Chimica organica per il liceo/Introduzione alle reazioni organiche

Obiettivi del capitolo

Le reazioni organiche costituiscono la spina dorsale della chimica organica, definendo il modo in cui le molecole interagiscono e si trasformano in nuovi composti. Queste reazioni implicano la rottura e la formazione di legami chimici tra atomi di carbonio ed altri elementi, portando alla sintesi di molecole complesse con diverse funzionalità. La comprensione delle reazioni organiche è essenziale per progettare le vie di sintesi, prevedere il comportamento chimico e chiarire i meccanismi alla base dei processi biologici. Una panoramica di alcune categorie chiave di reazioni organiche comprende:

Reazioni di sostituzione: nelle reazioni di sostituzione, un gruppo funzionale in una molecola viene sostituito da un altro. Ciò può verificarsi attraverso meccanismi di sostituzione nucleofila o elettrofila-le. Esempi includono SN1 (sostituzione nucleofila, unimolecolare), SN2 (sostituzione nucleofila, bimolecolare) e sostituzione elettrofila aromatica.
Reazioni di addizione: Le reazioni di addizione comportano l'aggiunta di atomi o gruppi a legami multipli carbonio-carbonio (come alcheni o alchini). Gli esempi includono l'idratazione (aggiunta di acqua), l'idrogenazione (aggiunta di idrogeno) e l'alogenazione (aggiunta di alogeni).
Reazioni di eliminazione: nelle reazioni di eliminazione, una molecola perde atomi o gruppi funzionali per formare un legame doppio o triplo. Esempi comuni includono la disidratazione (perdita di acqua), la deidroalogenazione (perdita di un alogenuro di idrogeno) e le reazioni di beta-eliminazione.
Reazioni di ossidazione-riduzione (redox): le reazioni redox implicano il trasferimento di elettroni tra reagenti. L'ossidazione comporta la perdita di elettroni, mentre la riduzione comporta il guadagno di elettroni. Le reazioni redox organiche spesso comportano la conversione di gruppi funzionali, quali alcoli in chetoni/aldeidi o alcheni in dioli.
Reazioni acido-base: le reazioni acido-base comportano il trasferimento di un protone (H+) da un acido ad una base. In chimica organica, ciò può verificarsi tra molecole contenenti gruppi funzionali acidi o basici, come gli acidi carbossilici e le ammine.
Reazioni di condensazione: le reazioni di condensazione comportano la combinazione di due molecole con la perdita di una piccola molecola, spesso acqua. Esempi includono l'esterificazione (formazione di esteri da acidi carbossilici e alcoli) e la formazione di legami peptidici (condensazione degli amminoacidi per formare peptidi e proteine).
Reazioni di trasformazione di gruppi funzionali: queste reazioni comportano la conversione di un gruppo funzionale in un altro attraverso una serie di fasi chimiche. Gli esempi comprendono l'idrolisi (scissione di esteri, ammidi, ecc., con l'acqua), la riduzione dei composti carbonilici in alcoli e le reazioni di Grignard (formazione di legami carbonio-carbonio).

Le reazioni organiche possono essere classificate in base a vari criteri, compresi il meccanismo di reazione, i tipi di reagenti e prodotti e la natura dei gruppi funzionali coinvolti. La padronanza delle reazioni organiche è essenziale per i chimici di sintesi, i chimici medicinali e i biochimici, consentendo la progettazione e la manipolazione di molecole per una vasta gamma di applicazioni nel l'industria, nella medicina e nella scienza dei materiali.

Tipi di reazioni organiche

Obiettivo:

Dopo aver completato questa sezione, si dovrebbe essere in grado di elencare e descrivere i quattro importanti "tipi" di reazioni che si verificano nella chimica organica.

Parole chiave :

reazione di addizione
reazione di eliminazione
reazione di sostituzione
reazione di riarrangiamento

Note di studio:

Basta conoscere la forma generale di ogni tipo di reazione. Tuttavia, data un'equazione chimica, si dovrebbe essere in grado di riconoscere quale tipo di reazione essa comporta.

Se si scansiona qualsiasi libro di testo organico, si incontrano ciò che sembra essere un numero molto grande, spesso intimidatorio, di reazioni. Questi sono gli "strumenti" di un chimico, e per usare questi strumenti in modo efficace, dobbiamo organizzarli in modo ragionevole e cercare modelli di reattività che ci permettano di fare previsioni plausibili. La maggior parte di queste reazioni si presentano ai siti speciali di reattività conosciuti come gruppi funzionali e questi costituiscono uno schema organizzativo che ci aiuta a catalogare e ricordare le reazioni. In ultima analisi, il modo migliore per conseguire la padronanza della chimica organica è capire come avvengono le reazioni e riconoscere i vari fattori che influenzano il loro corso.

In primo luogo, identifichiamo quattro grandi classi di reazioni basate unicamente sul cambiamento strutturale che si verifica nelle molecole reagenti. Questa classificazione non richiede conoscenze o congetture sui percorsi di reazione o sui meccanismi. Le quattro principali classi di reazione sono aggiunte, eliminazioni, sostituzioni e riarrangiamenti.

Reazione di addizione

Reazione di eliminazione

reazione di eliminaizone

Reazione di sostituzione

Reazione di riarrangiamento

In una reazione di addizione aumenta il numero di legami -σ nella molecola del substrato, generalmente a spese di uno o più legami -π. Il contrario è vero per le reazioni di eliminazione, cioè il numero di legami -σ nel substrato diminuisce e spesso si formano nuovi π-legami. Le reazioni di sostituzione, come indica il nome, sono caratterizzate dalla sostituzione di un atomo o gruppo (Y) con un altro atomo o gruppo (Z). A parte questi gruppi, il numero di obbligazioni non cambia. Una reazione di riarrangiamento genera un isomero, e anche in questo caso il numero dei legami normalmente non cambia.

Gli esempi sopra illustrati riguardano i sistemi alchile e alchene semplici, ma questi tipi di reazione sono generali per la maggior parte dei gruppi funzionali, compresi quelli che incorporano legami doppi carbonio-ossigeno e legami doppi e tripli carbonio-azoto. Alcune reazioni comuni possono in realtà essere una combinazione di tipi di reazione.

Esempio 1: Reazione di un estere con l'ammoniaca

La reazione di un estere con l'ammoniaca per dare un ammide, come indicato qui sotto, sembra essere una reazione di sostituzione (Y = CH3O & Z = NH2); tuttavia, si tratta in realtà di due reazioni, un'aggiunta seguita da un'eliminazione.

Esempio 2: L'aggiunta di acqua ad un nitrile

L'aggiunta di acqua ad un nitrile non sembra corrispondere a nessuno dei tipi di reazione sopra descritti, ma si tratta semplicemente di una reazione di addizione lenta seguita da un rapido riarrangiamento, come indicato nel l'equazione seguente. Riorganizzazioni rapide di questo tipo sono chiamate tautomerizzazioni.

