preferenze intrinseche del metallo per un particolare stato di ossidazione, un set di leganti donatori, la geometria di coordinazione, ma anche dalla abilità del biopolimero di controllare, attraverso la sua struttura tridimensionale, la stereochimica ed i leganti disponibili per la coordinazione. Anche residui non coordinanti forniscono contributi a fattori quali la locale idrofilicità o idrofobicità, blocco sterico dei siti di coordinazione, e gruppi in grado di dare legame idrogeno, che possono interagire con atomi legati o non legati nella sfera di coordinazione del metallo aumentando o riducendo la sua stabilità.

17 5) Effetti del biopolimero-2
Aspetti termodinamici 5) Effetti del biopolimero-2 L’effetto chelante in chimica bioinorganica è dato dalla presenza in molti core di metalloproteine di forti e specifici siti di legame per il metallo. La natura ha probabilmente gli agenti chelanti più efficaci a sua disposizione nella forma di catene proteiche che si piegano orientando residui di amminoacidi donatori, per procurare virtualmente ogni desiderata stereochimica attorno al centro metallico. Un esempio di questo fenomeno è il sito Zn-legante nella superossido dismutasi da eritrocita bovino (Cu2Zn2SOD). L’intorno di coordinazione dello zinco in questo sito è così favorevole che la proteina priva del metallo (apoproteina E2E2SOD; E = empty) può rimuovere tracce di Zn dal tampone fosfato per dialisi. Il sito di legame è talmente specifico che quando la Cu2Cu2SOD, in cui ioni Cu2+ occupano il sito degli ioni Zn2+, è trattata con eccesso di ioni Zn2+, il Cu2+ è sostituito. Questa è una chimica insolita, dal momento che essa viola le normali preferenze della serie di Irving-Williams. Chiaramente, lo Zn2+ deve avere una funzione importante in questo sito, che si è evoluto fino ad esprimere il requisito della specificità dello ione metallico.

18 1) Velocità di scambio del legante-1
Aspetti cinetici 1) Velocità di scambio del legante-1 REATTIVITA’ DEI COMPOSTI DI COORDINAZIONE Complessi per i quali le reazioni di sostituzione di uno o più leganti da parte di altri leganti è rapida sono detti labili; quelli per i quali le reazioni di sostituzione sono lente (o non avvengono) sono detti inerti. Questi termini sono cinetici e non vanno confusi con i termini termodinamici di stabile o instabile che si riferiscono alla tendenza di una specie a esistere, in condizioni di equilibrio. Ad es. lo ione [Co(NH3)6]3+ esiste in soluzione acida per mesi come conseguenza della sua inerzia cinetica, pur essendo termodinamicamente instabile, come indicato dal valore della costante di equilibrio della reazione: [Co(NH3)6] H3O+ ⇄ [Co(H2O)6] NH K ~ 1025 Al contrario, la costante globale di formazione (K = 1022) del complesso [Ni(CN)4]2- è alta ma la velocità di scambio dei leganti cianuro (in presenza di un eccesso di CN- in soluzione) è eccezionalmente elevata. [Ni(CN)4]2- è un complesso termodinamicamente stabile e cineticamente labile.

19 1) Velocità di scambio del legante-2
Aspetti cinetici 1) Velocità di scambio del legante-2 LABILITA’ E INERZIA Una definizione pratica di labilità e inerzia è la seguente: sono complessi inerti quelli per i quali le reazione di sostituzione hanno t1/2 maggiori di un minuto. Reazioni di questo tipo possono essere osservate facilmente. Complessi che danno reazioni di sostituzione con tempi di semitrasformazione minori di un minuto sono definiti labili. Con l’esclusione di Cr(III) e Co(III), e talvolta Fe(II), i complessi ottaedrici degli elementi della prima serie di transizione sono normalmente labili. Complessi di Cr(III) e Co(III) subiscono reazioni di sostituzione con t1/2 di ore, giorni o anche settimane, a temperatura ambiente.

