Estructura de las Proteínas.

FUERZAS BÁSICAS QUE ESTABILIZAN LA ESTRUCTURA TRIDIMENSIONAL DE LAS PROTEÍNAS.

1. Enlaces químicos

   1. Enlaces iónicos.

   2. Enlaces covalentes.

2. Fuerzas débiles intermoleculares.

   1. Fuerzas de Van de Walls.

   2. Enlaces o puentes de Hidrógeno.

   3. Interacciones electrostáticas o puentes salinos.

   4. Interacciones Hidrofóbicas.

Los enlaces químicos

La teoría atómica moderna, basada en los principios de la mecánica cuántica, establece que los electrones que forman parte de un átomo se encuentran distribuídos en regiones del espacio que "rodean" a los núcleos, estas regiones presentan formas singulares y son llamadas orbilates atómicos. Estos pueden estar llenos (2 electrones), parcialmente llenos (1 electrón) o vacíos. De entre estos orbitales, aquellos más exteriores llamados capa de valencia, corresponden a niveles energéticos más bajos. Por lo tanto, los electrones dela capa de valencia de un átomo pueden saltar "fuera" del átomo, tanto como otros electrones ajenos pueden caer en los dominios del átomo ocupando orbitales vacíos o completando los parcialmente llenos. Debido a que los orbitales semivacíos poseen una elevada cantidad de energía libre, los átomos tienden a reacomodar sus electrones de modo que los orbitales queden llenos o vacíos, pero raramente, permanecerán semillenos. En teoría, la tendencia de los átomos a completar la capacidad total de electrones en la capa de valencia explica, en gran medida, las capacidades de los átomos para combinarse unos con otros. De hecho los átomos (y las moléculas) con orbitales semillenos se conocen como radicales libres y son "peligrosamente" reactivos, ya que cuando se acumulan en una célula, pueden fácilmente dañarla irreversiblemente.

Como siempre, existen excepciones a esta regla y algunas moléculas pueden permanecer con orbitales semillenos sin ser tan reactivas. En este caso, la molécula de oxígeno puede ser un buen ejemplo, ya que posee dos orbitales semillenos (estado que se denomina triplete) y cuando por diversas reacciones para a su esta de un orbital vacío y otro lleno se conviert en una especia mucho más reactiva (estado singulete).

La teoría de orbitales moleculares establece que dos orbitales atómicos semillenos, pertenecientes a dos átomos individuales, pueden recombinarse. La recombinación genera un orbital totalmente lleno y otro totalmente vacío y en el proceso hay liberación de energía; es decir, se trata de un proceso energéticamente favorable. Esto puede ocurrir de diferentes maneras y es la base de la formación de enlaces químicos.

El enlace iónico.

El reacomodo de dos orbitales atómicos semillenos puede darse de tal modo que el orbital atómico de menor energía quede lleno y dicho átomo portará un electrón extra, lo que le confiere una carga negativa (un anión). El segundo átomo quedará entonces con deficiencia electrónica al poseer un orbital vacío y portará una carga positiva (un catión).

Dos átomos con carácter iónico o iones (un anión y un catión) pueden permanecer unidor en virtud de la atracción electrostática que se establece entre ambos, al poseer carga opuesta. Decimos entonces que se ha formado un enlace iónico. Este tipo de enlaces se presentan comunmente en los cristales de compuestos salinos como el cloruro de sodio y se conocen también como puentes salinos o interacciones electrostáticas.

Como se verá más adelante, los enlaces iónicos pueden debilitarse en ciertos medios, dando lugar a iones independientes. Los iones pueden interactuar entre si, pero debido a la naturaleza del medio, esta inteacción será débil y por tanto se describirá en el apartado correspondiente a las Interacciones electrostáticas o puentes salinos.

Enlaces covalentes.