Esercizio:

Classificare ciascuna reazione come addizione, eliminazione, sostituzione o riarrangiamento.

Risposta:

A = sostituzione; B = eliminazione; C = aggiunta

Come avvengono le reazioni organiche - Meccanismi

Obiettivo:

spiegare la differenza tra rottura eterolitica e omolitica dei legami e tra formazione eterogenica e omogenica dei legami
indicare i due tipi di reazione coinvolti nei processi simmetrici e asimmetrici.

Parole chiave:

eterogenico
eterolitico
omogenico
omolitico
reazione polare
reazione radicale
meccanismo di reazione

Note di studio:

Leggendo i primi quattro termini chiave, è facile rimanere perplessi. La desinenza della parola indica se si sta formando un legame (-genico) o se lo si sta rompendo (-litico), mentre la radice della parola descrive la natura di tale formazione o decomposizione. Quindi le reazioni etero (cioè diverse) comportano la formazione (o la rottura) di legami asimmetrici, mentre quelle omo (cioè uguali) comportano processi simmetrici.
Poiché una coppia di elettroni costituisce un singolo legame, la formazione o la rottura asimmetrica di tale legame nei processi etero sono descritte come reazioni polari. Allo stesso modo, i processi simmetrici omo di creazione e rottura del legame sono chiamati reazioni radicali. I radicali (talvolta indicati come radicali liberi) sono specie chimiche neutre altamente reattive con un elettrone spaiato. Nelle sezioni successive verranno discusse in modo più dettagliato le reazioni radicali e polari.

La notazione delle frecce nei meccanismi

Poiché le reazioni chimiche comportano la rottura e la creazione di legami, è essenziale per questa comprensione considerare il movimento degli elettroni del guscio di valenza (e non). È ormai prassi comune mostrare il movimento degli elettroni con frecce curve e una sequenza di equazioni che illustrano le conseguenze di tali spostamenti di elettroni viene definita meccanismo. In generale, nel disegnare i meccanismi si utilizzano due tipi di frecce curve:

Una testa piena sulla freccia indica il movimento o lo spostamento di una coppia di elettroni:	freccia	la notazione delle frecce
Una testa parziale (uncino) sulla freccia indica lo spostamento di un singolo elettrone:	freccia	la notazione delle frecce_1

L'uso di questi simboli nelle reazioni di rottura e creazione di legami è illustrato di seguito. Se un legame covalente singolo si rompe in modo che un elettrone della coppia condivisa rimanga in ciascun frammento, come nel primo esempio, questa rottura del legame si chiama omolisi. Se il legame si rompe in modo che entrambi gli elettroni della coppia condivisa rimangano in un frammento, come nel secondo e terzo esempio, si parla di eterolisi.

Rompere legami	Creare legami
rompere legami	creare legami

Altri simboli di frecce

I chimici utilizzano i simboli delle frecce anche per altri scopi ed è essenziale usarli correttamente.

La freccia di reazione	La freccia di equilibrio	La freccia di risonanza
freccia di reazione	freccia di equilibrio	freccia di risonanza

Le equazioni seguenti illustrano l'uso corretto di questi simboli:

Intermedi reattivi

I prodotti della rottura dei legami, mostrati sopra, non sono stabili nel senso usuale del termine e non possono essere isolati per uno studio prolungato. Tali specie sono chiamate intermedi reattivi e si ritiene che siano intermedi transitori in molte reazioni. Di seguito sono riportate le strutture generali e i nomi di quattro di questi intermedi.

Charged Intermediates	Uncharged Intermediates
un carbocatione	un radicale
un carbanione	un carbene

È opportuno introdurre anche un paio di termini molto usati, legati alla notazione acido-base di Lewis.

Elettrofilo: Atomo, ione o molecola con carenza di elettroni che ha un'affinità per una coppia di elettroni e si legherà a una base o a un nucleofilo.
Nucleofilo: Atomo, ione o molecola che possiede una coppia di elettroni che può essere donata per legarsi a un elettrofilo (o acido di Lewis).

Utilizzando queste definizioni, è chiaro che i carbocationi (chiamati ioni carbonium nella letteratura più antica) sono elettrofili e i carbanioni sono nucleofili. I carboni hanno solo un sestetto di elettroni nel guscio di valenza e sono quindi carenti di elettroni. In questo senso sono elettrofili, ma la coppia di elettroni non legata conferisce ai carbeni anche un carattere nucleofilo. Di norma, il carattere elettrofilo domina la reattività dei carbeni. I radicali del carbonio hanno solo sette elettroni di valenza e possono essere considerati carenti di elettroni; tuttavia, in generale non si legano a coppie di elettroni nucleofili, quindi la loro chimica presenta differenze uniche rispetto a quella degli elettrofili convenzionali. Gli intermedi radicali sono spesso chiamati radicali liberi.

L'importanza della terminologia elettrofilo/nucleofilo deriva dal fatto che molte reazioni organiche comportano a un certo punto il legame di un nucleofilo con un elettrofilo, un processo che generalmente porta a un intermedio o a un prodotto stabile. Reazioni di questo tipo sono talvolta chiamate reazioni ioniche, poiché spesso sono coinvolti reagenti o prodotti ionici. Di seguito vengono esaminati alcuni esempi comuni di reazioni ioniche e i loro meccanismi.

La forma idealmente assunta da questi intermedi diventa importante quando si considera la stereochimica delle reazioni in cui essi svolgono un ruolo. Un composto tetravalente semplice come il metano, CH4, ha una configurazione tetraedrica. I carbocationi hanno solo tre legami con il carbonio portatore di carica, quindi adottano una configurazione trigonale planare. I carbanioni hanno una forma piramidale (tetraedrica se la coppia di elettroni è vista come un sostituente), ma queste specie si invertono rapidamente a temperatura ambiente, passando a una forma planare a più alta energia in cui la coppia di elettroni occupa un orbitale p. I radicali hanno una configurazione intermedia e la differenza di energia tra la forma piramidale e quella planare è molto piccola. Poiché tre punti determinano un piano, la forma dei carbeni deve essere planare; tuttavia, la distribuzione degli elettroni di valenza varia.

Reazioni ioniche

I principi e i termini introdotti nelle sezioni precedenti possono ora essere riassunti e illustrati dai tre esempi seguenti. Reazioni come queste sono chiamate reazioni ioniche o polari, perché spesso coinvolgono specie cariche e il legame tra elettrofili e nucleofili. Le reazioni ioniche avvengono normalmente in soluzioni liquide, dove le molecole del solvente favoriscono la formazione di intermedi carichi.

Reazione di sostituzione

La reazione di sostituzione illustrata di seguito può essere vista come se si svolgesse in tre fasi. La prima è un equilibrio acido-base, in cui l'HCl protonifica l'atomo di ossigeno dell'alcol. L'acido coniugato risultante perde poi acqua in una seconda fase per dare un carbocatione intermedio. Infine, questo elettrofilo si combina con il nucleofilo anione cloruro per dare il prodotto finale.