20 1) Velocità di scambio del legante-3
Aspetti cinetici 1) Velocità di scambio del legante-3 La Tabella 2.5 riassume le velocità di scambio dell’acqua per molti ioni metallici essenziali. Da questi valori, è chiaro che i legami M-H2O sono molto labili. Le labilità di legami metallo-legante seguono gli andamenti degli acquo-complessi di Tabella 2.5.

21 1) Velocità di scambio del legante-4
Aspetti cinetici 1) Velocità di scambio del legante-4 Classificazione di acquo-ioni metallici sulla base della costante di velocità di scambio del solvente acqua. Gli ioni riportati in Tabella 2.5, considerati labili, possono essere suddivisi in 3 classi: Classe I. Le costanti di velocità per lo scambio di acqua sono superiori a 108 s-1: sono reazioni controllate dalla diffusione del solvente. Comprende gli ioni dei gruppi 1, 2 (eccetto Be e Mg), 12 (eccetto Zn2+) e gli ioni Cr2+ e Cu2+. Classe II. Hanno costanti di velocità nell’intervallo 104 ÷ 108 s-1. Comprende la maggior parte degli ioni bivalenti della prima serie di transizione (e gli ioni trivalenti dei lantanidi). Classe III. Hanno costanti di velocità nell’intervallo 1 ÷ 104 s-1: Be2+, Al3+, Ga3+, V2+ Classe IV. Le costanti di velocità sono nell’intervallo da 10-3 a 10-6 s-1. Appartengono a questa classe Cr3+, Co3+, Rh3+, Ir 3+ e Pt 2+. Per i metalli di non transizione la costante di velocità diminuisce al diminuire del raggio ionico: ioni più piccoli scambiano più lentamente. Questa semplice correlazione non vale per gli ioni di transizione per i quali il numero di elettroni d influenza la reattività. E’ da notare che metalli di transizione tipicamente inerti includono quelli aventi configurazione elettronica d6 (Co3+, Rh3+, Ir3+) e d3 (Cr3+) mentre quelli labili comprendono ioni d4 (Cr2+) e d9 (Cu2+).

22 1) Velocità di scambio del legante-5
Aspetti cinetici 1) Velocità di scambio del legante-5 In generale, le velocità di scambio del legante sono più veloci per gli ioni M2+ meno carichi degli ioni M3+. Ioni metallici molto inerti come lo ione Cr3+ o lo ione Co3+ si incontrano raramente in chimica bioinorganica. Complessi di metalli della seconda e terza serie di transizione sono molto più inerti cineticamente dei loro analoghi della prima serie. Per esempio, una volta che il farmaco anticancro cis-[Pt(NH3)2Cl2] si lega al DNA mediante perdita dei leganti Cl-, il platino non può essere scambiato persino dopo prolungata dialisi del biopolimero platinato. Soltanto leganti con forte legame Pt-legante come gli ioni cianuro possono spostare l'addotto Pt-DNA. Una situazione simile ricorre per il rutenio legato a residui di amminoacidi, come si vede da studi cinetici di reazioni di electron-transfer in proteine.

23 1) Velocità di scambio del legante-6
Aspetti cinetici 1) Velocità di scambio del legante-6 Le velocità di scambio metallo-legante di ioni metallici della prima serie di transizione come il Fe2+ diminuiscono fortemente quando essi sono legati da leganti chelanti multidentati. Le metalloporfirine per esempio, sono cineticamente piuttosto inerti. Tuttavia, i leganti assiali, che non sono parte dell’anello chelato, possono dar luogo a scambio ad alte velocità. Leganti come CO, RS-, e CN- formano legami M-L più inerti. Molte metalloproteine contengono ioni metallici fortemente legati che non possono essere scambiati con ioni metallici liberi persino durante prolungata dialisi in presenza di buoni agenti chelanti. L’inerzia cinetica di questi core proteici spesso è il risultato di una inaccessibilità alla sfera di coordinazione a causa dell’effetto di schermo esercitato dalla proteina. Se la proteina è denaturata, per esempio per riscaldamento o aggiungendo un solvente come il DMSO, il centro metallico può frequentemente essere rilasciato.