Otra manera de recombinar los orbitales consiste en la formación de dos orbitales compuestos que ya no formen parte de un átomo en particular. Estos orbitales se encuentran entre los dos núcleos y su mera existencia requiere que los núcleos de ambos átomos guarden una estrecha cercanía. El resultado es la formación de orbitales compartidos y el enlace formado se denomina covalente. Los orbitales resultantes poseen al ocuparse diferente nivel energético, por lo que quedan uno lleno (orbital de enlace, con energía más baja que los orbitales atómicos originales) y el otro vacío (orbital de antienlace, con energía más alta que los orbitales atómicos originales) y ambos se distribuyen mayoritariamente entre los dos átomos involucrados.

Los enlaces covalentes son muy fuertes y su estabilidad poco se afecta por la presencia de solventes. Un ejemplo típico de enlace covalente es el enlace Carbono-Carbono que se presenta en gran número de compuestos orgánicos.

En la práctica, los orbitales compartidos no se encuentran repartidos de manera equivalente, ya que los átomos más electroatractores (electronegativos) tienden a mantener a los electrones en su cercanía y, por lo tanto, el orbital molecular de enlace presenta mayor volumen en la vecindad del átomo electronegativo. Los enlaces covalentes en los que ambos átomos participantes poseen una electronegatividad semejante (como en los enlaces C-C), no presentan diferencias en la carga electrónica a lo largo de la molécula, por tanto su carga eléctrica es también unforme y se dice que carecen de polaridad (en realidad su momento dipolar es pequeño, raramente es nulo).

Sin embargo, en muchos casos el enlace covalente se forma entre átomos de distinta electronegatividad y en consecuencia los electrones se agrupan más cerca de aquel átomo electronegativo, como consecuencia un lado de la molécula es electrodeficiente (posee carga parcial positiva) y el otro es electrodenso (posee carga parcial negativa). Este tipo de enlaces se designan como enlaces covalentes polares y las moléculas con este desbalance de cargas se designan como dipolos.

Fuerzas intermoleculares.

Las moléculas con caracter dipolar, al igual que los iones, pueden interaccionar con otra moléculas dipolares al atraerse electrostáticamente entre sí. Sin embargo, la fuerza de esta interacción nunca alcanzará a la de un enlace iónico (en el vacío). Podría decirse que los enlaces iónicos son el caso más extremo de un enlace covalente polar.

Un ejemplo clásico de una molécula dipolar con enlaces covalentes polares es la molécula del agua. El agua es un claso clásico de una substancia que permanece en estado líquido gracias a la gran cohesividad entre sus moléculas. Esta atracción se explica por la notable polaridad de la molécula y por la regularidad geométrica de las uniones agua-agua que forman una compleja red tridimensional, a pesar de tratarse de enlaces débiles, podemos aplicarles el viejo dicho zapatista "muchacos, no somos machos, pero somos muchos".

Las interacciones entre moléculas de diferente grado de polaridad o carga eléctrica da lugar a fuerzas de atracción intermolecular, que por su baja estabilidad y corta duración se designan como interacciones débiles. De acuerdo con el tipo de moléculas que participan y con las características específicas de la interacción, estas fuerza débiles reciben distintos nombres.

Interacciones electrostáticas o puentes salinos.

Las interacciones electrostáticas pueden debilitarse cuando otros iónes diferentes se encuentran en la cercanía, modificando el campo eléctrico, o bien, cuando los iones se disuelven en un solvente capaz de rodearlos y apantallar las cargas eléctricas (solvente áltamente dieléctrico, propiedad que caracteriza a la cinta de aislar). Un solvente con esta caraterística es el agua y por ello, los enlaces iónicos, de gran fuerza en un cristal de sal, se vuelven débiles en una masa de  acuosa y la sal se disuelve.

Muchas moléculas que poseen enlaces covalentes de gran polaridad pueden, en solventes altamente dieléctricos (como el agua), reorganizar la compartición de electrones para dar lugar a dos iones. Como estos iones son rápidamente rodeados de moléculas de agua, lejos de permanecer unidos, se separan y permanecen independientes en la solución. El proceso es, por supuesto, reversible y dos iones afines pueden reaccionar para regenerar el enlace covalente. De nuevo un ejemplo de esto es el agua, cuya reacción de disociación es bien conocida.