Reazione di addizione

La reazione di addizione illustrata di seguito può essere vista come se avvenisse in due fasi. La prima fase può essere considerata un equilibrio acido-base, con gli elettroni pi del doppio legame carbonio-carbonio che fungono da base. L'acido coniugato risultante è un carbocatione e questo elettrofilo si combina con l'anione nucleofilo bromuro.

Reazione di eliminazione

La reazione di eliminazione illustrata di seguito si svolge in un'unica fase. Le operazioni di rottura e creazione del legame che avvengono in questa fase sono descritte dalle frecce curve. La fase iniziale può anche essere vista come un'interazione acido-base, con lo ione idrossido che funge da base e un componente dell'atomo di idrogeno del cloruro di alchile come acido. Riarrangiamento (tautomerismo).

Reazione di tautomerizzazione

Esistono molti tipi di riarrangiamenti molecolari. Gli esempi riportati di seguito appartengono a un'importante classe chiamata tautomerizzazione o, più specificamente, tautomerizzazione del cheto-enolo. I tautomeri sono isomeri costituzionali rapidamente interconvertiti, solitamente distinti da una diversa posizione di legame per un atomo di idrogeno labile (qui colorato in rosso) e da un doppio legame diversamente posizionato. L'equilibrio tra i tautomeri non solo è rapido in condizioni normali, ma spesso favorisce fortemente uno degli isomeri (l'acetone, ad esempio, è un tautomero cheto al 99,999%). Anche in questi equilibri unilaterali, la prova della presenza del tautomero minore deriva dal comportamento chimico del composto. Gli equilibri tautomerici sono catalizzati da tracce di acidi o basi che sono generalmente presenti nella maggior parte dei campioni chimici.

Reazioni radicali

Obiettivi:

fornire un esempio di reazione di sostituzione radicale.
identificare le tre fasi (iniziazione, propagazione e terminazione) che si verificano in una tipica reazione di sostituzione radicale.
scrivere le fasi coinvolte in una semplice reazione di sostituzione radicale, come la clorazione del metano.
spiegare perché l'alogenazione di un alcano non è un metodo particolarmente utile per preparare specifici alogenuri alchilici.

Parole chiave:

reazione a catena
fase di iniziazione
fase di propagazione
sostituzione radicale
fase di terminazione

Note di studio:

Una reazione di sostituzione radicalica è una reazione che avviene con un meccanismo di radicali liberi e porta alla sostituzione di uno o più atomi o gruppi presenti nel substrato con atomi o gruppi diversi.

La fase di inizio di una reazione radicale a catena è quella in cui viene prodotto per la prima volta un radicale libero. La fase di terminazione di una reazione radicale a catena è quella in cui due radicali reagiscono insieme in qualche modo in modo che la catena non possa più essere propagata.

Mentre l'alogenazione radicale di alcani molto semplici può essere una strategia sintetica efficace, non può essere utilizzata per alcani più grandi e complessi per ottenere alogenuri alchilici specifici, poiché la natura reattiva dei radicali porta sempre a miscele di prodotti alogenati singoli e multipli.

Le tre fasi delle reazioni radicali a catena

Grazie alla loro elevata reattività, i radicali liberi possono essere sia strumenti chimici estremamente potenti sia contaminanti estremamente dannosi. Gran parte della potenza delle specie radicali libere deriva dalla tendenza naturale dei processi radicali a verificarsi a catena. Le reazioni radicali a catena hanno tre fasi distinte: inizio, propagazione e conclusione.

La fase di iniziazione descrive il passaggio che crea inizialmente una specie radicale. Nella maggior parte dei casi, si tratta di un evento di scissione omolitica, che avviene molto raramente a causa delle elevate barriere energetiche coinvolte. Spesso è necessaria l'influenza del calore, dei raggi UV o di un catalizzatore contenente metalli per superare la barriera energetica.

Il cloro e il bromo molecolari subiscono entrambi una scissione omolitica per formare radicali quando sono sottoposti a calore o luce. Altri gruppi funzionali che tendono a formare radicali quando sono esposti al calore o alla luce sono i clorofluorocarburi, i perossidi e l'ammide alogenata N-bromosuccinimmide (NBS).

La fase di propagazione descrive la parte “a catena” delle reazioni a catena. Una volta generato un radicale libero reattivo, questo può reagire con molecole stabili per formare nuovi radicali liberi. Questi nuovi radicali liberi generano altri radicali liberi e così via. Le fasi di propagazione spesso comportano l'astrazione di idrogeno o l'aggiunta del radicale ai doppi legami.

La terminazione della catena si verifica quando due specie di radicali liberi reagiscono tra loro per formare un addotto stabile non radicalico. Sebbene si tratti di un evento termodinamicamente molto negativo, è anche molto raro a causa della bassa concentrazione di specie radicali e della scarsa probabilità che due radicali si scontrino tra loro. In altre parole, la barriera di energia libera di Gibbs è molto alta per questa reazione, soprattutto a causa di considerazioni entropiche piuttosto che entalpiche. I siti attivi degli enzimi, naturalmente, possono evolvere per superare questa barriera entropica posizionando due intermedi radicali adiacenti l'uno all'altro.

terminazione della catena

Descrivere una reazione - Energie di dissociazione del legame

Obiettivi

prevedere il valore di ΔH° per una reazione in fase gassosa, dati i dati necessari energia di dissociazione del legame dati.
prevedere l'energia di dissociazione di un particolare legame, dato ΔH° per una reazione che coinvolge il legame e qualsiasi altro elemento necessario energia di dissociazione del legame dati.
descrivere i limiti dell'uso delle energie di dissociazione dei legami per prevedere se una data reazione si verificherà o meno.

Termini chiave

energia di dissociazione del legame
solvatazione

Appunti di studio

L'idea di calcolare l'entalpia standard di una reazione a partire dai dati appropriati sull'energia di dissociazione del legame dovrebbero risultarti familiari perché li hai imparati al primo anno di chimica.

Solvatazione è l'interazione tra le molecole del solvente e gli ioni o le molecole disciolti in quel solvente.

L'energia omolitica di dissociazione del legame è la quantità di energia necessaria per scindere una mole di gas con legami covalenti in una coppia di radicali. Le unità di misura del Sistema Internazionale utilizzate per descrivere l'energia di legame sono i kiloJoule per mole di legame (kJ/Mol). Indica quanto fortemente gli atomi sono legati tra loro.

Introduzione

Rompere un legame covalente tra due partner, AB, può verificarsi in modo eterolitico, dove la coppia di elettroni condivisa va con un partner o con un altro

A−B→A⁺+B:⁻

o A−B→A:⁻+B⁺

o omoliticamente, dove un elettrone rimane con ciascun partner.

