2.4. A másodlagos kölcsönhatások (kötések)
2.4.2. A másodlagos kölcsönhatások típusai
2.4.2.1. Rövidtávú taszítás
A másodlagos kölcsönhatási típusok közül érdemes külön kezelni a minden molekula illetve ion (beleértve az ellentétes töltésű ionokat is) között létrejövőrövidtávú taszítást.
Amikor bármilyen két molekula vagy ion között a távolság csökken, egy bizonyos határon belül taszítás lép fel.
Ennek energia-távolság függvénye rendkívül meredek, a taszítás mértéke a távolság (r) függvényében 1/r12szerint változik. Ez azt jelenti, hogy minden egyes távolság-felezéshez az előző felezéshez szükséges energia mintegy 4000-szeresét kell befektetni (lásd2.19. ábra).
Ennek az az eredménye, hogy az ionok és molekulák gyakorlatilag felszínnel rendelkező merev testekként viselkednek, egymással „ütköznek”, és nem nyomhatók össze határtalanul. Amint arról már a bevezetőben is esett szó, a van der Waals sugár adja meg azt a jellemző távolságot, amin belül egy atomot, iont, vagy molekulát egy másik részecske nem közelíthet meg jobban (kivéve, ha kovalens kötés jön létre). A van der Waals sugárból következik, hogy az atomoknak, ionoknak, molekuláknak is van praktikus értelemben vett felszínük, avan der Waals felszín. A részecskék van der Waals sugarainak összege adja meg azt a legkisebb távolságot, amelyre két részecske egymást megközelítheti.
2.19. ábra: A másodlagos kölcsönhatások energiájának távolságfüggése
Ennél a távolságnál nagyobb távolságok esetén bármely két részecske között vonzó kölcsönhatás alakul ki! Ez a (negatív előjelű energiával) számszerűsített vonzó kölcsönhatás minden esetben elektrosztatikus eredetű. A két ellentétes töltésű ion triviális esetét leszámítva ez azzal kapcsolatos, hogy a részecskék elektronfelhője soha nem tökéletesen egyenletesen van elosztva. Két egyenetlenül elosztott elektronfelhővel bíró részecske vonzani tudja egymást, hiszen mindkettőben kialakul egy pozitívabb és egy negatívabb oldal, amelyek egymás felé fordulva elektrosztatikus vonzást fejtenek ki egymásra.
Ennek a vonzó kölcsönhatásnak is van egy távolságfüggése. Ha a két részecske „végtelen” messze van egymástól, akkor a vonzás energiája nullához közelítően alacsony negatív értékű. A távolság csökkenésével egy bizonyos határig egyre erősebb lesz ez a vonzás. A vonzás mértéke azonban a távolság csökkenésével nem nő korlátlanul, egy adott távolságnál eléri a lehető legnagyobb (energiában kifejezve lehető legnagyobb negatív) értékét, ami a távolság további csökkentésével már egyre kisebb lesz. Ennek oka a fent tárgyalt rövidtávú taszítás.
Amásodlagos kölcsönhatásnak tehát van egy távolság optimuma, amelynél a kölcsönhatás a legerősebb. Ennél kisebb távolság esetén a vonzás csökken, majd átcsap taszításba, míg nagyobb távolság esetén a résztvevő részecskékre jellemző mértékben csökken a távolság függvényében.
Fontos megértenünk, hogy attól függően, hogy konkrétan milyen részecskék közötti kölcsönhatásról van szó, más és más lesz az optimális kölcsönhatási távolság, a kölcsönhatási energia értéke ebben a távolságban, valamint a kölcsönhatási energia függése a távolság növelésétől.
Az egyes vonzó másodlagos kölcsönhatásokat ennek megfelelően érdemes típusokba sorolni (lásd2.20. ábra).
A biokémiai tárgykörében azokat a másodlagos kölcsönhatásokat nevezikvan der Waals kölcsönhatásoknak, amelyekbennem szerepel teljes értékű ion. Az alábbiakban a kölcsönhatási típusokat az egyre csökkenő kötési energia, és egyre növekvő távolságfüggés sorrendjében soroljuk fel. Emiatt a van der Waals és az ionokat is feltételező kölcsönhatások az alábbi felsorolásban keverednek.
