2.4.1.Самосборка (Другой источник информации): Понятия и определения

Самосборка молекул подразумевает не просто их ассоциацию, а связы­вание в нужной последовательности и с определенной ориентацией. Можно сказать, что информация о структуре ассоциата «зашифрована» в химической структуре компонентов и «считывается» в ходе образования ансамбля. Поэтому самосборку часто рассматривают как межмолекулярный обмен структур­ной информацией и называют молекулярным распознаванием.

Непременное условие молекулярного распознавания — двойная компле-ментарность компонентов, включающая как геометрическое, так и энерге­тическое их соответствие. В последнем случае используются также термины химическая комплементарность и комплементарность взаимодействий.

Комплементарные компоненты (фрагменты молекул, отдельные молекулы или даже фрагменты ассоциатов) называют плеромерами от греческих слов пХпршра — дополнение и рероа — часть. В простейшем случае бимолекуляр­ного ассоциата больший из плеромеров называется рецептором, а меньший — субстратом. Их обозначают р и и соответственно. На комплементарность р и а указывают с помощью «bra-ket> обозначений ( | и | ), применяемых в квантовой механике, например {р\а). Супермолекулу из комплементарных субъединиц обозначают ра. Рецепторные субъединицы часто еще называют лигандами — термином, пришедшим из химии координационных соединений.

В синтетических супрамолекулярных ансамблях зачастую различают ак­тивные и структурные компоненты. Структурные компоненты обеспечива­ют правильную сборку ансамбля и придание ему нужной формы. Активные компоненты отвечают за выполнение какой-либо функции.

По числу молекул, участвующих в самосборке, выделяют би-, три-, олиго- и многокомпонентные ассоциаты. Ассоциаты, состоящие из неболь­шого фиксированного числа молекул и имеющие хорошо определенные разме­ры и форму, принято называть также супермолекулами. Наряду с супермоле­кулами выделяют супрамолекулярные ансамбли — это полимолекулярные ассоциаты, как правило формирующие организованную (мезоморфную) фазу. Эта фаза может иметь форму пленки, мицелл, везикул, жидкого или твердого кристалла.

Супрамолекулярные ансамбли — это своеобразные «суперполимеры». В противоположность «низкомолекулярным» супермолекулам они полидис­персны, т. е. содержат переменное число молекул. Кроме того, структура ряда супрамолекулярных ансамблей, например из амфифильных соединений, менее устойчива и определенна, чем у супермолекул. Тем не менее деление на супермолекулы и супрамолекулярные ансамбли достаточно условно: известны кристаллические супрамолекулярные ансамбли, не уступающие супермолеку­лам в определенности и устойчивости структуры.

2.4.2.Типы межмолекулярных взаимодействий

Движущей силой самосборки молекул в супраструктуры служат нева­лентные межмолекулярные взаимодействия: координационные и водородные связи, электростатические, ван-дер-ваальсовы, гидрофобные взаимодействия.

Водородная связь (протонная или Н-связь) возникает между электроот­рицательным атомом, имеющим неподеленную электронную пару, и атомом водорода, который химически связан с другим электроотрицательным атомом и имеет избыточный положительный заряд (см. рис. 8.1).

Рис. 2.9. Двойная водородная связь между тимином и аденином

Водородную связь схематически можно изобразить как:

R, - А - Н • • • • : D - R₂,

где Ri, Щ — радикалы, А и D — электроотрицательные атомы (фтор, кисло­род, азот, иногда хлор или сера). Двумя точками показана пара электронов.

Водородная связь имеет электростатическую и донорно-акцепторную при­роду. Электростатическая компонента возникает за счет взаимодействия разноименно заряженных атомов (протона и электроотрицательного атома D) и диполей, в состав которых они входят. Донорно-акцепторное взаимо­действие возникает между электронной парой молекулы донора OD-R2) и свободной орбиталью молекулы-акцептора (Rj-A-H).

Водородная связь, подобно ковалентной, обладает насыщаемостью (каж­дый протон может образовать лишь одну такую связь) и направленностью: атомы, участвующие в связывании, должны быть определенным образом сориентированы, что накладывает на структуру комплекса, образованного во­дородными связями, пространственные ограничения, одновременно повышая селективность распознавания. Энергия водородной связи колеблется от 1 до 15 ккал/моль, составляя в среднем 5-10 ккал/моль: она примерно на прядок сильнее ван-дер-ваальсовых взаимодействий и на порядок слабее ковалентной связи.