A−B → A^•+B^•

I prodotti della scissione omolitica sono radicali e l'energia necessaria per rompere il legame in modo omolitico è chiamata energia di dissociazione del legame (BDE) ed è una misura della forza del legame.

Calcolo del BDE

Il BDE per un molecola AB è calcolato come la differenza delle entalpie di formazione dei prodotti e dei reagenti per l'omolisi

BDE = Δ_fH(A^•) +Δ_fH(B^•) − Δ_fH( A − B )

Ufficialmente, la definizione IUPAC di energia di dissociazione del legame si riferisce al cambiamento di energia che si verifica a 0 K, e il simbolo è D_o_.Tuttavia, è comunemente indicato come BDE, l'energia di dissociazione del legame, ed è generalmente usato, seppur in modo impreciso, in modo intercambiabile con l' entalpia di dissociazione del legame , che generalmente si riferisce alla variazione di entalpia a temperatura ambiente (298 K). Sebbene vi siano differenze tecniche tra i BDE a 0 K e a 298 K, tali differenze non sono grandi e generalmente non influenzano l'interpretazione dei processi chimici.

Ecco una traduzione precisa in italiano del testo fornito:

Rottura/Formazione di Legami

L'energia (o entalpia) di dissociazione di un legame è una funzione di stato e, di conseguenza, non dipende dal percorso attraverso cui avviene. Pertanto, il meccanismo specifico con cui un legame si rompe o si forma non influisce sull'energia di dissociazione del legame (BDE). Le energie di dissociazione dei legami sono utili per valutare l'energetica dei processi chimici. Per quanto riguarda le reazioni chimiche, la combinazione delle energie di dissociazione dei legami formati e rotti in una reazione chimica, utilizzando la Legge di Hess, può essere impiegata per stimare le entalpie di reazione

Esempio: Clorazione del metano

Consideriamo la clorazione del metano

CH₄ + CL₂ -> CH₃Cl + HCl

la termochimica complessiva della reazione può essere calcolata esattamente combinando i BDE per i legami rotti e i legami formati

CH₄ → CH₃ • + H • BDE(CH₃ - H)

Cl₂ → 2Cl• BDE(Cl₂ ) \nonumber \]

H• + Cl• → HCl - BDE(HCl)

CH₃ • + Cl • → CH₃ Cl - BDE(CH₃ -Cl)

CH₄ → CH₃ • + H • BDE(CH₃ - H)

ΔH = B D E(R − H) + B D E( Cl₂) − B D E( HCl ) − B D E( CH₃− Cl )

Poiché l'entalpia di reazione è una funzione di stato, non importa quali reazioni siano combinate per costituire il processo complessivo utilizzando la legge di Hess. Tuttavia, le equazioni differenziali biologiche (BDE) sono comode da usare perché sono facilmente reperibili.

In alternativa, le BDE possono essere utilizzate per valutare i singoli passaggi di un meccanismo. Ad esempio, un passaggio importante nella clorazione radicalica degli alcani è l'astrazione di un atomo di idrogeno dall’alcano per formare un radicale libero.

RH + Cl• → R• + HCl

La variazione di energia per questo passaggio è uguale alla differenza tra i BDE in RH e HCl

ΔH = BDE(R − H) − BDE (HCl)

Questa relazione mostra che il passaggio di astrazione dell'idrogeno è più favorevole quando la BDE(R–H) è più piccola. La differenza nelle energie spiega la selettività nell’alogenazione degli idrocarburi con diversi tipi di legami C–H.


R - H	D₀, kJ/mol	D₂₉₈, kJ/mol	R - H	D₀, kJ/mol	D₂₉₈, kJ/mol
CH₃-H	432.7±0.1	439.3±0.4	H₂C=CH-H	456.7±2.7	463.2±2.9
CH₃CH₂-H		423.0±1.7	C₆H₅-H	465.8±1.9	472.4±2.5
(CH₃)₂CH-H		412.5±1.7	HCCH	551.2±0.1	557.8±0.3
(CH₃)₃C-H		403.8±1.7
			H₂C=CHCH₂-H		371.5±1.7
HC(O)-H		368.6±0.8	C₆H₅CH₂-H		375.3±2.5
CH₃C(O)-H

Andamenti nelle BDE dei legami C–H

È importante ricordare che le BDE dei legami C–H si riferiscono all’energia necessaria per rompere il legame, e rappresentano la differenza di energia tra i reagenti e i prodotti. Pertanto, non è corretto interpretare le BDE unicamente in termini di "stabilità dei radicali prodotti", come spesso si fa.

L'analisi delle BDE mostrate nella tabella sopra evidenzia alcune tendenze sistematiche:

Le BDE variano con l'ibridazione: i legami con atomi di carbonio ibridati sp³ sono i più deboli, mentre quelli con carboni ibridati sp sono molto più forti. I legami C–H vinilici e fenilici sono simili, riflettendo la loro ibridazione sp². La correlazione con l'ibridazione può essere vista come un riflesso delle lunghezze dei legami C–H. I legami più lunghi formati con orbitali sp³ sono quindi più deboli. I legami più corti formati con orbitali con maggiore carattere s sono di conseguenza più forti.
Le BDE dei legami C–H variano con la sostituzione: tra i sistemi ibridati sp³, il metano presenta il legame C–H più forte. I legami C–H sui carboni primari sono più forti di quelli sui carboni secondari, che a loro volta sono più forti di quelli sui carboni terziari

Interpretazione delle BDE dei legami C–H in carboni ibridati sp³

L'interpretazione delle BDE nelle molecole saturate è stata oggetto di controversia negli ultimi tempi. Come indicato sopra, la variazione delle BDE con la sostituzione è stata tradizionalmente interpretata come un riflesso della stabilità dei radicali alchilici, con l’idea che i radicali più sostituiti siano più stabili, analogamente ai carbocationi.

Sebbene questa sia una spiegazione diffusa, non riesce a spiegare il fatto che i legami con gruppi diversi dall’idrogeno non mostrano lo stesso tipo di variazione.


	BDE (R - CH3)	BDE (R - Cl)	BDE (R - Br)	BDE (R - OH)
CH₃^-	377.0±0.4	350.2±0.4	301.7±1.3	385.3±0.4
CH₃CH₂^-	372.4±1.7	354.8±2.1	302.9±2.5	393.3±1.7
(CH₃)₂CH^-	370.7±1.7	356.5±2.1	309.2±2.9	399.6±1.7
(CH₃)₃C^-	366.1±1.7	355.2±2.9	303.8±2.5	400.8±1.7

Pertanto, sebbene i legami C–CH₃ diventino più deboli con l’aumentare della sostituzione, l’effetto non è nemmeno lontanamente così marcato come quello osservato nei legami C–H. Le forze dei legami C–Cl e C–Br non sono influenzate dalla sostituzione, nonostante si formino gli stessi radicali che si ottengono rompendo legami C–H, e i legami C–OH negli alcoli diventano in realtà più forti con l’aumentare della sostituzione.