24 2) Reazioni di sostituzione-1
Aspetti cinetici 2) Reazioni di sostituzione-1 La sostituzione di un legante con un altro nella sfera di coordinazione dello ione metallico può avvenire con meccanismi associativi (secondo ordine) o dissociativi (primo ordine), con caratteristiche cinetiche e meccanicistiche molto vicine alle reazioni di sostituzione, rispettivamente, SN2 e SN1 in chimica organica. Metalli con numeri di coordinazione più bassi ( 4) tendono a svolgere reazioni di spostamento del legante con meccanismo associativo, mentre metalli con numero di coordinazione più alto ( 6) usano meccanismi dissociativi. Reazioni di sostituzione che avvengono sul metallo centrale legato ad una proteina o ad acidi nucleici possono essere molto più complesse, a causa delle interazioni dei leganti entranti con altri gruppi vicini o dell’accoppiamento di queste reazioni con cambiamenti conformazionali nella macromolecola.

25 2) Reazioni di sostituzione-2
Aspetti cinetici 2) Reazioni di sostituzione-2 Reazioni di sostituzione nei complessi ottaedrici I meccanismi delle reazioni di sostituzione sono principalmente due. Quello dissociativo (tipo SN1): lento Y [L5MX] X + [L5M] [L5MY] veloce In [L5MX] i leganti L non sono labili; X è il legante uscente; Y è il legante entrante Lo stadio lento della reazione è la rottura del legame M-X che porta alla formazione dell’intermedio pentacoordinato [L5M]. Appena formato, l’intermedio reagisce con Y per formare il prodotto: il processo è unimolecolare. Il secondo meccanismo è quello associativo (tipo SN2). In questo caso il legante entrante Y attacca direttamente il complesso formando un intermedio eptacoordinato quale stadio lento della reazione: lento veloce [L5MX] + Y [L5MXY] [L5MY] + X Il processo è bimolecolare.

26 3) Reazioni di trasferimento elettronico-1
Aspetti cinetici 3) Reazioni di trasferimento elettronico-1 meccanismo di trasferimento elettronico a sfera esterna: si osserva quando entrambi i complessi reagenti subiscono reazioni di sostituzione di leganti più lentamente della reazione di trasferimento elettronico. Ad es., nella reazione: [FeII(CN)6]4- + [IrIVCl6]2- ⇄ [FeIII(CN)6]3- + [IrIIICl6]3- entrambi i reagenti sono inerti verso la sostituzione (t1/2 > 1 minuto) ma la reazione redox è veloce (k = 105 L mol-1 s-1). Il meccanismo della reazione prevede due stadi: dapprima si instaura un equilibrio fra i due reagenti che si avvicinano opportunamente fino ad una appropriata separazione internucleare adatta per il trasferimento dell’elettrone. Nel secondo stadio il trasferimento elettronico avviene senza ulteriore variazione di energia: durante il trasferimento elettronico i nuclei dell’ossidante e del riducente sono essenzialmente,stazionari (non si verifica scambio di leganti tra le sfere di coordinazione dell’ossidante e del riducente). Il trasferimento elettronico è veloce una volta che le distanze internucleari sono diventate appropriate.