2.20. ábra: A másodlagos kölcsönhatások típusai, és az egyes típusok energiájának távolságfüggése
2.4.2.2. Ion-ion kölcsönhatás
A pontszerű töltések elektrosztatikus kölcsönhatási energiáját aCoulomb-törvényírja le az alábbiak szerint:
2.1. egyenlet
Ea kölcsönhatási energia,kegy arányossági tényező,q1, q2: a két töltés (azonos töltéseknélEpozitív, taszítás, ellentéteseknélEnegatív, vonzás), mígD: a közeg dielektromos állandója (árnyékolási képessége). A dielektromos állandó vákuumbanD= 1,0, míg vízbenD= kb. 80 (!).
Vegyük észre, hogy a számunkra legközönségesebbnek tűnő, az élet számára nélkülözhetetlen közegnek, a víznek milyen hatalmas elektrosztatikus árnyékoló képessége van. A víz a vákuumra jellemző kölcsönhatáshoz képest nyolcvanad részére csökkenti a vonzás mértékét!
A teljes értékű töltéseket hordozó részecskék, más néven ionok között kialakuló vonzó kölcsönhatás azion-ion kölcsönhatás, amelynek a szakirodalomban kényelmi okokból gyakran használt, bár pongyola elnevezése „sóhíd”, vagy „sókötés”.
Ennek a kölcsönhatásnak a leghétköznapibb példája a NaCl kristály, vagyis a konyhasó. A jól ismert konyhasó egy szilárd anyag, amelyben a nátriumionok és kloridionok szabályos rendben helyezkednek el, a közöttük lévő
kötési energia tetemes mértékű, amit jól jellemez, hogy a konyhasó mintegy 800ºC-on olvad meg. Mégis, mint köztudott, a NaCl remekül oldódik vízben, ahol ez az amúgy rendkívül stabil kristályszerkezet könnyedén felbomlik.
Ez a példa jól mutatja, hogy a víz rendkívül magas dielektromos állandója milyen nagymértékben csökkenti az elektrosztatikus kölcsönhatások energiáját.
Számos funkciós csoport hordoz teljes töltést. Semleges kémhatáson az aminosavak karboxilcsoportja egyszeres negatív, míg aminocsoportjuk egyszeres pozitív töltést hordoz. Az argininban is megtalálható guanidino-csoport széles pH tartományban hordoz egyszeres pozitív töltést. A DNS cukorfoszfát gerincében minden egyes monomerre egy negatív töltés jut a foszfátcsoport miatt. Az egymással komplementer két szál emiatt taszítja egymást. Ezt a taszítást a foszfátcsoportokhoz ionos kötéssel kapcsolódó magnéziumionok csökkentik.
Szintén tipikus példa az eukarióta DNS nukleoszómás szerkezetének kialakulása. Ennek során a DNS hiszton fehérjékből álló komplex köré tekeredik. A hiszton fehérjék nagy százalékban (~25%) tartalmaznak pozitív töltésű aminosavakat, amelyek ionos kölcsönhatásba kerülnek a DNS cukorfoszfát gerincében lévő negatív töltésekkel.
Ezek az ionos kölcsönhatások meghatározó szerepet játszanak a nukleoszómás szerkezet kialakításában.
Mint az a Coulomb egyenletből látható, azion-ion kölcsönhatásenergia1/rszerint függ a távolságtól. Más szóval, ha egy adott távolságnál a kötési energia értékeX, akkor kétszeres távolságnál az energia értékeX/2. Ez viszonylag
„enyhe”távolságfüggést jelent, az ion-ion kölcsönhatás a másodlagos kölcsönhatások közül a legnagyobb hatótávú.
Ez praktikusan azt jelenti, hogy saját méretükhöz képest a molekula-ionok már nagy távolságból képesek vonzani egymást.
A kölcsönhatás kötési energiája, mint említettük, erősen függ a közeg dielektromos állandójától.Vizes oldatban sokkal gyengébb, mint apoláros közegekben. A tipikus kötési energia tartomány vízben~ 5-20 kJ/mol. Az ion-ion kölcsönhatás olyan értelembennem irányfüggő, hogy a részecske (ion) bármely irányban egyformán hat kölcsön a környezetével.