Gronert ha proposto che la variazione delle BDE sia alternativamente spiegata come risultato della destabilizzazione dei reagenti a causa della repulsione sterica tra i sostituenti, che viene eliminata nei radicali, quasi planari.

Considerando che le BDE riflettono le energie relative dei reagenti e dei prodotti, entrambe le spiegazioni possono giustificare l’andamento osservato nelle BDE.

Un altro fattore che deve essere considerato è l’elettronegatività. La definizione di elettronegatività di Pauling afferma che l’energia di dissociazione del legame tra partner disuguali dipende dalla differenza di elettronegatività, secondo l’espressione:

$D_{0}(A-B)={D_{0}(A-A)+D_{0}(B-B) \over 2}+(X_{A}-X_{B})^{2}$

dove X_A e X_B sono le elettronegatività, e le energie di legame sono espresse in eV. Pertanto, la variazione nelle BDE può essere interpretata come un riflesso della variazione nelle elettronegatività dei diversi tipi di frammenti alchilici.

È probabile che ci sia del fondamento in tutte e tre le interpretazioni.

Dalla pubblicazione originaria di Gronert con la sua spiegazione alternativa, ci sono stati numerosi tentativi, spesso disperati, di difendere l’interpretazione basata sulla stabilità dei radicali.

ESERCIZIO 1

Dato che ΔH° per la reazione CH₄ (g) + 4F₂ (g) → CF₄ (g) + 4HF (g) è -1936 kJ, utilizza i seguenti dati per calcolare l'energia media del legame C-F in CF₄.


Bond	Average Bond Energy
C - H	413 kJ · mol−1
F - F	155 kJ · mol−1
H - F	567 kJ · mol−1

Risposta

Legami rotti:

4 moli di legami C–H × (413 kJ)/(1 mol) = 1652 kJ

4 moli di legami F–F × (155 kJ)/(1 mol) = 620 kJ

Legami formati:

4 moli di legami C–F × (x kJ)/(1 mol) = 4x kJ (dove x è l’energia media di un legame C–F in CF₄, espressa in kJ)

4 moli di legami H–F × (567 kJ)/(1 mol) = 2268 kJ

ΔH° = ΔH°(legami rotti) − ΔH°(legami formati) = (1652 kJ + 620 kJ) − (4x + 2268 kJ) = 1652 kJ + 620 kJ − 4x − 2268 kJ = −1936 kJ

Quindi,

4x = 1936 kJ − 2268 kJ + 620 kJ + 1652 kJ = 1940 kJ

e

x = 1940 kJ / 4 mol = 385 kJ·mol⁻¹

L’energia media di un legame C–F in CF₄ è 385 kJ·mol⁻¹.

ESERCIZIO 2

Calcola ΔH° per le reazioni riportate di seguito.

1) CH₃CH₂OCH₃ + HI → CH₃CH₂OH + CH₃I

2) CH₃Cl + NH₃ → CH₃NH₂ + HCl

Descrizione di una reazione - Diagrammi energetici e stati di transizione

Obiettivi

disegnare il diagramma dell'energia di reazione per una reazione in un solo stadio, partendo da alcune indicazioni sulla velocità della reazione (lenta o veloce) e sul suo carattere esotermico o endotermico;
interpretare il diagramma dell'energia di reazione per un processo a singolo stadio (ad esempio, usare il diagramma per determinare se la reazione è esotermica o endotermica);
proporre possibili strutture dello stato di transizione per processi semplici in un solo passaggio;
valutare la probabilità che una reazione avvenga a temperatura ambiente, data l’energia di attivazione ΔG‡.

Termini chiave

energia di attivazione, ΔG^‡
diagramma dell'energia di reazione
stato di transizione

Note di studio

Potresti aver imparato a usare il termine “complesso attivato” al posto di “stato di transizione”, poiché i due termini sono spesso usati come sinonimi. Allo stesso modo, l’energia di attivazione di una reazione è spesso indicata con il simbolo Eact o Ea.

Potresti ricordare dalla chimica generale che è spesso comodo descrivere le reazioni chimiche tramite diagrammi energetici. In un diagramma energetico, l'asse verticale rappresenta l'energia complessiva dei reagenti, mentre l'asse orizzontale è la "coordinata della reazione", che traccia da sinistra a destra il progresso della reazione dai composti di partenza ai prodotti finali. Il diagramma energetico per una reazione tipica a singolo stadio potrebbe essere simile a questo:

Nonostante la sua apparente semplicità, questo diagramma energetico trasmette alcune idee molto importanti sulla termodinamica e la cinetica della reazione.

Ricorda che quando parliamo di termodinamica di una reazione, ci preoccupiamo della differenza di energia tra reagenti e prodotti, e se la reazione è "in discesa" (esergonica, che rilascia energia) o "in salita" (endergonica, che assorbe energia). Quando parliamo di cinetica, invece, ci concentriamo sulla velocità della reazione, indipendentemente dal fatto che sia termodinamicamente "in salita" o "in discesa".

Per prima cosa, rivediamo cosa ci dice questo diagramma energetico sulla termodinamica della reazione illustrata nel diagramma sopra. Il livello energetico dei prodotti è inferiore a quello dei reagenti. Questo ci dice che il cambiamento dell'energia libera di Gibbs standard per la reazione (ΔG˚rnx) è negativo. In altre parole, la reazione è esergonica, o "in discesa". Ricorda che il termine ΔG˚rnx racchiude sia ΔH˚rnx, il cambiamento nell'entalpia (calore), sia ΔS˚rnx, il cambiamento nell'entropia (disordine):

ΔG˚ = ΔH˚ − TΔS˚

dove T è la temperatura assoluta in Kelvin. Per i processi chimici in cui il cambiamento di entropia è piccolo (~0), il cambiamento nell'entalpia è essenzialmente lo stesso del cambiamento nell'energia libera di Gibbs. I diagrammi energetici per questi processi spesso tracciano l'entalpia (H) invece dell'energia libera per semplicità.

Il cambiamento standard dell'energia libera di Gibbs per una reazione può essere correlato alla costante di equilibrio della reazione () tramite una semplice equazione:

ΔG˚ = −R T ln K_eq

dove:

K_eq = [prodotto] / [reagente] all'equilibrio
R = 8.314 J×K⁻¹×mol⁻¹ o 1.987 cal×K⁻¹×mol⁻¹
T = temperatura in Kelvin (K)

Se fai i calcoli, vedrai che un valore negativo per ΔG˚rnx (una reazione esoergonica) corrisponde - come dovrebbe essere per intuizione - a K_eq maggiore di 1, una costante di equilibrio che favorisce la formazione di prodotti.