27 3) Reazioni di trasferimento elettronico-2
Aspetti cinetici 3) Reazioni di trasferimento elettronico-2 2) meccanismo a sfera interna: si osserva quando il complesso riducente e quello ossidante condividono un legante nella sfera di coordinazione interna e l’elettrone viene trasferito attraverso il legante a ponte. Per es.: Nei reagenti il complesso di CoIII è inerte alla sostituzione mentre l’acquo ione di CrII è labile. Nei prodotti lo ione [CrIII(H2O)5Cl]2+ è inerte mentre l’acquo ione di CoII è labile. Il trasferimento di Cl dal Co al Cr è quantitativo. Il meccanismo proposto è così schematizzato: [CoIII(NH3)5Cl]2+ + [CrII(H2O)6] [CoIII(NH3)5ClCrII(H2O)5]4+ scambio elettronico [CrIII(H2O)5Cl]2+ + [CoII(NH3)5H2O] [CoII(NH3)5ClCrIII(H2O)5]4+ H+,H2O [CoII(H2O)6] NH4+ 5 H+ [CoIII(NH3)5Cl]2+ + [CrII(H2O)6] [CoII(H2O)6] [CrIII(H2O)5Cl] NH4+ Inerte labile labile inerte

28 3) Reazioni di trasferimento elettronico-3
Aspetti cinetici 3) Reazioni di trasferimento elettronico-3 CoIII CrII Poiché tutte le specie di CrIII, incluso [CrIII(H2O)6]3+ e [CrIII(H2O)5Cl]2+ sono inerti alla sostituzione,la formazione quantitativa di [CrIII(H2O)5Cl] 2+ implica che il trasferimento elettronico CrII CoIII e il trasferimento di Cl- da Co a Cr sono processi mutuamente interdipendenti, nessuno dei quali è possibile senza l’altro. Il complesso dinucleare con il cloruro a ponte è ritenuto pertanto l’intermedio di reazione 30 Å, k > 10 sec-1

29 Strutture elettroniche e geometriche di ioni metallici in biologia

30 Comuni geometrie per i metalli in chimica bioinorganica.
Nelle biomolecole ossono verificarsi sostanziali distorsioni da queste strutture idealizzate. n.c. 7 bipiramide pentagonale

31 Quando uno ione metallico in un dato stato di ossidazione formale è posto al centro di un poliedro di coordinazione definito da un set di leganti, i livelli energetici degli orbitali d che ospitano gli elettroni del metallo sono alterati rispetto a quelli dello ione metallico. Questo fenomeno, riferito come splitting del campo di leganti, è descritto al meglio in termini di un diagramma di livelli energetici che rappresenta le energie degli orbitali monoelettronici in funzione della forza del campo dei leganti. Diagrammi di splitting di campo dei leganti per le più importanti strutture adottate da centri metallici in bioinorganica sono presentate in Figura 2.5.

32 Questi diagrammi sono estremamente utili quando si tenta di correlare le proprietà fisiche di centri metallici nelle proteine, quali ad esempio gli spettri elettronici, il magnetismo, gli spettri EPR con le loro strutture o reattività. Se, per esempio, si incontrasse un centro metallico diamagnetico (senza elettroni spaiati) di Ni(II) in una proteina, esso molto probabilmente avrebbe una struttura planare quadrata, dal momento che ci si aspetta che sia complessi tetraedrici che ottaedrici d8 abbiano due elettroni disaccoppiati e siano paramagnetici, come mostrato in Figura 2.6. La forza del campo dei leganti attorno al centro metallico è largamente determinata dal un set di atomi donatori a cui esso è legato. L’abilità dei leganti di splittare i vari orbitali d varia in accordo con la “serie spettrochimica”. Questo serie è utile per stabilire se si avrà una configurazione elettronica ad alto o a basso spin nelle diverse situazioni in cui esiste tale dicotomia. Serie spettrochimica Leganti a campo debole alto spin Leganti a campo forte basso spin

33 Teoria del campo dei leganti
E’ l’insieme delle teorie usato per comprendere il legame chimico e le proprietà elettroniche (magnetiche, spettroscopiche, ecc.) dei complessi e altri composti formati dagli elementi di transizione. La presenza di orbitali d e f parzialmente pieni porta a osservazioni non riscontrabili in composti di altri elementi (paramagnetismo, spettri di assorbimento nel visibile, apparenti variazioni irregolari delle proprietà termodinamiche e strutturali). La teoria del campo cristallino permette di determinare, sulla base di semplici considerazioni elettrostatiche, come le energie degli orbitali del metallo sono influenzate dalla presenza di un gruppo di atomi donatori (leganti) disposti intorno allo ione metallico. E’ un semplice modello e non una descrizione realistica delle forze realmente operanti fra il metallo e i leganti. La teoria dell’orbitale molecolare dà interpretazioni più complete delle osservazioni sperimentali.

