Rappels physico-chimie

1. Rappels physico-chimie Pr Eric Chabriere eric.chabriere@afmb.univ-mrs-.fr

2. Les principaux atomes des macromolécules • -Carbone • -Azote • Oxygène • Souffre • Hydrogène • Phosphore • Calcium • Chlore • Iode • Fer • Magnésium • Potassium • Sodium • + oligoélément: le chrome, le cobalt, le cuivre, le fluor, le manganèse, le molybdène, le sélénium, le silicium, l'étain, le vanadium et le zinc.

3. Tableau périodique

4. Energies d'interactions Pour former une macromolécule les différents atomes interagissent entre eux. Il y a différents types d'énergies. -interaction de Van de Walls (~0.4-4 kJ/mol) -liaisons covalentes (~300 kJ/mol) -liaisons ioniques (~20 kJ/mol) -interactions dipolaires -liaisons hydrogène (~12-30 kJ/mol) -Interactions hydrophobe (~12-15 kJ/mol)

5. Interaction de Van Der Walls

6. L'interaction de Van Der Waals Un atome est composé d'un noyau (+) et d'un nuage électronique (-) Lorsque que 2 atomes s'approchent. Il y a une répulsion entre leurs nuages électroniques. Potentiel répulsif en 1/r12 Lorsque que 2 atomes s'éloignent, il y a une attraction (dipolaire) en 1/r6 répulsif attractif Au final Le rayon de Van Der Waals correspond à la distance minimale d'approche de 2 molécules

7. RWD C'est le volume occupé par un atome sans liaisons Chaque éléments à un rayon de Van Der Waals qui peut varier

8. La liaison covalente

9. La liaison covalente Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes liés met en commun un ou plusieurs doublets d'électrons de ses couches externes. C'est ce qui produit l'attraction mutuelle entre atomes. La nature de ces liaisons (hybridation) va influencer l'énergie et la géométrie de ces liaisons (angles, longueurs)

10. Les différentes hybridations du carbone Le carbone possède 6 électrons: 1S2+2S2+2P2 Il manque 4 électrons pour compléter la dernière couche Ex méthyle HybridationSP3 Structure tétraédrique

11. éthylène C C Hybridation SP2 Plan trigonal 3 liaisons s et une liaison p Pas de rotations possible autour de la liaison éthyne ou acétylène C Hybridation SP linéaire C 2 laissons s et 2 liaisons p Pas de rotations possible autour de la liaison Le carbone peut faire 4 liaisons

12. Les différentes hybridations de l'azote L'azote possède 7 électrons: 1S2+2S2+2P3 Il manque 3 électrons pour compléter la dernière couche ammonium ammoniac Doublet non liant HybridationSP3 La résonance impose la planarité H N C O

13. Doublet non liant HybridationSP2 plan N=C H HybridationSP linéaire N C L'azote peut faire 3 liaisons et partager son doublet non liant avec un accepteur (base)

14. Les différentes hybridations de l'oxygène L'oxygène possède 8 électrons: 1S2+2S2+2P4 Il manque 2 électrons pour compléter la dernière couche eau 2 doublets non liant Hybridation SP3 tétraédrique O 107°,5 H H Ion hydronium Ion hydroxyde [ O-H]-

15. Groupe carbonyle HybridationSP2 Plan trigonal 2 doublet non liant C=0 Monoxyde de carbone - + HybridationSP linéaire C O L'oxygène peut faire jusqu'à 2 liaisons et partager son doublet non liant avec un accepteur (base)

16. Les différentes hybridations du souffre Le soufre possède 16 électrons: 1S2+2S2+2P6+3S2+3P4+3d Il manque 2 électrons pour compléter la dernière couche. A cause des orbitales 3d c'est une molécule hypervalente sulfate 2- O Hybridation SP3 tétraédrique S S O O O Attention sulfoxyde et sulfone SP3 et tétraédrique

17. O HybridationSP2 Plan trigonal S O en fait: résonance O Sulfite SO3 Attention SO32- SP3 tétraédrique 2- Le souffre peut faire jusqu'à 6 liaisons malgré une valence de 2 Hexafluorure de souffre Bipyramide tétragonale Hybridation d2sp3

18. Les différentes hybridations du phosphate Le phosphate possède 15 électrons: 1S2+2S2+2P6+3S2+3P3+3d Il manque 3 électrons pour compléter la dernière couche 3- O O Hybridation SP3 tétraédrique P P O O- O O- O O- Le phosphate peut faire jusqu'à 6 liaisons malgré une valence de 2 Cl Pentachlorure de phosphore bipyramide trigonale Hybridation dsp3 Cl P Cl Cl Cl

19. Exemples de longueurs et d'énergie de liaisons Liaison longueur énergie Å kJ/mol C-H 1.09 411 C-C 1.54 348 C=C 1.4Å 614 C=C 1.2Å 839 C-N 1.47 308 C-O 1.43 360 C=O 1.2Å 799 C-S 1.82 272 N-H 1.01Å 386 N-O 1.4Å 201 O-H 0.96 459 S-H 1.34 363 P-O 1.63 335 - L'énergie de liaison est de plusieurs centaines de kJ/mol. L'énergie augmente avec la valence et l'électronégativité. Inversement, la longueur de la liaison diminue avec la valence et l'électronégativité. Ces valeurs peuvent changer avec les phénomènes de résonance (ex benzène), ou de l'environnement chimique (atome voisin), des torsions géométriques …