In una reazione ipotetica endoergonica (che assorbe energia), i prodotti avrebbero un'energia superiore a quella dei reagenti, e quindi ΔG˚rnx sarebbe positivo e K_eq sarebbe inferiore a 1, favorendo i reagenti.

Ora, passiamo alla cinetica. Guardiamo di nuovo il diagramma energetico per una reazione esoergonica: anche se è "in discesa" nel complesso, non è una discesa diretta.

Prima di tutto, un "barriera energetica" deve essere superata per arrivare al lato dei prodotti. L'altezza di questa barriera energetica, come ricorderai, è chiamata "energia di attivazione" (ΔG^‡). L'energia di attivazione è ciò che determina la cinetica di una reazione: più alta è la collina energetica, più lenta sarà la reazione. In cima alla barriera energetica, la reazione si trova nel suo stato di transizione (TS), che è il punto in cui i legami sono in fase di rottura e formazione. Lo stato di transizione è un "complesso attivato": uno stato transitorio e dinamico che, a differenza delle specie più stabili, non ha una durata definibile. Può essere utile immaginare lo stato di transizione come il momento esatto in cui una palla da baseball viene colpita da una mazza. Gli stati di transizione vengono disegnati con linee tratteggiate a rappresentare i legami che sono in fase di rottura o formazione, e il disegno è spesso racchiuso tra parentesi. Ecco un'immagine di uno stato di transizione probabile per una reazione di sostituzione tra idrossido e clorometano:

Nota che questa specie è assente nell'equazione chimica (cioè non è né un reagente né un prodotto):

CH₃Cl + HO⁻ → CH₃OH + Cl⁻

Questa reazione coinvolge una collisione tra due molecole: per questo motivo, si dice che abbia una cinetica di secondo ordine. L'espressione della velocità per questo tipo di reazione è:

velocità = k[reagente 1][reagente 2]

... che ci dice che la velocità della reazione dipende dalla costante di velocità k così come dalla concentrazione di entrambi i reagenti. La costante di velocità può essere determinata sperimentalmente misurando la velocità della reazione con diverse concentrazioni iniziali dei reagenti. La costante di velocità dipende, naturalmente, dall'energia di attivazione, ma anche dalla temperatura: una temperatura più alta significa un valore più alto di k e una reazione più rapida, a parità di condizioni. Questo dovrebbe avere senso intuitivo: quando c'è più energia termica nel sistema, più molecole dei reagenti riescono a superare la barriera energetica.

Ecco un'altra espressione interessante e utile. Considera una reazione semplice in cui i reagenti sono A e B, e il prodotto è AB (questa è chiamata una reazione di condensazione, perché due molecole si uniscono, o si condensano). Se conosciamo la costante di velocità k per la reazione diretta e la costante di velocità k_inversa per la reazione inversa (dove AB si separa in A e B), possiamo semplicemente prendere il quoziente per trovare la nostra costante di equilibrio K_eq:

A + B ⇌ AB

con

K_eq = [AB] / [A][B] = k_diretta / k_inversa

Anche questo dovrebbe avere senso intuitivo: se la costante di velocità per la reazione diretta è maggiore di quella per la reazione inversa, l'equilibrio dovrebbe spostarsi verso i prodotti.

Descrivere una Reazione - Intermediari

Obiettivi

spiegare la differenza tra uno stato di transizione e un intermedio.
disegnare un diagramma energetico di reazione per un dato processo multistep.
interpretare il diagramma energetico di reazione di un processo multistep (ad esempio, determinare quale dei passaggi è determinante per la velocità).

Termini chiave

intermedio di reazione

Appunti di studio

Ogni passaggio in una reazione multistep ha la propria energia di attivazione. L'energia di attivazione complessiva è la differenza di energia tra i reagenti e lo stato di transizione del passaggio più lento (determinante per la velocità). Il passaggio determinante per la velocità, cioè quello che controlla la velocità complessiva della reazione, è il passaggio con l'energia di attivazione più alta.

Un secondo modello per una reazione di sostituzione nucleofila è chiamato il meccanismo 'dissociativo', o 'SN1': in questa visione, il legame C-X si rompe prima che il nucleofilo si avvicini:

Questo porta alla formazione di un carbocatione: poiché il carbonio centrale ha solo tre legami, porta una carica formale di +1. Ricorda che un carbocatione dovrebbe essere rappresentato come ibridato sp², con geometria planare trigonometrica. Perpendicolare al piano formato dai tre orbitali ibridi sp² c'è un orbitale p vuoto e non ibridato.

Nel secondo passo di questa reazione a due fasi, il nucleofilo attacca l'orbitale p vuoto, 'affamato di elettroni', del carbocatione per formare un nuovo legame e riportare il carbonio a geometria tetraedrica.

Abbiamo visto che le reazioni SN2 portano specificamente all'inversione della stereochimica al centro carbonioso elettrofilo. E che dire del risultato stereochimico delle reazioni SN1? Nel modello di reazione SN1 mostrato sopra, il gruppo uscente si dissocia completamente dalla vicinanza della reazione prima che il nucleofilo inizi il suo attacco. Poiché il gruppo uscente non è più presente, il nucleofilo è libero di attaccare da entrambi i lati del carbocatione planare ibridato sp². Ciò significa che circa la metà delle volte il prodotto ha la stessa configurazione stereochimica del materiale di partenza (ritenzione di configurazione), e circa la metà delle volte la stereochimica è stata invertita. In altre parole, si è verificata la razemizzazione al centro carbonioso. Come esempio, l'alcool alchilico terziario bromurato sottostante dovrebbe formare una miscela racemica di alcoli R e S dopo una reazione SN1 con l'acqua come nucleofilo in arrivo.

ESERCIZIO 1

Disegna la struttura dell'intermediario nella reazione di sostituzione nucleofila a due passi sopra.

Risposta

Nella reazione SN1 vediamo un esempio di intermediario di reazione, un concetto molto importante nello studio dei meccanismi delle reazioni organiche che è stato introdotto precedentemente nel modulo sulla reattività organica. Ricorda che molte reazioni organiche importanti non avvengono in un singolo passo; piuttosto, sono la somma di due o più passaggi discreti di formazione / rottura di legami, e coinvolgono specie intermedie transitorie che reagiscono molto rapidamente. Nella reazione SN1, la specie carbocatione è un intermediario di reazione. Un diagramma di energia potenziale per una reazione SN1 mostra che l'intermediario carbocationico può essere visualizzato come una sorta di valle nel percorso della reazione, più alto in energia rispetto ai reagenti e ai prodotti, ma più basso in energia rispetto ai due stati di transizione.

ESERCIZIO 2

Disegna le strutture che rappresentano TS1 e TS2 nella reazione sopra. Usa la convenzione del cuneo solido/tratteggio per mostrare le tre dimensioni.