34 Teoria del campo cristallino
Si consideri lo ione metallico Mn+ al centro di un ottaedro ai cui vertici sono collocate 6 cariche puntiformi negative. Supponiamo che lo ione abbia un solo e- nel guscio esterno (es. Ti3+ o V4+). Lo ione libero avrebbe la stessa probabilità di avere l’elettrone esterno in uno qualsiasi dei 5 orbitali d (essendo degeneri). Nell’intorno ottaedrico, gli orbitali direttamente orientati verso i leganti (dz2 e d x2 –y2 ) vengono destabilizzati in eguale misura (simmetria eg), gli altri 3 orbitali (dxy, dyz, e dzx) vengono stabilizzati in eguale misura (simmetria t2g). Gli orbitali eg sono doppiamente degeneri, quelli t2g sono tre volte degeneri.

35 Orbitali d Schema della distribuzione della densità elettronica nei 5 orbitali d e loro orientazione rispetto a un insieme di 6 cariche negative (X-) disposte ai vertici di un ottaedro

36 Diagramma dei livelli energetici degli orbitali d in un campo di leganti ottaedrico
La separazione di energia fra i due gruppi di orbitali di simmetria eg e t2g in un campo ottaedrico viene indicata con il simbolo Δo Gli orbitali eg sono a più alta energia di 3/5 Δo; gli orbitali t2g sono a più bassa energia di 2/5Δ o Questa separazione di energia mantiene costante il “baricentro energetico“ degli orbitali d, ovvero l’energia media dei 5 orbitali d si mantiene invariata rispetto ad una distribuzione simmetrica (sferica) della carica dei sei leganti. I pedici g (gerade = pari) e u (ungerade = dispari) indicano il comportamento della funzione d’onda rispetto all’operazione di inversione. Sono applicabili solo se il sistema possiede un centro di simmetria (centro di inversione) e sono pertanto usati per un campo ottaedrico ma non per uno tetraedrico.

37 Misura della separazione di energia degli orbitali d in un campo ottaedrico
Si consideri il caso più semplice di uno ione con un solo elettrone negli orbitali d (configurazione d1) al centro di un ottaedro, ad es. [Ti(H2O)6]3+: l’elettrone occuperà un orbitale t2g. Irradiando il sistema con luce di frequenza ν = Δo/h lo ione può assorbire un quanto di radiazione (fotone) che permette l’eccitazione dell’elettrone dagli orbitali t2g agli orbitali eg La banda di assorbimento che risulta in questo processo si osserva nella zona del visibile (ca 500 nm, luce giallo-verde, pari a ca cm-1) ed è responsabile del colore violetto di questo ione (il colore complementare rispetto alla radiazione assorbita). E = hν = Δo

38 Il valore di Δo corrisponde a 243 kJ/mol
Questa energia corrisponde alla stabilizzazione energetica del campo cristallino (CFSE: crystal field stabilization energy) Per lo ione [Ti(H2O)6] 3+ la stabilizzazione dell’elettrone è 0.4Δo (rispetto al baricentro energetico) 0.4Δo = 2/5 Δo x 1