A Coulomb-törvény gyakorlati alkalmazásával kapcsolatban számos probléma merül fel. Az egyik az, hogy nagypontossággal csak pontszerű töltésekre alkalmazható. Atomok, atomcsoportok esetében a számolt energia csak ezek méreténél jóval nagyobb távolságok esetén pontos, az atomok mérettartományába eső rövid távolságok esetén már nem. A másik probléma az, hogy az egyenletben szereplő dielektromos állandó szigorúan csak absztrakt, tökéletesen homogén közegre vonatkoztatható. Amikor atomi felbontású leírást szeretnénk alkalmazni, már figyelembe kell venni, hogy a helyi környezet soha nem homogén.
2.4.2.3. Ion-dipólus kölcsönhatás
Az ion-dipólus kölcsönhatás megértéséhez először tisztáznunk kell a dipólus fogalmát. Amint azt az elektronegativitás fogalmának bevezetése során tárgyaltuk, ha két atom elektronegativitása közötti különbség,ΔXértéke nagyobb, mint 0,6 de kisebb, mint 2,1, akkor a közöttük kialakuló kovalens kötés poláros. A kötésben lévő elektronok ilyenkor az idő nagy részében közelebb vannak a nagyobb elektronegativitású atomhoz. Emiatt a nagyobb elektronegativitású atom részlegesen negatív, a kisebb elektronegativitású pedig részlegesen pozitív töltésű lesz.
Ha a molekulát alkotó atomok közötti kovalens kötések polárosak és a molekula nem-szimmetrikus szerkezetű, akkor a pozitív és negatív töltések súlypontja nem esik egybe. A molekula tehát állandó jellegű töltéskülönbséggel bír, vagyis poláros lesz. Jó példa erre a (gázhalmazállapotú) hidrogénklorid (HCl), vagy a víz (H2O).
Az állandó töltéskülönbség, más néven dipólus kifejezhető a molekula két eltérő pontján elhelyezkedő negatív, illetve pozitív előjelű, pontszerű, az egységnyinél kisebb, tehát parciális töltéssel. Ennek alapján a töltéskülönbség már számszerűsíthető adipólusmomentum(µ) fogalmán keresztül.
2.2. egyenlet
Aqa szeparált töltés mértéke, mígra pozitív töltésből a negatív töltésbe mutató vektor, amelynek hossza a szeparált töltések távolsága. A dipólusmomentum tehát egy skalármennyiség és egy vektor szorzata, azaz maga is vektor.
A fentiek szerint látható, hogy egy molekulának akkor nem lesz állandó dipólusmomentuma, más néven akkor lesz apoláros a molekula, ha: a) a benne lévő kovalens kötések nem polárosak (pl. I2, H2), vagy b) a benne lévő
kötések polárosak, de a molekula szimmetrikus a szerkezetű (pl. CCl4). Az apoláros molekuláknak tehát nincs állandó dipólusmomentumuk, de mint nemsokára látni fogjuk, indukálható bennük dipólus.
Az ion-dipólus kölcsönhatások tehát teljes értékű ionok, és állandó dipólusmomentummal rendelkező molekulák illetve csoportok között alakulnak ki. A kölcsönhatás során a dipólusmomentummal rendelkező molekula az ion töltésével ellentétes töltésű részével orientálódik az ion felé. Az ionnal ellentétes töltésű része így közelebb kerül az ionhoz, mint az ionnal azonos töltésű része, így a Coulomb-törvény alapján belátható, hogy a vonzó kölcsönhatás felülmúlja a taszító kölcsönhatást, tehát végül elektrosztatikus vonzás jön létre. Erre jó példa a NaCl már említett oldódása vízben. A víz dipólus molekula, amely negatív oldalával a nátriumionok, pozitív oldalával a kloridionok felé fordul. A vízmolekulák mindkét iont körbevéve árnyékolják az ionok közötti vonzó kölcsönhatást.