Risposta

Ricorda che il primo passo della reazione sopra, in cui si formano due specie cariche a partire da una molecola neutra, è molto più lento dei due passaggi, ed è quindi determinante per la velocità. Questo è illustrato dal diagramma energetico, dove l'energia di attivazione per il primo passo è più alta di quella per il secondo passo. Ricorda anche che una reazione SN1 ha cinetica di primo ordine, perché il passo determinante per la velocità coinvolge una sola molecola che si separa, non due molecole che collidono.

Ora arriviamo al tema della catalisi. Il nostro ipotetico piatto di zucchero (dalla sezione 6.2) sta ancora ostinatamente rifiutando di trasformarsi in anidride carbonica e acqua, anche se facendo così raggiungerebbe uno stato energetico molto più stabile. Esistono, infatti, due modi per accelerare il processo per evitare di aspettare millenni affinché la reazione raggiunga la sua completamento. Potremmo fornire abbastanza energia, sotto forma di calore da una fiamma, per spingere alcune delle molecole di zucchero oltre la collina energetica alta. Il calore verrebbe rilasciato dalla reazione esotermica risultante, e questa energia spingerebbe più molecole oltre le loro colline energetiche, e così via - lo zucchero brucerebbe letteralmente.

Un secondo modo per far andare più velocemente la reazione è utilizzare un catalizzatore. Probabilmente sai già che un catalizzatore è un agente che fa andare più velocemente una reazione chimica abbassandone l'energia di attivazione.

Come potresti catalizzare la conversione dello zucchero in anidride carbonica e acqua? Non è troppo difficile – basta mangiare lo zucchero e lasciare che gli enzimi digestivi facciano il loro lavoro catalizzando le numerose reazioni biochimiche coinvolte nella sua scomposizione. Gli enzimi sono proteine, e sono catalizzatori molto efficaci. "Molto efficaci" in questo contesto significa molto specifici, e molto veloci. La maggior parte degli enzimi è molto selettiva nei confronti delle molecole reagenti: si sono evoluti nel corso di milioni di anni per catalizzare le loro reazioni specifiche. Un enzima che attacca un gruppo fosfato al glucosio, ad esempio, non farà nulla al fruttosio (i dettagli di queste reazioni sono discussi nella sezione 10.2B).

La glucosio chinasi è in grado di trovare e riconoscere il glucosio tra tutte le altre molecole che fluttuano nella "zuppa chimica" di una cellula. Un altro enzima, fruttosiochinasi, catalizza specificamente la fosforilazione del fruttosio.

Abbiamo già imparato (sezione 3.9) che gli enzimi sono molto specifici in termini di stereochimica delle reazioni che catalizzano. Gli enzimi sono anche altamente regiospecifici, agendo su una sola parte specifica di una molecola. Nota che nella reazione della glucosio chinasi sopra, solo uno dei gruppi alcolici viene fosforilato.

Infine, gli enzimi sono in grado di accelerare le reazioni in modo veramente straordinario. Gli enzimi tipici velocizzano una reazione da un milione a un miliardo di volte, e l'enzima più efficiente attualmente conosciuto dai scienziati si ritiene acceleri la sua reazione di un fattore di circa 10¹⁷ (vedi Chemical and Engineering News, 13 marzo 2000, p. 42 per una discussione interessante su questo enzima, la orotidina monofosfato decarbossilasi).

Ora inizieremo un'esplorazione di alcune delle idee di base su come gli enzimi compiono queste straordinarie imprese di catalisi, e queste idee verranno riprese spesso nel resto del testo mentre consideriamo vari esempi di reazioni organiche catalizzate da enzimi. Ma per iniziare a capire come funzionano gli enzimi, dobbiamo prima imparare (o rivedere, a seconda dei casi) un po' sulla struttura delle proteine.

ESERCIZIO 3

Disegna un diagramma energetico con un primo passo esergonico e un secondo passo endergonico. Etichetta il diagramma.

Un confronto tra reazioni biologiche e reazioni di laboratorio

Obiettivo:

Non sono stati identificati obiettivi per questa sezione

Parola chiave:

enzima

Nota di studio:

Questa sezione è una breve (ma forse interessante) panoramica di alcune delle principali differenze tra le reazioni eseguite in laboratorio e quelle nei sistemi viventi. A questo punto, non preoccupatevi di memorizzare grandi molecole e reazioni biologiche.

Il sito attivo

Un elemento critico nella struttura tridimensionale di qualsiasi enzima è la presenza di un “sito attivo”, ovvero una tasca, solitamente situata all'interno della proteina, che serve come punto di aggancio per il/i substrato/i dell'enzima (“substrato” è il termine che i biochimici usano per indicare una molecola reagente in una reazione catalizzata da un enzima). È all'interno della tasca del sito attivo che avviene la catalisi enzimatica. Di seguito è riportata un'immagine dell'enzima glicolitico fruttosio-1,6-bisfosfato aldolasi, con il suo substrato legato all'interno della tasca del sito attivo.

Quando il substrato si lega al sito attivo, si forma un gran numero di interazioni non covalenti con i residui aminoacidici che lo rivestono. La forma del sito attivo e le interazioni enzima-substrato che si formano in seguito al legame del substrato sono specifiche della coppia substrato-enzima: il sito attivo si è evoluto per “adattarsi” a un particolare substrato e catalizzare una particolare reazione. Altre molecole non si adattano a questo sito attivo così bene come il fruttosio 1,6-bisfosfato.

Ecco due viste ravvicinate della stessa tasca del sito attivo, che mostrano alcune delle interazioni specifiche di legame a idrogeno tra il substrato e gli amminoacidi del sito attivo. La prima immagine qui sotto è un rendering tridimensionale direttamente dai dati della struttura cristallina. Il substrato è mostrato in stile “space-filling”, mentre gli aminoacidi del sito attivo sono mostrati in stile “ball and stick”. Gli idrogeni non sono mostrati. Lo schema di colori è grigio per il carbonio, rosso per l'ossigeno, blu per l'azoto e arancione per il fosforo.

Di seguito è riportata un'immagine bidimensionale del substrato (colorato in blu) circondato dagli amminoacidi del sito attivo che si legano a idrogeno. Si noti che sia i gruppi della catena principale che quelli della catena laterale contribuiscono al legame a idrogeno: in questa figura, i gruppi di legame H della catena principale sono colorati di viola, mentre i gruppi di legame H della catena laterale sono colorati di verde.

L'osservazione delle ultime tre immagini dovrebbe far comprendere il modo specifico in cui un substrato si inserisce nel suo sito attivo.

Stabilizzazione dello stato di transizione

Uno dei modi più importanti in cui un enzima catalizza una determinata reazione è la riduzione dell'entropia: portare ordine in una situazione disordinata (ricordate che l'entropia è una componente dell'energia libera di Gibbs e quindi una componente dell'energia di attivazione). Riprendiamo l'esempio precedente di una reazione biochimica di sostituzione nucleofila, la metilazione dell'adenosina nel DNA. La reazione è mostrata di seguito con le sezioni non reattive delle molecole rappresentate da “bolle” di varia forma per semplicità.