A pesar de que los iones en una solución acuaso tienden a permanecer solvatados y por lo tanto sólo interaccionan brevemente, en moléculas en las que el ión está encerrado en regiones de la molécula que tienen poco contacto con el agua, estos iones buscarán un ión de carga opuesta para formar un puente salino, siempre que los iones puedan acecarse lo suficiente.

En muchas proteínas, el balance de zonas polares y no polares obliga al polímero a adoptar una estructura de tipo globular en la que extensas regiones de la proteína se encuentran escondidas del agua (gracias a las  mal llamadas interacciones hidrofóbicas). En estas regiones los puentes salinos poseen gran importancia para mantener la estabilidad de la conformación de la proteína. Por supuesto, cualquier condición que provoque la exposición de las regiones interiores de la proteína, permitirá la solvatación de los iones y la ruptura de los puentes salinos.

Fuerzas de Van de Walls.

Las fuerzas de Van de Walls son las interacciones más débiles entre las fuerzas débiles. Su existencia es casi siempre transitoria y el hecho de que puedan explicar la cohesividad de ciertos solventes y sólidos, tales comola gasolina yla parafina, sólo puede comprenderse cuando se cuantifica el enorme número de interacciones de este tipo que pueden ocurrir en el seno de la masa la substancia en cuestión.

Las fuerzas de Van der Walls incluyen a un número significaivo de interacciones que ocurren entre moléculas, o regiones moleculares unidas por enlaces covalentes de baja o nula polaridad. Contra lo que pudiera esperanse, las fuerzas de Van de Walls si poseen un componente electrostático, además de otros efectos electroactractores que se explican mediante la mecánica cuántica. Obviamente, la atracción electrostática débil de dos regiones de una molécula que poseen un pequeño, pero apreciable, caracter dipolar, se incluye en estas fuerzas. Pero además, a pesar de que un enlace covalente sea totalmente apolar, esto no significa que los electrones estén permanentemente repartidos de modo unifrome dentro de su orbital molecular. Es perfectamente lógico esperar que, dada la gran movilidad de los electrones, estos pueden quedar por un instante cargados en un lado de la molécula. En ese instante, la molécula adquiere caracter dipolar y esto se conoce como un dipolo instantáneo.

Cuando dos regiones moleculares apolares se encuentran suficientemente cerca, los dipolos instantáneos o los dipolos débiles que aparecen en una de ellas producen un campo eléctrico, el cual induce, a su vez, una distribución inequitativa de los electrones, con dirección opuesta al dipolo que originó el desbalance. El dipolo que se genéra por este método se conoce como un dipólo inducido. Aún cuando la duración de un dipolo instantaneo y su correspondiente dipolo inducido es corta, la cercanía de ambos produce que los electrones de los orbitales moleculares involucrados mantengan una cierta sincronía al moverse, en consecuencia, la carga oscila sincrónicamente manteniendo las fuerzas electroatractoras por tiempos más prolongados que los que podría durar un dipolo instantáneo (del orden de 10^-15s).

Debido a que la existencia de las fuerzas de Van de Walls depende de la proximación de dos moléculas, la fuerza del enlace será mayor si al aproximarse ambas moléculas se producen múltiples contactos entre ellas. Para que dos moléculas que se aproximan puedan establecer suficientes contactos entre ellas, se requiere que sus geometrías sean complementarias; es decir, que encajen de manera similar a una pieza de plástico y el molde en que se formó.

Las interacciones intermoleculares basadas en la atracción electrostática serán más fuertes entre aquellas moléculas que posean mayor caracter dipolar. Evidentemente, dos moleculas con marcado caracter dipolar podrán establecer interacciones más estables entre si, que con otras moléculas apolares. La preferencia a interactuar entre si es lo que explica aquella famosa regla que dice "lo semejante disuelve a lo semejante". Es decir polar prefiere a lo polar y lo no polar será segregado, en consecuencia las moléculas no polares se ven forzadas a interactuar entre si.

La complementariedad geométrica es una de las razones por las que las macromoléculas biológicas y especielmente las proteínas, son capaces de interaccionar selectivamente con otras moléculas. En realidad todas las moléculas interaccionan entre si, lo sorprendente de las proteínas es su habilidad para interaccionar  con gran fuerza  con una cierta molécula, al tiempo que son incapaces de establecer una interacción duradera con moléculas muy similares a la primera.

