Forces intra et intermoléculaires

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1 Forces intra et intermoléculaires
ENSB 30/11/2014 Dr. Ammar Azioune

2 Motivation Connaitre les fonction des biomolécules
Les biomolécules (ex. protéines) communiquent (interagissent) entre elles selon leur structures. La structure des protéines (conformation) dépend de la nature des diverses liaisons chimiques (ou non) existantes. La forme (conformation) offre à la protéine des propriétés spécifiques. 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

3 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).

4 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.

5 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 : 𝑪𝒍: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5: L’électron isolé de la couche externe du Sodium est transféré à la couche externe quasi complète du Chlore Na+: 2. 8 Cl-: Couches extérieures saturées  Les charges positives (+) et négatives (-) se compensent exactement, de sorte que le chlorure de sodium (NaCl) est un composé qui, globalement, est neutre.

6 Cl Atome de chlore Na Atome de sodium Na+ Cation de sodium Cl-
Anion de chlore Atome de Sodium (Na) Atome de Chlore (Cl) Cation de Sodium (Na+) Anion de Chlore (Cl-) Nombre de protons 11 17 Nombres d’électrons 10 18 Charge électrique -1 +1

7 Comparaison avec les liaisons covalentes:
1 é H: 1s1 C CH4: structure du méthane La couche extérieure du carbone est saturée: 8 é C Covalence par recouvrement 4 é  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. C: 1s2 2s2 2p2

8 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 Ca Cl Cl Liaisons ioniques Cl- Cl- Ca2+

9 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.

10 Valeurs d’électronégativités propres à quelques éléments importants en biologie
H C N Cl P S O 2,1 2,5 3,0 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.

11 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.  N-H O-H 𝛿- 𝛿+ 𝛿- 𝛿+ 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

12 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 H-O 𝛿+ 𝛿- + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - Exemple: CHCl3  Le trichlorométhane (Chloroforme) est une molécule tétraédrique présentant des liaisons C-Cl qui sont polaires.

13 Exemple: CHCl3 Cl Cl C H C H 1. Formule de structure de la molécule Cl
𝜹+ 𝜹- 1. Formule de structure de la molécule C Cl H 𝜹+ 𝜹- C Cl H 𝜹+ 𝜹- 2. Placer la charge partielle 3. Disposer les deux molécules à proximité immédiate

14 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. O H 𝛿+ 𝛿- 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.

15 Solvatation d’un Cation Solvatation d’un Anion H
+ - O H O H H H H O O Solvatation d’un Cation Solvatation d’un Anion 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.

16 Exemples hélice 𝜶 Les deux structures hélice 𝜶 et feuillet plissée𝜷 des protéines dépendent énormément de l’établissement des liaisons hydrogène.