Affinché la reazione avvenga, i due substrati (reagenti) devono entrare in contatto proprio nel modo giusto. Se entrambi sono liberi in soluzione, la probabilità che ciò avvenga è molto bassa: l'entropia del sistema è semplicemente troppo alta. In altre parole, questa reazione avviene molto lentamente senza l'aiuto di un catalizzatore.

È qui che entra in gioco la tasca del sito attivo dell'enzima. Essa è rivestita da vari gruppi funzionali provenienti dalle catene principali e laterali degli amminoacidi e presenta un'architettura tridimensionale molto specifica che si è evoluta per legarsi a entrambi i substrati. Se la molecola di SAM, ad esempio, si diffonde nel sito attivo, può sostituire le sue interazioni (favorevoli) con le molecole d'acqua circostanti con nuove interazioni (ancora più favorevoli) con i gruppi funzionali che rivestono il sito attivo.

In un certo senso, SAM si sposta da un solvente (l'acqua) a un altro “solvente” (il sito attivo), dove sono possibili molte nuove interazioni energeticamente favorevoli. Ricordate: questi nuovi contatti tra SAM e i gruppi del sito attivo sono altamente specifici per SAM e solo per SAM - nessun'altra molecola può “adattarsi” così bene a questo preciso ambiente del sito attivo, e quindi nessun'altra molecola potrà rinunciare ai suoi contatti con l'acqua e legarsi al sito attivo.

Anche il secondo substrato ha un posto specifico riservato nel sito attivo. (Poiché in questo caso il secondo substrato è un piccolo segmento di una lunga molecola di DNA, la regione di legame del DNA nel sito attivo è più un “solco” che una “tasca”).

Ora abbiamo entrambi i substrati legati nel sito attivo. Ma non sono semplicemente legati con un orientamento casuale: sono posizionati in modo specifico l'uno rispetto all'altro, in modo che l'azoto nucleofilo sia tenuto molto vicino al carbonio elettrofilo, con un percorso di attacco libero. Quella che era una situazione molto disordinata - due reagenti che si diffondono liberamente in soluzione - è ora una situazione molto ordinata, con tutto ciò che è stato predisposto per far procedere la reazione. Questo è il significato di riduzione dell'entropia: la componente entropica della barriera energetica è stata abbassata.

Guardando un po' più a fondo, però, non sono le interazioni non covalenti tra enzima e substrato a essere responsabili della catalisi. Ricordiamo che tutti i catalizzatori, enzimi compresi, accelerano le reazioni abbassando l'energia dello stato di transizione. Tenendo presente questo, dovrebbe essere chiaro che il compito principale di un enzima è quello di massimizzare le interazioni favorevoli con lo stato di transizione, non con i substrati di partenza. Questo non implica che le interazioni enzima-substrato non siano forti, ma piuttosto che le interazioni enzima-TS siano molto più forti, spesso di diversi ordini di grandezza. Pensate a questo: se un enzima si legasse (e stabilizzasse) al suo substrato (o ai suoi substrati) più strettamente di quanto si leghi (e stabilizzi) lo stato di transizione, in realtà rallenterebbe la reazione, perché aumenterebbe la differenza di energia tra lo stato iniziale e lo stato di transizione. L'enzima si è evoluto per massimizzare le interazioni non covalenti favorevoli allo stato di transizione: nel nostro esempio, questo è lo stato in cui l'azoto nucleofilo sta già iniziando ad attaccare il carbonio elettrofilo e il legame carbonio-zolfo ha già iniziato a rompersi.

Enzima si lega meglio allo stato di transizione

In molte reazioni enzimatiche, alcuni residui aminoacidici del sito attivo contribuiscono alla catalisi aumentando la reattività dei substrati. Spesso il ruolo catalitico è quello di acido e/o base. Nel nostro esempio di metilazione del DNA, l'azoto nucleofilo viene deprotonato da una vicina catena laterale di aspartato mentre inizia il suo attacco nucleofilo al gruppo metile di SAM. Studieremo la nucleofilia in modo più approfondito nel capitolo 8, ma dovrebbe essere intuitivo che la deprotonazione dell'ammina aumenta la densità elettronica dell'azoto, rendendolo più nucleofilo. Si noti anche nella figura sottostante che il carbonile della catena principale di una prolina del sito attivo forma un legame idrogeno con l'ammina, che ha anche l'effetto di aumentare la densità elettronica dell'azoto e quindi la sua nucleofilia (Nucleic Acids Res. 2000, 28, 3950).

Come si applica la nostra immagine della catalisi enzimatica ai meccanismi di reazione a più fasi? Sebbene la reazione di sostituzione nucleofila a due fasi tra il 2-cloro-2-metilpropano e l'anione cianuro non sia un processo biologicamente rilevante, facciamo finta, solo per amor di illustrazione, che esista un ipotetico enzima che catalizzi questa reazione.

In questo caso si applicano gli stessi principi di base: l'enzima si lega meglio allo stato di transizione. Ma qui sta il problema: ci sono due stati di transizione! Verso quale TS l'enzima massimizza i suoi contatti?

Ricordiamo che la prima fase - la perdita del gruppo di partenza cloruro per formare l'intermedio carbocatione - è la fase più lenta e limitante. È questo passaggio che il nostro ipotetico enzima deve accelerare se vuole accelerare la reazione complessiva, ed è quindi l'energia di TS1 che deve essere abbassata.

In base al postulato di Hammond, sappiamo anche che l'intermedio I è una stretta approssimazione di TS1. Quindi l'enzima, stabilizzando l'intermedio, stabilizzerà anche TS1 (oltre a TS2) e quindi accelererà la reazione.

Se si leggono articoli scientifici sui meccanismi enzimatici, spesso i ricercatori discutono di come un enzima stabilizzi un intermedio di reazione. In virtù del postulato di Hammond, si parla allo stesso tempo di come l'enzima abbassa l'energia dello stato di transizione.

Una nota aggiuntiva: sebbene in questa sezione ci siamo riferiti al SAM come “substrato” della reazione di metilazione del DNA, spesso ci si riferisce ad esso anche come coenzima o cofattore. Questi termini sono utilizzati per descrivere molecole organiche biologiche di piccole dimensioni (rispetto alle proteine e al DNA) che si legano specificamente al sito attivo di un enzima e aiutano l'enzima a svolgere il proprio lavoro. Nel caso della SAM, il compito è la donazione di gruppi metilici. Oltre alla SAM, nei prossimi capitoli vedremo molti altri esempi di coenzimi, alcuni dei quali, come l'ATP (adenosina trifosfato), il coenzima A, la tiamina e la flavina, sono probabilmente già noti. Le strutture complete di alcuni coenzimi comuni sono riportate nella tabella 6 della sezione Tabelle.