Координационная связь — это связь, образованная за счет электростати­ческих и/или донорно-акцепторных взаимодействий молекул друг с другом или с ионами.

Представление о комплексных соединениях, образованных за счет кор-динационных связей, введено в 1892 г. швейцарским ученым Альфредом Вернером. В большинстве комплексов различают внутреннюю и внешнюю сферы. Центральный атом (ион) внутренней сферы является комплексообра-зователем, а координированные вокруг него молекулы (ионы) — лигандами. По заряду лигандов комплексы делят на анионные (отрицательно заряженные лиганды), катионные (положительно заряженные лиганды) и нейтральные. В последнем случае лиганды — это нейтральные молекулы, либо молекулы и анионы вокруг комплесообразователя-катиона.

Комплексообразователем может быть любой химический элемент. В су­прамолекулярной химии чаще всего рассматриваются комплексы, в которых координационные (донорно-акцепторные) связи образуются между атомами N, О, S, имеющими неподеленные электронные пары, и катионами одно- двух-и трехвалентных металлов: К, Na, Mg, Са, Fe, Zn, Со и т. д. При этом ионы металлов служат акцепторами электронов, принимая их на свои свободные электронные орбитали, лежащие чуть выше валентных.

Координационная связь насыщаема и направлена. Число и пространствен­ное расположение лигандов вокруг координационного центра определяется его электронной структурой. Интенсивность координационной связи варьиру­ется в очень широких пределах: от 1-2 ккал/моль, что сопоставимо с энерги­ей тепловых флуктуации, до 100 ккал/моль — как у ковалентной химической связи. Такое сочетание интенсивности и характера координационной связи де­лает ее удобным инструментом для химически программируемой самосборки наноструктур. Электростатические взаимодействия возникают между ионами и (или) полярными молекулами, отдельные атомы или группы атомов которых несут положительный или отрицательный заряд.

В зависимости от характера распределения электронной плотности моле­кулы их делят на полярные и неполярные. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. В результате парциальные заряды на отдельных атомах близки к нулю. Примером могут служить алифатические углеводороды — от низкомолекулярных, таких как метан (СН4) или этан (Н3С-СН3), до полимерных (полиэтилен, -[-СН2-]_П^-)-

Полярные молекулы являются диполями. Полярность возникает при свя­зывании атомов, которые имеют различную электроотрицательность, т. е. спо­собность удерживать электроны. Если из двух ковалентно связанных атомов один более электроотрицателен (в паре с углеродом или водородом это могут быть гетероатомы N, О, S, F, С1 и др.), он оттягивает на себя электронную плотность «соседа», связь поляризуется и превращается в диполь. При этом более электроотрицательный атом приобретает избыточный отрицательный, а менее электроотрицательный — избыточный положительный заряд. Напри­мер, диполями являются группы -О-Н, -С-0-, >N-H, >С=0, -C=N.

Электростатические взаимодействия можно формально разделить на вза­имодействия зарядов, заряда и диполя и двух диполей. Когда обсуждается взаимодействие отдельных зарядов, обычно речь идет об атомных или мо­лекулярных ионах. Энергия взаимодействия точечных зарядов подчиняется закону Кулона и падает обратно пропорционально расстоянию между ними (и ~ 1/г). В полярных средах возможна экранировка заряда в результате перераспределения и ориентации молекул окружения, приводящая к более быстрому ослаблению электростатических взаимодействий с расстоянием.

Энергия взаимодействия заряд—диполь ослабляется с расстоянием как 1/г², если диполь сориентирован жестко. Для свободно вращающегося дипо­ля и "v 1/г⁴. При взаимодействии двух фиксированных и свободно вращаю­щихся диполей и ~ 1/г³ и и ~ 1/г⁶ соответственно.

Выделяют также ван-дер-ваальсовы взаимодействия. Они характерны как для полярных, так и для неполярных молекул. Ван-дер-ваальсовы взаимодействия имеют квантовую природу. Тем не менее их появление можно объяснить исходя из достаточно простых представлений о электростатиче­ском взаимодействии ядер атомов и электронных оболочек.