20. Mésomérie Dans certains cas, il n'est pas possible de représenter une molécule sous une forme unique à cause de la délocalisation des électrons. On ne peut représenter que les formes limites. Ex benzène H H N C La liaison peptidique N C + C C C C - O O Ces 2 formes limites expliquent la planarité de la liaison peptidique

21. Ex phosphate tribasique [PO4]3- Cella permet de stabiliser des charges L'effet mésomère peut imposer des contraintes géométriques et stabiliser des molécules Beaucoup de colorant possèdent des formes mésomères

22. Tautomérie La tautomerisation est la migration d'un atome d'hydrogène accompagné d'un changement de localisation d'une double liaison ce qui conduit à un autre isomère avec des propriétés chimiques différentes. Il ne faut pas confondre l'effet mésomère = délocalisation d'électrons et l'effet tautomère = déplacement d'un atome d'hydrogène Cette réaction a besoin d'être assistée (base, acide) On retrouve la tautomerisation dans les différentes bases de l'ADN

23. Les interactions ioniques

24. Interaction électrostatique Une particule chargée génère un champs électrique. Décroit en 1/r2 +q Permittivité Dépend du milieu Une particule chargée dans un champs électrique subie une force F=qE (force de coulomb) L'interaction entre 2 particule chargées q1 et q2 est donc: Répulsif pour 2 charges de même signe Attractif pour 2 charges de signe opposé La force décroit en 1/r2 +q -q

25. La liaisons ioniques (~20 kJ/mol) ZA• ZB • e2 D • rAB E = Dans les macromolécules, il y a des groupes chargés. Ions, guanidinium, amine, carboxylate, métaux,… Ces groupes chargés vont interagir entre eux grâce à la force de Coulomb. Interaction ionique entre 2 atomes e = charge d’un électron Zn = nombre des charges portées par atome rAB = distance entre les atomes D constante diélectrique 9109 D>1 (vide) Dans les liquides: 2 < D < 110 H2O : D= 80 Dans la protéine: D=4 Force à longue distance (1/r2) et non directive Dépend de la nature du milieu, solvant, force ionique, ….

26. Ponts salins Ex Groupe carboxylique (asp, glu) et ammonium (lys) O + - NH3 C O

27. liaisons ioniques avec un métal. Les ions sont fixés par des des ligands de charge opposé. La coordination des métaux dans les protéines varie en général de 4 à 6. Ils obéissent à une géométrie qui tend à minimiser les répulsions électrostatiques entre les ligands de même charge Coordination 4 Plan carré tétraédrique Coordination 5 Bipyramide trigonale Pyramide à base carré

28. Coordination 6 La plus répandue octaédrique La coordination, les distance et la nature des ligands, peuvent aider à déterminer la nature du métal (difficile)

29. Les interactions électrostatiques seront affaiblies dans -les solvant avec des grande constante diélectrique (D) -dans des tampons de sels (grande force ionique). Le pH est très important car il modifie les charges des groupement ionisables. Le pKa est influencé par: -nature du solvant (constante diélectrique) -force ionique -environnement électrostatique

30. Les interactions dipolaires

31. Le dipôle électrostatique un dipôle électrostatique est un ensemble de deux charges opposées -q et +q séparée d'une distance a est le moment dipolaire L'unité est le Debye Une unité de charge d’un électron séparé par 1 Å induit un moment dipolaire de 4.8 Debye.

32. P Le dipôle crée un champs électrique Contrairement au champs crée par une charge unique, Le Champs électrique créé par un dipôle n'est pas isotrope. De plus il diminue beaucoup plus rapidement avec la distance (1/r3)

33. Un dipôle tend à s'orienter dans un champs électrique F -q P +q E F L'eau possède un moment dipolaire. Dans un champs électromagnétique. Les molécule d'eau vont s'orienter et tourner. Application le micro-onde

34. L'électronégativité Certains atomes sont plus électronégatifs que d'autres. Dans une liaison, ils vont avoir tendance à attirer des électrons. Il y aura par conséquent la création d'une charge partielle négative (d-) et positive (d+), soit un dipôle. Valeurs d’électronégativité pour quelques atomes: O 3.45 N 2.98 C 2.55 S 2.53 H 2.15

35. Exemple de dipôles C-OH, C=O, C-N, C=N, O-H,N-H… La molécule d'eau d d + + H H Moment dipolaire, 1.83 D P O d - Ces dipôles peuvent stabiliser des charges d+ d+ d- Zn2+

36. Dipôle induit Certains groupes peuvent devenir des dipôles sous l'effet d'un champ électrique. E Ex benzène d- d+ Ces dipôles interagiront favorablement en "stacking" en s'induisant mutuellement Interaction des orbitales P Ex benzène, bases azotées des acides nucléiques

37. La liaison hydrogène

38. La liaison hydrogène Un atome d'hydrogène lié avec un atome électronégatif (donneur) va former un dipôle. (ex O-H, N-H). d- d+ D H Ce dipôle va pouvoir interagir avec un autre dipôle formé par un atome électronégatif (accepteur). (ex C=0, C=N-C) d+ d- d- d+ d- d+ A - D — H A Liaison hydrogène La composante principale de cette interaction est électrostatique. Mais il existe aussi un caractère covalent entre H et A (partage de l'atome d'hydrogène entre le donneur et l'accepteur). Cette énergie est environ 20X moins importante que celle d'un liaison covalente (~12-30 kJ/mol).

