Forces intra-et intermoléculaires

Forces intra et intermoléculaires
Dr. Ammar Azioune
ENSB
30/11/2014
Motivation
Connaitre les fonction des biomolécules
1. Les biomolécules (ex. protéines) communiquent
(interagissent) entre elles selon leur structures.
2. La structure des protéines (conformation) dépend de la
nature des diverses liaisons chimiques (ou non) existantes.
3. La forme (conformation) offre à la protéine des propriétés
spécifiques.
4. Ses propriétés permettent à la protéine l’accomplissement
de sa fonction précise que l’organisme attend d’elle.
Le vivant communique via la reconnaissance moléculaire
Objectif du cours
Avoir des notions sur les différents types de liaisons chimiques et physiques.
𝑯𝑵 − 𝑪 = 𝑶 (liaison peptidique)
- Liaisons ioniques qui se forment entre les parties positives et négatives de la chaine
protéique (flèche en bleu).
- Liaisons covalentes polaires peuvent se former au sein de cette protéine (flèche violette).
- Ponts hydrogènes, faibles, mais ils peuvent assurer la conservation de la conformation
adéquate (flèche noire).
- Attractions hydrophobes pour le maintien de la forme moléculaire (flèche rouge).
1. a. Liaisons ioniques
 Les liaisons ioniques sont des liaisons chimiques fortes, qui peuvent
apparaitre suite à un transfert complet d’un ou plusieurs électrons d’un atome
vers un autre.
 Le transfert d’électrons induit une perturbation de la neutralité des atomes
impliqués dans ce processus.
 L’atome qui perd un électron possède un proton surnuméraire portant une
charge positive: l’ion formé porteur de charge positive est appelé cation.
 L’atome qui acquiert cet électron gagne la charge négative de celui-ci, et
devient globalement porteur de charge négative. Il s’agit d’un anion.
Le cas du Chlorure de Sodium: 𝑵𝒂𝑪𝒍
 Le chlorure de sodium est un sel impliqué dans l’équilibre ionique au travers
des membranes. Il s’agit d’un composé ionique qui s’est formé suite à un transfert
d’électron.
𝑵𝒂: 1s2 2s2 2p6 3s1 :
2. 8. 1
𝑪𝒍: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5: 2. 8. 7
L’électron isolé de la couche
externe du Sodium est
transféré à la couche externe
quasi complète du Chlore
Couches
extérieures
Cl-: 2. 8. 8 saturées
Na+: 2. 8
 Les charges positives (+) et négatives (-) se compensent exactement, de sorte que le
chlorure de sodium (NaCl) est un composé qui, globalement, est neutre.
Na
Cl
Na+
Atome de
sodium
Atome de
chlore
Cation de
sodium
Atome de Sodium (Na)
Atome de Chlore (Cl)
Cl-
Cation de Sodium
(Na+)
Anion de
chlore
Anion de Chlore (Cl-)
Nombre de
protons
11
17
11
17
Nombres
d’électrons
Charge
électrique
11
17
10
18
0
0
-1
+1
Comparaison avec les liaisons covalentes:
1é
H: 1s1
CH4: structure du méthane
C
La couche extérieure du
carbone est saturée: 8 é
C
Covalence par recouvrement
4é
C: 1s2 2s2 2p2
 Une paire d’électrons est partagée symétriquement
entre deux atomes.
 Les couches externes se recouvrent et la paire
d’électrons se concentre dans l’espace interatomique.
Résumé sur les liaisons ioniques:
 Au contraire de ce qui se passe dans les liaisons covalentes, les couches électroniques
externes des deux ions ne se recouvrent pas.
 Les charges opposées présentent sur ces deux ions sont maintenues à proximité
immédiate dans le composé.
Exemple: CaCl2
Cl
Cl-
Ca
Liaisons ioniques
Ca2+
Cl
Cl-
1. b. Liaisons covalentes polaires
 Dans une liaison covalente, il arrive que les électrons mis en commun se partagent de
manière dissymétrique. C.-à-d. qu’un atome gagne d’avantage de densité électronique par
rapport à la moitié de la paire.
 De même, dans un composé ionique, les électrons peuvent ne pas être transférés
complètement d’un atome à l’autre.