Атом, включающий положительно заряженное ядро и отрицательные электроны, является мгновенным микродиполем. Сближение молекул приво­дит к согласованию ориентации микродиполей, а также процессов их появле­ния и исчезновения. В результате на расстояниях больше 2-3 А между моле­кулами (как полярными, так и неполярными) возникает притяжение, ослабе­вающее с расстоянием по закону и ~ 1/г⁶. Это так называемое дисперсионное (лондоновское) взаимодействие. Однако на более коротких дистанциях над притяжением начинает преобладать более сильное электростатическое оттал­кивание ядер и электронных оболочек. Суммарное действие дисперсионного притяжения и короткодействующего отталкивания приближенно описывается различными эмпирическими потенциалами. Один из них, довольно распро­страненный — потенциал Леннарда-Джонса, форма которого приведена на рис. 2.10:

Здесь и(г) — потенциальная энергия, е — энергетический параметр (глубина потенциальной ямы), а — характерный размер атома, а расстояние 2¹/⁶ег, на котором притяжение уравновешивает отталкивание, обычно определяется как сумма ван-дер-ваальсовых радиусов взаимодействующих атомов.

Кроме того, вклад в ван-дер-ваальсовы взаимодействия дают ориентационные и индукционные взаимодействия. Ориента-ционное взаимодействие возникает меж­ду диполями полярных молекул. В слу­чае индукционного взаимодействия по­лярная молекула «деформирует» элек­тронную структуру неполярной, приводя к поляризации последней и усиливая соб­ственную полярность.

Многие явления самоорганизации, как правило, вызываются не отдельным ти­пом межмолекулярных взаимодействий, а множеством различных взаимодействий. В тех случаях, когда самосборка компо­нентов идет в растворе, активное влияние

среды на этот процесс рассматривают как некую обобщенную силу растворителя.

Эффект растворителя состоит в том, что молекула субстрата стремится пе­рейти из одного окружения в другое, например из окружения молекул раство­рителя в окружение лигандов, с которыми субстрат образует супермолекулу. Такое стремление «к перемене мест» возникает в связи с различием свободной энергии молекулы в разном окружении. Наиболее известный пример эффекта растворителя — гидрофобный эффект.

Рис.2.10. Вид протенциала ван-дервальского взаимодействия

Гидрофобный эффект — это эффективное (кажущееся) притяжение между неполярными молекулами, проявляющееся при их попадании в воду (полярный растворитель). За эту способность неполярные вещества также называют гидрофобными — «боящимися воды». На макроуровне гидрофобный эффект проявляется в том, что неполярные жидкости плохо смешиваются (или не смешиваются) с водой, а эмульсии типа вода—масло неустойчивы и стремятся к макрофазному расслоению. На молекулярном масштабе гидро­фобные молекулы или фрагменты в водном окружении интенсивно агрегиру­ют.

Изменение свободной энергии при переносе гидрофобной молекулы из «своей» фазы в воду складывается из энтальпийной и энтропийной состав­ляющих. Такой перенос повышает свободную энергию, т. е. он не выгоден. Основной вклад в изменение свободной энергии дает понижение энтропии (упорядочение системы), тогда как изменение энтальпии, которое может быть как положительным, так и отрицательным, обычно значительно меньше и не столь существенно. Другими словами, в присутствии гидрофобных молекул вода упорядочивается! Почему это происходит?

Хорошо известно, что в воде существует сетка водородных связей, где каждая молекула связана с четырьмя соседями. Чтобы в эту сетку вошла гидрофобная молекула, необходимо либо порвать часть водородных связей между окружающими молекулами воды, что крайне невыгодно (одна водород­ная связь «стоит» около 7 ккал/моль), либо переориентировать эти молекулы, исказив сетку. Переориентация молекул воды на гидрофобной поверхности связана с потерей энтропии, т. е. подвижности. Тем не менее она оказывается предпочтительнее разрыва водородных связей, так как в единицах TAS обходится всего в 0,2 ккал/моль.

Упорядочение молекул воды вокруг гидрофобной молекулы фактически означает, что последняя покрыта «ледяной коркой». Чтобы снизить энтро­пийные потери, гидрофобные молекулы ассоциируются: тогда площадь гидро­фобной поверхности и, соответственно, «количество льда», приходящееся на каждую неполярную молекулу, уменьшаются. Со стороны это выглядит так, будто между неполярными молекулами действует гидрофобное притяжение.

Гидрофобное притяжение — важнейший фактор самоорганизации в вод­ных средах. В биологических системах это одна из сил, стабилизирующих клеточные мембраны, глобулярные белки, ДНК и т. д. Гидрофобные эффекты ответственны за формирование клатратов — кристаллов воды и неполяр­ных молекул, которые могут рассматриваться как наноструктурированные материалы. В значительной степени за счет гидрофобных взаимодействий происходит сборка мицелл, слоев и везикул — супрамолекулярных ансамблей амфифильных молекул.