39 Per ioni aventi la configurazione d2 e d3, in base alla regola di Hund, la configurazione sarà t2g2 e t 2g3 e la CFSE vale 0.8 Δo e 1.2 Δo , rispettivamente. Per gli ioni aventi configurazioni d4 esistono due possibilità: l’elettrone può occupare un orbitale a più alta energia eg o può accoppiarsi con uno degli elettroni che occupano gli orbitale t2g. Ciò dipende dal valore relativo di Δo e di P, energia necessaria per appaiare due elettroni nello stesso orbitale. Se Δo < P si avrà la configurazione ad alto spin t2g3 eg1 corrispondente a 4 elettroni spaiati e in cui la CFSE vale 0.6 Δo (0.4x3 – 0.6x1) Se Δo > P si avrà la configurazione a basso spin t2g4 e la CFSE vale 1.6 Δo (4x0.4) d4 basso spin d4 alto spin L’energia P, richiesta per trasformare 2 e- con spin parallelo che occupano differenti orbitali degeneri in 2 e- con spin appaiato nello stesso orbitale, tiene conto della perdita dell’energia di scambio e della repulsione coulombiana tra elettroni con spin appaiato.

40 Complessi a basso o ad alto spin
Per uno ione d5 si possono avere le due configurazioni: 1) ad alto spin (5 e spaiati); 2) a basso spin ( 1 e spaiato) Nel primo caso non c’è nessuna energia di stabilizzazione dovuta al campo cristallino, nel secondo caso essa vale (5x0.4) 2.0 Δo alto spin basso spin E’ la natura chimica dei leganti che determina se l’energia di appaiamento degli elettroni P è maggiore o minore di Δo H2O è un legante che genera un campo cristallino debole (Δo < P), lo ione cianuro un campo forte (Δo > P)

41 Complessi a basso o ad alto spin
Configurazione elettronica di uno ione d5 in un campo ottaedrico debole (Δo < P ): CFSE = 0 b) Configurazione elettronica di uno ione d6 in un campo ottaedrico forte (Δo > P ): CFSE = 2.4 Δo d5 alto spin d6 basso spin

42 Diagramma dei livelli energetici degli orbitali d in un campo di leganti tetraedrico
In un campo elettrostatico creato da 4 cariche che circondano lo ione metallico in una simmetria tetraedrica, gli orbitali d non sono più degeneri: dxy, dyz e dzx sono meno stabili degli orbitali dz2 e dx2 - y2 Se il catione e i leganti sono gli stessi e la loro distanza è la stessa di quella esistente nell’ottaedro, la separazione di energia è: Δt = 4/9 Δo

43 Diagramma dei livelli energetici degli orbitali d in un campo di leganti ottaedrico distorto tetragonalmente Si immagini di allontanare progressivamente i due leganti in trans, lungo l’asse z La separazione di energia diventa: La distorsione tetragonale in direzione opposta, in cui 2 leganti sono più vicini al metallo rispetto agli altri 4, le energie relative saranno invertite.

44 Diagramma energetico dei complessi ottaedrici ML6
e quadrato-planari ML4 Se due leganti in trans del complesso ML6 vengono rimossi si ottiene il complesso quadrato planare ML4 per il quale l’energia relativa degli orbitali d è tale per cui l’orbitale dz2 viene talmente stabilizzato da avere energia prossima a quella di dyz e dzx

45 Livelli energetici degli orbitali d in:
a) Complesso ottaedrico b) Complesso ottaedrico distorto tetragonalmente (progressivo allontanamento dei due leganti lungo l’asse z) c) Complesso quadrato-planare (rimozione completa dei due leganti lungo l’asse z)