39. L’énergie et la longueur de la liaison dépend des valeurs d’électronégativité des partenaires. 2.8 Å - D — H A La distance entre le donneur est l'accepteur peut varie de 2.5 à 3.2 Å (2.8 en moyenne). C'est plus court que les contacts de Van der Walls Ex 2.8 Å - O — H O VDW 1+1.2+1.5=3.7 Å

40. La liaison hydrogène est une interaction directive L'énergie de la liaison hydrogène est maximum lorsque les trois atomes impliqués D-H…A sont colinéaires. Et que la liaison H...A suive l'hybridation de l'orbitale de A (accepteur). Ex: O Alignement Direction Longueur H -C=O Un atome peut être impliqué dans plusieurs liaisons hydrogène Ex

41. Les liaisons hydrogènes peuvent modifier le pKa d'un groupe En stabilisant l'atome d'hydrogène, on augmente le pKa du thiol S H O= En interagissant favorablement avec la forme déprotonné. On abaisse le pKa du thiolate S- H O

42. L'eau La molécule d'eau est à la fois un donneur et un accepteur de liaison hydrogène 2 accepteurs O 2 donneurs 104° H H Grace à ses propriétés l'eau est un excellent solvant pour les molécules polaires (qui sont capables de former des liaisons hydrogène) et pour les sels (dipôles).

43. La glace Chaque oxygène forme un tétraèdre. donnant 2 hydrogènes et acceptant 2 hydrogènes On peut noter que la structure est loin d'être compacte. C'est pour cette raison que la glace flotte

44. Eau liquide L’eau liquide a une structure en groupe de molécules (cluster) liées par un réseau de liaisons-H en fluctuation. Le temps de vie d’une liaison-H dans le cristal de glace est 10 –5 s mais dans l’eau 10-11 s. L’énergie de la formation des liaisons-H suffit pour donner à l’eau des qualités physiques remarquables. L’eau est polaire mais durement polarisable. Grande constante diélectrique de 80 à 25°C. Un clathrate

45. La solubilité Le caractère polaire de l'eau et sa structure relativement ordonnée déterminent les propriétés de l’eau comme solvant. Lorsque qu'on ajoute une molécule. L'eau doit se réorganiser autour de la molécule (DS diminue, défavorable) et on a une perte d'énergie en brisant les liaisons hydrogène de l'eau. La solubilité dépend de la compensation de ces effets avec des effet favorable (liaisons-H avec des groupes polaires ou des interactions dipolaires avec des charges). Par conséquent, les molécules apolaires sont très défavorables

46. Bilan d’énergie : DG = DH - DS (avec DS = T • DS0) Création d’un cavité : Perte d’interactions eau / eau -> défavorable (DH > 0) Introduction d’une molécule dans cette cavité : Interactions VDW et polaires favorables Réorganisation des molécules d’eau (structure clathrate) DS très défavorable

47. Interactions hydrophobes

48. Pour les molécules hydrophobes : + + DS favorable : On ne perd pas grand chose au niveau des interactions, mais les molécules d’eau sont plus libres. • Les molécules non-polaires n’interagissent pas d’une façon favorable avec l’eau. Les interaction VDW sont présentes mais elles ne suffisent pas pour compenser les interactions favorables eau/eau. • Il n’existe pas une répulsion entre les molécules d’eau et les molécules hydrophobes, mais il existe une perte d’interaction favorable, qui existait avec une molécule polaire à sa place. • Pour réduire l’effet négatif sur le bilan d’énergie dans l’eau, les molécules non-polaires cherchent à interagir avec d’autres molécules non-polaires et à réduire la surface exposée au solvant polaire. • Ce sont des interactions hydrophobes

49. Principe du repliement des molécules : création d’un noyau hydrophobe. La formation de ce noyau est codée dans la séquence primaire avec des résidus hydrophobes. + Les interactions hydrophobes sont très importantes pour garder la stabilité d’une protéine. Les liaisons-H peuvent s’échanger avec des molécules d’eau. Si elles étaient les seules interactions responsables de l’intégrité de la protéine cette dernière risquerait de se dissoudre = > dénaturation.

50. Il est difficile de modéliser les interactions hydrophobes car elles sont d'origine entropique. Elles dépendent de la nature et de de la surface. Les forces induites par l’effet hydrophobe ne sont pas directrices (contrairement à la liaison hydrogène). La force ionique renforce les interactions hydrophobe. Les interactions hydrophobes sont plus stables à haute température Environ 12-15kJ/mol (pour exposer un groupe méthyle)