Enlaces o puentes de Hidrógeno.

Entre los enlaces que generan un mayor caracter dipolar, sin que necesariamente se llegue al estado iónico, se encuentran aquellos que son fomados por un átomo electronegativo y el hidrógeno. Por ser el átomo más pequeño, el único electrón en su capa de valencia ocupa un nivel cercano al núcleo y cuando el electrón es redistruibuído hacia el átomo electronegativo (O, N, S) el dipólo resultate es muy marcado. Adicionalmente, debido a su pequeño radio atómico el hidrógeno permite una mayor proximidad entre las moléculas. Por ello, de entre todas las interacciones electrostáticas que no involucran la formación de iones, aquellas en las que participa el hidrógeno son las más fuertes.

Para que un puente de hidrógeno se forme se requiere de una molécula que posea un hidrógeno unido a un átomo de elevada electronegatividad y otra molécula que posea otro átomo electronegativo con alta densidad electrónica (es decir carga parcial negativa). Cuando ambas moléculas se aproximan por el hidrógeno, se genera un enlace débil denominado puente de hidrógeno. En un puente de hidrógeno la molécula que posee el hidrógeno que participa en el puente se denomina donadora y aquella que porta el átomo electronegativo complementario se denomina aceptora. Una misma molécula puede actuar como donadora y aceptora formando dos o más puentes de hidrógeno simultáneamente. Tal es el caso de las moléculas de agua.

A pesar de ser un enlace débil, el pueste de hidrógeno puede llegar a alcanzar una energía equivalente a 1/10 de la contenida en los enlaces covalentes C-C, por ello, se les considera los más fuertes de entre los enlaces débiles.

La fuerza del puente de hidrógeno depende también de varios factores, a saber: la electronegatividad de los átomo donador y aceptor, la polaridad del medio circundante, la orientación de los tres átomos X-H:Y en una misma línea y la distancia entre el donador y el aceptor.

El agua es una de las moléculas que puede formar puentes de hidrógeno con gran facilidad con otra moléculas de agua vecinas. Además, debido a que establece dos puentes de H como donadora y dos como aceptora de un hidrógeno, el balance de grupos donadores, respecto de los aceptores disponibles en el agua se encuentra debidamente compensado y a diferencia de lo que sucede en el H-F o el NH₃, no hay exceso ni de unos, ni de otros. Así es posible explicar que los datos experientales indiquen que una molécula de agua se encuentra formando en promedio 3.6-3.7 puentes de hidrógeno a temperatura ambiente. Esto significa que extraer una mol de agua de la fase líquida al vació cuesta 5X3.6=18 Kcal. Esto es casi la tercera parte de lo que cuesta romper ciertos enlaces covalentes.

En una solución acuosa, casi cualquier molécula capaz de formar un puente de Hidrógeno tenderá a establecer dicha unión con moléculas de agua. Esto no debe sorprendernos, ya que la cocentración del solvente siempre supera con mucho a la concentración de los solutos en soluciones diluídas; e inclusive, en soluciones no tan diluídas. Quízá sólo cuando la concentración de soluto es realmente elevada, es que podemos esperar que las moléculas de soluto puedan interacccionar entre sí.

Entonces - ¿cómo es posible que las moléculas proteína en solución puedan establecer puentes de hidrógeno intramoleculares (entre los grupos de una misma moléculas) e intermoleculares? - es decir, uniones consigo misma o con otros ligandos, incluyendo a otras macromoléculas, tales como otras proteínas, ácidos nucléicos, carbohidratos, etc.

Bueno, esto es posible gracias a dos características de la proteína:

1. Dado que ambos grupos químicos son parte de la misma molécula, a pesar de que se encuentran diluídos, se mueven juntos. Esto significa que al moverse se encontrarán uno frente a otro más frecuentemente de lo sucedería si fuesen parte de otra molécula.