Cas des biomolécules: Les liaisons présentent un caractère
intermédiaire, entre covalentes et ioniques
 Ce type de liaisons s’établit lorsque les éléments réunis sont différents. La paire électronique
sera répartie de manière dissymétrique.
 L’importance de cette dissymétrie dans la répartition des électrons au niveau de la liaison
est déterminée par la différence des électronégativités des éléments impliqués. L’élément le
plus électronégatif gagne d’avantage le nuage électronique.
Valeurs d’électronégativités propres à quelques éléments importants en biologie
H
2,1
C
2,5
N
3,0
Cl
3,0
P
2,1
S
2,5
O
3,5
 La différence d’électronégativité (∆é) entre les éléments impliqués dans une liaison
indique l’inégalité relative du partage des électrons.
 Exemple: C-H, ∆é = 2,5-2,1 = 0,4. Le déplacement des électrons dans cette liaison est assez
faible. Le nuage électronique est plus attiré vers l’élément le plus électronégatif.
 Le Carbone bénéficie d’un petit surplus lors du partage de la paire d’électrons.
 On emploi le terme polarisation pour la liaison de ce type: C-H est légèrement polarisée
 O-H, ∆é = 3,5 - 2,1 = 1,4. le nuage électronique assurant cette liaison est fortement
attiré par l’oxygène. La liaison est donc, fortement polarisée
 De même pour la liaison N-H. ∆é = 0,9. La liaison est fortement polarisée.
Résumé sur les liaisons polaires:
 Dans une liaison polaire, les électrons sont partagés de manière dissymétrique
 Classiquement, le caractère polaire d’une liaison est indiqué par une charge
électrique partielle, placée au-dessus du symbole des éléments concernés.
𝛿- 𝛿+
 N-H
𝛿- 𝛿+
O-H
Exemples: C-N
 C-N: La différence d’électronégativité = 0,5
La liaison est faiblement polarisée
Je vous invite à consulter le site « lachimie.net), rubrique: « liaisons chimiques » pour
plus d’enseignement fondamental
1. b’. Forces dipôle à dipôle
 La liaison covalente O-H, qui se retrouve dans la molécule d’eau, présente une polarisation
permanente avec des extrémités positives et négatives. On parle de liaison dipolaire
𝛿+ 𝛿-
H-O
-
+
-
+
+
-
-
+
-
+
+
+
-
+
-
-
-
+
+
-
-
+
+
-
Exemple: CHCl3
 Le trichlorométhane (Chloroforme) est une molécule tétraédrique présentant des liaisons
C-Cl qui sont polaires.
Exemple: CHCl3
Cl
𝜹-
Cl
H
C
Cl
Cl
C
H
𝜹+
𝜹-
Cl
1. Formule de structure de la molécule
Cl
𝜹-
𝜹-
Cl
𝜹-
Cl
H
C
𝜹+
𝜹-
Cl
Cl
𝜹-
2. Placer la charge partielle
H
C
𝜹+
𝜹-
Cl
Cl
𝜹-
3. Disposer les deux molécules à proximité
immédiate
1. d. Liaisons Hydrogènes
Lorsque l’atome d’hydrogène (H) forme une liaison avec un autre atome très
électronégatif (ex. oxygène), il s’ensuit que le nuage électronique est attiré par ce
dernier atome (ex. oxygène). Le noyau d’hydrogène ne possède autour de lui qu’une
très fine densité électronique. L’atome d’hydrogène constitue donc l’extrémité positive
d’un dipôle.
𝛿-
𝛿+
𝛿-
O
H
O
La charge positive véhiculée par le noyau d’hydrogène est fortement attirée par la
charge négative des paires électroniques libres situées sur l’atome de l’oxygène d’une
molécule voisine. Ces électrons constituent l’extrémité négative d’un dipôle.
H
O
O
H
H
+
O
H
H
H
Solvatation d’un Cation
H
H
H
O
-
H
O
Solvatation d’un Anion
O
H
O
H
H
O
H
H H
En solution aqueuse, les cations sont fortement solvatés par les paires
électroniques libres de l’oxygène des molécules d’eau. De même, la solvatation des
anions fait intervenir les atomes d’hydrogène électropositifs de l’eau.
Exemples
hélice 𝜶
Les deux structures hélice 𝜶 et feuillet plissée𝜷 des protéines
dépendent énormément de l’établissement des liaisons hydrogène.