Ennek a kölcsönhatásnak az energiája tehát adipólus oldaláról tekintve irányfüggő. A kölcsönhatási energia távolságfüggése 1/r2, tehát a távolság növelésével erősebben csökken, mint az ion-ion kölcsönhatás (a távolság duplázásával negyedére csökken).
2.4.2.4. Dipól-dipól kölcsönhatások
Ezen kölcsönhatások kötési energiájánaktávolságfüggése még intenzívebb,1/r3, vagyis a kötési energia a távolság duplázásával nyolcadára csökken. A kölcsönhatás mindkét résztvevő partner oldalárólirányfüggő, a dipólusok kölcsönösen orientálják egymást. Tipikus példa a vízmolekulák, vagy a peptidkötések között kialakuló kölcsönhatás. Mivel nem tartalmaz ionokat,ez egy van der Waals kölcsönhatás.
2.4.2.5. Ion-indukált dipól kölcsönhatás
Amint azt említettük, az apoláros molekulákban, illetve csoportokban is létrejöhet dipólus, amennyiben azt valami indukálja. Amennyiben egy ion és egy apoláros molekula (vagy csoport) kellő közelségbe kerül, az ion dipólust indukálhat. Az indukált dipól ionnal ellentétes oldala az ion felé néz, és elektrosztatikus vonzás alakul ki. Tipikus példaerre az, ahogyan egy fehérjemolekulában egy aromás oldalláncú aminosav, például afenilalanin benzol gyűrűjekölcsönhatásba lép egyarginin, vagy egylizinoldalláncpozitív töltésű csoportjával. A kölcsönhatás erőssége függ az indukált dipólust adó csoport polarizálhatóságától (minél jobban polarizálható, annál erősebb lesz a kölcsönhatás). Ennek a kölcsönhatásnak atávolságfüggése az előzőnél is kifejezettebb,1/r4, vagyis a kötési energia a távolság duplázásával ~ egy tizenhatodára csökken.
2.4.2.6. Dipól-indukált dipól kölcsönhatás
Még gyengébb, és a távolsággal még nagyobb mértékben lecsengő a dipól-indukált dipól kölcsönhatás. Ennek erőssége is függ az indukált dipólust adó csoport polarizálhatóságától, távolságfüggése ~ 1/r5, vagyis a kötési energia a távolság duplázásával ~ egy harminckettedére csökken. Ilyen kölcsönhatás alakul kipéldául vízmolekulák, ésapoláros aromás aminosavakközött.
2.4.2.7. Indukált dipól-indukált dipól kölcsönhatás
Ez a kölcsönhatás, amit Fritz London nyomán London-féle diszperziós kölcsönhatásnak is neveznek, a másodlagos kölcsönhatások közül alegkisebb kötési energiájú, és ennek van a legnagyobb távolságfüggése. Amennyiben két apoláros molekula, vagy csoport kellően közel kerül egymáshoz, és elektronfelhőik szinkronizáltan fluktuálnak, ezáltal az ellentétes töltésű részeik egymással szemben helyezkedhetnek el, és így elektrosztatikus vonzás alakulhat ki. Jó példa erre a fehérjékben egymáshoz térben közel kerülő aromás oldalláncok gyűrűinek egymásra lapolódása, vagy a DNS kettőshélix szerkezetben aDNS szálbanegymást követőbázisokrészleges, lépcsőzetesen eltolt átfedése (base stacking). Ennek a kölcsönhatásnak az erőssége is függ az abban résztvevő csoportok polarizálhatóságától,távolságfüggése ~ 1/r6, vagyis a kötési energia a távolság duplázásával ~ egy hatvannegyedére csökken.
2.4.2.8. Hidrogénhidas kölcsönhatás („hidrogénkötés”)
Ahidrogénhidas kölcsönhatás, vagy pongyolábban megfogalmazva ahidrogénkötésegy speciális másodlagos kölcsönhatás, amelynek kovalens-szerű jellegzetességei is vannak. Természetesen ez is elektrosztatikus eredetű,
azon belül pedig egy dipól-dipól kölcsönhatás. Részben különleges jellege, részben (az ettől nem független) kiemelt fontossága miatt ezt a kölcsönhatást részletesebben, és az „átlagos” dipól-dipól kölcsönhatásoktól külön tárgyaljuk.