2. Pero además, la naturaleza amfipática de una proteína hace que las distintas regiones de la molécula presenten mayor o menor polaridad, de manera que si en una región en la que predominan restos de aminoácido apolares queda encerrado el grupo polar de una serina (-CH₂-OH) o una glutamina (-CH₂-CH₂-CONH₂). La región apolar que muy posiblemente quedará escondida del solvente (ver apartado siguiente), forzará al residuo polar a buscar en las cercanías un vecino con el que formar un puente de hidrógeno, esto casi siempre resulta posible, porque habrá que recordar que los enlaces peptídicos pueden formar puentes de hidrógeno y en una proteína siempre hay tantos enlaces peptídicos como aminoácidos menos 1.

En general, diversos experimentos han demostrado que el esqueleto de una proteína (-N-C_a-CO-N- C_a-) posee una polaridad bastante pobre en comparación con el agua, por lo que en general, tenderá a esconderse del agua a menos que las cadenas laterales de los aminoácidos le indiquen otra cosa.

Interacciones Hidrofóbicas.

Quizá una de las interacciones que crean más confusión entre quienes desean aprender bioquímica, son las, en mi opinión mal llamadas, interacciones hidrofóbicas -Es sorprendente, sin embargo, que la mayoría de los estudiantes de química, aún en los semestres iniciales manejen con naturalidad el concepto de que lo semejante disuelve a lo semejante- Así, la mayoría de los estudiantes con los que he tenido la fortuna de tratar, ven con buenos ojos la asevaración de que las moléculas apolares tienen poco "gusto" por el agua y "prefieren" interaccionar con otras moléculas "de su clase".

¡Bien, pues nada más falso! - Las moléculas apolares son tales, porque carecen de enlaces con una distribución desigual de electrones entre los núcles de los átomos que forman el enlace y, por consiguiente, interaccionan unas con otras a traves de las ya descritas fuerzas de Van de Walls. Como dijimos en dicho capítulo, la atracción entre una molécula polar y una molécula apolar será casi siempre mayor que entre dos moléculas apolares y, es de esperarse, que el agua interaccione con un hidrocarburo como el isooctano (gasolina) con mayor fuerza de lo que dos moléculas de iooctano interaccionan entre si ... ¿Por qué entonces las moleculas de isoctano no se disuelven del agua y ambos solventes tienen a separarse?

La explicación al dilema anterior está en un hecho muy simple, las moléculas de agua en el grueso del cuerpo de agua mantienen múltiples interacciones con las vecinas a través de una extensa red de puentes de Hidrógeno y, como es de esperarse, la interacción agua-agua, mediada por puedes de hidrógeno, es casi 10 veces más fuerte que la interacción agua-hidrocarburo. Además, por su geometría, a fin de mantener el máximo número de enlaces agua-agua entre sí, las moléculas de agua que rodean a una molécula de isooctano en solución deben adoptar una estructura quasiordenada, lo que va en contra de la tendencia natural de los moléculas de mantener tanta libertad como les sea posible.

En resumen, "El agua prefiere interaccionar con agua y tiende a excluir de su cercanía a aquellas moléculas que no son agua"; como resultado de lo anterior, "los solutos apolares son excluídos de la solución y tienden a agruparse entre ellos, lo que reduce la superficie de contacto entre el agua y el hidrocarburo". En el núcleo de las "gotas" de hidrocarburo, las moléculas apolares deberán, a falta de otra opción, interaccionar entre sí al igual que la hacen en el hidrocarburo líquido puro. Macroscópicamente sin embargo, nosotros observamos un comportamiento tal que pareciese que el hidrocarburo e separase del agua por voluntad propia e invocamos el término "interacciones hidrofóbicas", pero que podrían describirse mejor como "interacciones favorecidas por la exclusión debida a la entropía del solvente (IFEDES; Interaction favoured by entropically-driven exclusion from the solvent)"

Al margen de como les llamemos, estas interacciones son quizá la fuerza de mayor influencia en la estabilidad de la estructura de las proteínas, ya que como se mencionó, no es factible entender la formación de puentes de hidrógeno e interacciones iónicas intramoleculares en un medio totalmente acuoso, a menos que extensas regiones de la macromolécula tengan una exposición limitada al cuerpo del solvente.