п-стекинг — это особый тип межмолекулярных взаимодействий, ха­рактерный для ароматических соединений. В соответствии с концепцией Хантера—Сандерса, сформулированной ими в 1990 г. [8], п-стекинг имеет электростатическую природу и обусловлен особым характером электронной структуры ароматических молекул. Например, в молекуле бензола (СбНб), структура которой показана на рис. 2.11, каждый атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации. Три sp²-орбитали лежат в плоскости кольца, об­разуя сг-связи с соседними атомами уг­лерода и водорода. У каждого углерода остается еще одна негибридизованная 2р₂-орбиталь, направленная перпендику­лярно плоскости молекулы. Шесть та­ких 7г-орбиталей делокализованы, т. е. объединены в два 7г-электронных обла­ка — над и под плоскостью, образован­ной ядрами атомов углерода и водоро­да. Аналогичное неравномерное «сендви-чевое» распределение электронной плот­ности характерно и для производных бензола. Благодаря этому между арома­тическими фрагментами молекул может возникать как притяжение, так и оттал­кивание — в зависимости от их взаимной ориентации, что иллюстрирует рис. 2.12. Энергия такого взаимодействия составляет порядка 1-10 ккал/моль.

Рис.2.11. Химическая формула и электронная структура бензола (показана делокализация р-орбиталей)

Рис. 2.12. Типы взаимодействий ароматических фрагментов: а — силы, действующие при ж-стекинге между ароматическими фрагментами в зависимости от их взаимной ориентации по данным [8], а также б — схема Т-стекинга

Аналогичную электростатическую природу имеет так называемый Т-спгекинг, характерный, например, для пары бензол-толуол, где положитель­но заряженные атомы водорода метильной группы толуола взаимодейству­ют с 7г-электронным облаком бензола. По тому же механизму происходит и катион-ж-связывание (взаимодействие между ароматическим фрагментом и каким-либо катионом). Его энергия может достигать 20 ккал/моль.

Основные характеристики межмолекулярных взаимодействий приведены в табл. 2.5.

Таблица 2.5.

Типы межмолекулярных взаимодействий

Таким образом, межмолекулярные взаимодействия обычно на 1-2 порядка слабее ковалентных связей, так что супрамолекулярные ассоциаты менее стабильны термодинамически, более лабильны кинетически и более гибки динамически, чем молекулы. Их структура может быть легко изменена или разрушена различными внешними воздействиями: изменением температуры, концентрации каких-либо веществ или ионов, облучением, замещением од­ного из компонентов ассоциата другим и т. д. Как ни странно, это дает супраструктурам ряд следующих преимуществ.

— Простота сборки. Супрамолекулярные ансамбли, особенно состоя­щие из многих тысяч молекул и имеющие сложную форму, гораздо легче собрать из небольших, одинаковых и относительно простых компонентов, чем химически синтезировать. Это относится, например, к биологическим и синтетическим мембранам, пленкам, везикулам, микродоменным структу­рам и т. п.

— Селективность молекулярного распознавания. Рецептор, «выбирая» в сложном химическом окружении нужный субстрат, естественно, может оказаться в контакте и не с той молекулой. Селективность обеспечивается обратимостью ошибочного связывания.

— Управляемость. Легкая подверженность супрамолекулярных струк­тур внешним воздействиям позволяет контролировать их функционирование. В природе каталитические «способности» белков «включаются» и «выключа­ются» в нужные моменты изменением условий среды, восстанавливающим или разрушающим лабильные невалентные связи, которые поддерживают каталитически активную (так называемую нативную) структуру. Созданы синтетические молекулы, способные связывать и «отпускать» другие молеку­лы или ионы, например при облучении светом определенной длины волны. На этом принципе основана работа различных рецепторов, регенерируемых сорбентов, активный трансмембранный транспорт веществ.

— Многократность использования. Не вступая в трудно разрушаемое химическое взаимодействие друг с другом, компоненты супрамолекулярного ансамбля не видоизменяются. Благодаря этому их можно многократно по­вторно использовать.

— Регенерируемость. При небольших повреждениях супрамолекулярные ансамбли легко восстанавливаются, достраивая свою структуру до термоди­намически выгодной.

— Утилизируемость. Для разрушения супрамолекулярных структур нуж­ны меньшие затраты энергии, благодаря чему их легко «разобрать» в случае необходимости. Эта «экологичность» нужна как биологическим, так и синте­тическим системам.

С 41 стр.Хартманн