46 Fattori che influenzano il valore di 
1. Il numero di ossidazione del metallo: il valore di aumenta all’aumentare della carica dello ione. Es per: [Fe(CN)6]3- = cm-1; [Fe(CN)6]4- = cm-1; [CoF6]2- = cm-1; [CoF6]3- = cm-1; [Ru(H2O)6]2+ = cm-1; [Ru(H2O)6]3+ = cm-1 2. Natura dello ione metallico: [Fe(CN)6]3- = cm-1; [Cr(CN)6]3- = cm-1 Complessi di metalli dello stesso gruppo hanno valori di  che variano nell’ordine 3d<4d<5d. Per es. passando da Co a Rh i valori di o aumentano fino al 50%. Ad es.: [Co(NH3)6]3+ = cm-1; [Rh(NH3)6]3+ = cm-1 3. Dal numero e geometria dei leganti: il valore di per un tetraedro è circa il 50% di quello dell’ottaedro. Es. [Co(NH3)4]2+ t = 5900 cm-1; [Co(NH3)6]2+ o = cm-1 4. Dalla natura dei leganti: studi di spettri elettronici di una grande serie di complessi di metalli di transizione con una varietà di leganti hanno permesso di sistemare i leganti in funzione della loro capacità di causare separazione degli orbitali d, come segue: I- < Br- < S2-< SCN- < Cl- < NO3- < F- < OH- < C2O42- < H2O < NCS- < CH3CN < Py < NH3< en <bipy < NO2- < PPh3 < CN- < CO (serie spettrochimica dei leganti) Ad es.: [CrF6]3- = cm-1; [Cr(CN)6]3- = cm-1

47 Lunghezza d’onda assorbita (nm)
Serie spettrochimica Sperimentalmente si osserva quanto segue: Complesso Colore osservato Colore assorbito Lunghezza d’onda assorbita (nm) [Co(NH3)6]3+ giallo violetto 430 [Co(NH3)5NCS]2+ arancio blu-verde 470 [Co(NH3)5H2O]3+ rosso verde-blu 500 [Co(NH3)5Cl]2+ porpora giallo-verde 530 trans-[Co(NH3)4Cl2]+ verde 680 Si deduce che il valore di o diminuisce nell’ordine: NH3 > NCS- > H2O > Cl- (Ovvero, più piccolo è il valore di o , maggiore è la lunghezza d’onda della luce assorbita)

48 Reazioni di leganti coordinati-1
L’abilità degli ioni metallici di alterare la reattività dei leganti verso substrati esterni è alla base del loro ruolo come centri catalitici in biologia. Reazioni acido-base I valori di pKa dell’acqua e di altre molecole coordinate sono più bassi di quelli dei leganti liberi, perché il centro metallico carico positivamente può stabilizzare la base coniugata, in questo caso, l’idrossido Reazioni di sostituzione nucleofila L’aumento della suscettibilità delle molecole di substrato verso l’attacco nucleofilico è un’altra funzione dei centri metallici nelle metalloproteine. Tra i processi biologici che cadono in questa categoria sono l’idrolisi di anidridi acide, esteri, basi di Schiff, le reazioni di carbossilazione e di decarbossilazione e le transaminazioni. Un esempio del ruolo dei centri metallici come acidi di Lewis è l’idrolisi degli esteri degli amminoacidi a pH neutro. L’attacco nucleofilo sul gruppo carbonilico è facilitato dalla coordinazione allo ione metallico carico positivamente. Le velocità per questa reazione variano con M = Cu(II) > Co(II) > Mn(II) > Ca(II)  Mg(II), un andamento che segue la serie di Irving e Williams. La reazione non catalizzata a pH neutro è essenzialmente non osservabile.

49 Reazioni di leganti coordinati-2
Effetto templante L’effetto templante è un fenomeno mediante il quale il metallo serve ad organizzare unità reattive in reazioni di condensazione per la sintesi di laboratorio di anelli porfirinici. L’uso di Zn, che preferisce la coordinazione tetraedrica, in questa reazione facilita la rimozione del metallo e la generazione della base porfirinica libera. Idrolisi di un estere fosfato La reazione di l’idrolisi dell’estere fosforico è promossa dalla coordinazione dello ione Cu(II) al gruppo uscente. In questa chimica biomimetica, l’idrolisi del “2-(imidazol-4-il)fenil fosfato è accelerata volte nel range di pH 4-7 dal centro metallico.