A hidrogénhidas kölcsönhatáskét csoport összesen három atomjaközreműködésével jön létre (lásd2.21. ábra).
2.21. ábra: Hidrogénhíd kötésben három atom vesz részt
Van egy donor csoport, és egy akceptor csoport. Adonorcsoportban van egynagyelektronegativitású atom(pl.
O, vagy N), és egy ehhez kovalensen kötött H atom. A nagy elektronegativitású atom miatt a kovalens kötés poláros, a donor csoport enyhén savas jellegű (hajlamos proton leadásra). A részben elektronhiányos hidrogénatom komoly pozitív töltéssűrűséggel rendelkezik. Azakceptorcsoport tartalmaz egy olyan, rendszerintszintén nagy elektronegativitású atomot, amelynek nemkötő elektronpárja van. Ez a nemkötő elektronpár alakít ki kölcsönhatást a nagy töltéssűrűségű, elektronhiányos hidrogénnel. Fontos megértenünk, hogy ez a kölcsönhatás három atom együttműködésével jön létre, vagyis a hidrogénhíd kötés nem értelmezhető pusztán a hidrogén és az akceptor közötti kötésként.
A hidrogénhíd kötésszámos szempontbólkovalens jellegű. Egyrészt azenergiájamagasabb a tipikus másodlagos kölcsönhatások energiájánál,~10-30 kJ/mol. Másrészt, amikor az említett három atom hidrogénhidat alkot, akkor a hidrogén és az akceptor csoport fogadó atomja közelebb kerülhetnek egymáshoz, mint van der Waals sugaraik összege. Harmadrészt a létrejövő kötések száma nem tetszőleges, tehát egyfajta vegyérték-szerű tulajdonság is megjelenik.
Definíció szerint ahidrogénhíd kötés távolságaalatta donor-akceptor atomok távolságát értjük (nem pedig a hidrogén-akceptor távolságot). Ez egyrészt jobban kifejezi, hogy ez a speciális kötés 3 atom együttműködésének az eredménye, másrészt technikai okokra is visszavezethető. Röntgenkrisztallográfiában az egyes atomok helyét az elektronfelhőn szóródó röntgensugarak alapján fejtik meg. Mivel a hidrogénnek csak egy elektronja van, a legutóbbi időkig a röntgenkrisztallográfia nem volt képes azonosítani a hidrogénatomok pozícióját. Ezeket az atomokat a kémiai ismeretekre alapozva számítások alapján helyezték be a modellbe. A donor és az akceptor pozíciója azonban jól definiált volt, ezért is volt célszerű ezek távolságát dokumentálni.
A szerves molekulákban számos olyan funkciós csoport van, amelyek között hidrogénhíd kölcsönhatás jöhet létre.
Ezekből mutat pár tipikus példát a2.22. ábra.
2.22. ábra: A hidrogénhíd kötés tipikus esetei szerves molekulákban.
A hidrogénhíd kötések már említett módon definiált, donor és akceptor atom közötti távolsága tipikusan ~0,25-0,30 nm. Minél rövidebb a kötés, és minél inkább igaz, hogy a kötésben résztvevő 3 atom egy vonalba esik annál erősebb a kötés.
Emiatt a hidrogénhíd kötéserősen távolság- és irányfüggőis egyben. Ennek hatalmas szerepe van, ugyanis ennek köszönhetően a hidrogénhíd kötés komoly „szervezőkészséggel” bír. Mint látni fogjuk, a fehérjékben lévő főlánc
szabályos konformációs állapotai, tehát a fehérjék másodlagos szerkezete elsősorban a szabályos rendben kialakuló, a gerinc csoportok közötti hidrogénhíd kötések eredménye (lásd4.4. fejezet).
Köztudott, hogy a kettősszálú DNS-ben az egymást kiegészítő két szál egymással szemben lévő bázisai között hidrogénhíd kötések vannak. Amint azt később szintén látni fogjuk, a hidrogénhíd kölcsönhatásnak a víz tulajdonságai szempontjából is kiemelkedő jelentősége van.