Forças intermoleculares

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1 Introdução & Forças intermoleculares Guilherme Menegon Arantes Universidade de São Paulo

2 Resumo da aula Calendário, avaliação e exercícios Website: Estrutura e conformações de biomoléculas são essenciais Forças intermoleculares Forças covalentes Forças eletrostáticas, indutivas e dispersivas Estrutura da água

3 Porque estudar biomoléculas? Organismos transformam matéria e energia do ambiente Bioquímica é baseada na estrutura das biomoléculas

4 Dogma central do comportamento biomolecular Estrutura Mecanismo Função Mas proteínas (ou biomoléculas) não sabem sua função! Forças intermoleculares + temperatura flutuações Flutuações (selecionadas pela evolução) função Noção de escalas de tamanho (Å-µm), energia (térmica, ligações, unidades, etc) e tempo (fs-s)

5 Estruturas, conformações e configurações Dogma central: Estrutura Mecanismo Função Por exemplo, isômeros tem atividade biológica diferente

6 Estruturas, conformações e configurações biomoléculas possuem muitos confôrmeros diferentes Torsões sobre ligações são mudanças de ângulos diedrais

7 Como descrever as forças moleculares? Podemos usar mecânica quântica: The general theory of quantum mechanics is now almost complete... The underlying physical laws necessary for a large part of physics and the whole of chemistry are thus completely known, and the difficulty is only that the exact application of these laws leads to equations much too complicated to be soluble. It therefore becomes desirable that approximate practical methods of applying quantum mechanics should be developed. Paul M. Dirac, 1929

8 Descrição aproximada das interações Mecânica quântica descreve interações perfeitamente, mas é impraticável para macromoléculas Pela teoria de forças intermoleculares, podemos descrever as interações em termos mais simples: E = E pot +E cin E pot = V covalente +V nao ligante V covalente = V lig +V ang +V died V nao ligante = V elet +V pol +V vdw V cov : Termos ligantes ou covalentes V non : Termos não-ligantes ou intermoleculares

9 Interações covalentes Termos harmônicos: Ligação V lig e ângulo V ang V lig = lig 1 2 k m(r R 0 ) 2 Termo periódico: Ângulo diedral V died = diedrais 4 n=1 1 2 K n[1+cos(nφ δ n )] V died K 2 φ V lig 1 θ R φ ( o ) R 0 R

10 Interações eletrostáticas: V elet V elet = i<j q i q j R ij Cargas parciais q i e q j aproximam a distribuição de carga da molécula Soma sobre pares de átomos i e j, R ij é a distância entre os núcleos i e j Vejam a densidade de carga do etanol (CH 3 CH 2 OH):

11 Interações de polarização: V pol V pol = i<j q 2 i α j R 6 ij Entre um dipolo permanente (com distribuição de carga q i ) e uma molécula apolar (com polarizabilidade α j ) Por exemplo, argônio (apolar) em contato água

12 Interações de van der Waals: V vdw Repulsivas (R 12 ) e dispersivas (e R R 6 ): V vdw = i<j A ij R 12 ij B ij R 6 ij A ij e B ij relacionados ao raio atômico (σ) e na força das interações (ǫ).

13 Exemplos: Interações entre dímeros Energia relativa em kcal/mol CH4...CH4 H2O...CH4 H2O...Cl- H2O...H2O d(x-y) em angstroms

14 Estrutura da água Água é essencial para vida. Propriedades únicas Molécula polar (dipolo µ = 1.8 D), forma ligações de hidrogênio: força significativa ( 5 kcal/mol) mas não-covalente

15 Estrutura da água Ótimo solvente para partículas polares ou carregadas Oxigênio tem coordenação tetraédrica. Rede de ligações Estrutura no líquido é dinâmica. Vejamos uma simulação