Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Биополимеры в супрамолекулярных системах. Учебно-методическое пособие
.pdf
11
направленными взаимодействиями (например, гидрофобными, вандер-ваальсовыми или эффектами плотной упаковки), больше подходят
термины «кавитаты» и «клатраты». Некоторые примеры употребления
этой номенклатуры показаны в табл. 1.1. Следует отметить, что в современной литературе наблюдается сильная тенденция использовать
слово «комплекс» для охвата всех этих явлений.
Рис. 1.3. Иллюстрация, объясняющая различие между кавитатом
и клатратом: а – превращение кавитанда в кавитат путем
включения гостя в полость молекулы-хозяина; б – превращение
клатранда в клатрат путем включения молекул-гостей в полости
между молекулами-хозяевами в решетке
Таблица 1.1
Классификация соединений хозяин–гость для нейтральных хозяев
12
Внутри этой очень широкой классификации соединений хозяингость существует ряд промежуточных типов. Иногда дополнительно
вводят описательные термины (рис. 1.4).
Включение типа
«капсула»
Включение типа
«гнездо»
Включение типа
«насест»
Неполярные
поверхностные
взаимодействия
Сэндвич
Укутывание «гостя» «хозяином»
Рис. 1.4. Термины, описывающие взаимоотношение между
«хозяином» и «гостем»
1 . 3 . Ре цепторы, к о о р д и н а ц и я и аналогия « з а м о к - к л юч »
Химия типа «хозяин–гость», или «рецептор–субстрат», опирается на три исторические концепции:
1. Постулат П. Эрлиха (1906 г.) о том, что без образования свя-
зей молекулы не могут действовать («тела не действуют, если они не
соединены»). Так Эрлих ввел понятие «биологический рецептор».
2. Постулат Э. Фишера (1894 г.) о том, что связывание должно
быть селективным (в процессе изучения ферментного связывания «рецептор–субстрат»). Он описал стерическое соответствие рецептора и
субстрата в виде образа «замок-ключ», при котором субстрат-гость
имеет геометрический размер и форму, комплементарные рецепторухозяину (рис. 1.5). Это понятие легло в основу молекулярного распозна-
вания, когда хозяин различает одного из нескольких гостей (рис. 1.6).
3. Постулат о том, что селективное связывание должно вклю-
чать притяжение или взаимное сродство между хозяином и гостем.
Это положение является обобщением теории координационной химии
13
А. Вернера (1893 г.), согласно которой ионы металлов координируются сферой лигандов.
Рис. 1.5. Иллюстрация геометрического соответствия
Рис. 1.6. Принцип молекулярного распознавания
Эти три концепции возникли независимо друг от друга, и прошло много лет, прежде чем различные дисциплины, давшие им жизнь,
слились вместе и образовали междисциплинарную область –
супрамолекулярную химию. П. Эрлих, например, занимался лечением
ряда инфекционных заболеваний. В ходе этой работы он заметил, что
краситель метиленовый голубой имеет удивительное сродство к некоторым живым клеткам, окрашивая их в интенсивный синий цвет (его
наставник Р. Кох использовал метиленовый голубой для открытия бацилл туберкулеза). «Если окрашиваются только некоторые клетки, –
рассуждал Эрлих, – тогда, может быть, существуют такие красители,
которые окрашивают только носителей болезней и в то же время разрушают их, не атакуя собственные клетки тела?». В конечном счете
в 1910 г. Эрлих разработал лекарство от сифилиса сальварсан (Sal-
varsan®) – одно из наиболее эффективных лекарств от этой болезни.
14
В итоге он стал основателем современной химиотерапии.
Объединению координационной химии, химиотерапии и энзимологии способствовали успехи в развитии приборной базы и методов
синтеза, а также, не в последнюю очередь, впечатляющие достижения
в органическом синтезе, родившемся как дисциплина в 1828 г. после
получения Ф. Велером мочевины из цианата аммония. В ходе развития
супрамолекулярной химии громадный прогресс был достигнут благодаря количественному описанию параметров рецепторов, обеспечивающих их сродство с гостями.
Образ «замок-ключ» далее подвергался модифицированию в результате того, что в супрамолекулярную химию были введены понятия «хелатирование», «предорганизация», «комплементарность»,
«сольватация» и строго определено понятие «молекулярная форма».
15
2. О С О Б Е Н Н О С Т И С У П Р А М О Л Е К У Л Я Р Н Ы Х
В З А И М О Д Е Й С Т В И Й
Супрамолекулярная химия имеет дело с нековалентными связывающими взаимодействиями. Термин «нековалентный» охватывает
разнообразные силы притяжения и отталкивания. Рассмотрим наиболее важные из них с указанием их приблизительных энергий. При анализе супрамолекулярной системы очень важно учитывать взаимную
«игру» всех этих взаимодействий и эффекты, относящиеся как к хозяину, так и к гостю, а также их окружению.
1. Ион-ионные взаимодействия (100–350 кДж ∙ моль-1)
По силе ионная связь сравнима с ковалентным связыванием. Типично ионное твердое
тело – хлорид натрия, имеющий кубическую
хлора (рис. 2.1). Требуется большое воображение, чтобы представить NaCl как супрамолекулярное соединение, но эта простая ионная решетка действительно иллюстрирует, каким об-
разом катион натрия способен организовать
шесть комплементарных донорных атомов вокруг себя, чтобы максимизировать нековалентные ион-ионные взаимодействия. Заметим, что
в растворе решеточная структура этого типа распадается из-за эффектов сольватации с образованием частиц, таких как лабильный октаэдрический ион Na(H2О)g.
Гораздо более наглядный при-
мер супрамолекулярных ион-1,3,5диазабициклооктан)-2,4,6-триметилбензола, несущего заряд 3+, с анионами, например с Fe(CN)
6
3−
(рис. 2.2).
2. Ион-дипольные взаимодей-
ствия (50–200 кДж ∙ моль−1)
Пример ион-дипольного взаимодействия – связывание иона Na+
с такой полярной молекулой, как вода. Связывание этого типа наблюдается как в твердом состоянии, так и
Рис. 2.1. Ионная
решетка NaCl
Рис. 2.2. Супрамолекулярные
ион-ионные взаимодействия
на примере комплекса
органического катиона
с Fe(CN)
6
3−
16
в растворе. Супрамолекулярная аналогия легко просматривается
в структурах комплексов катионов щелочных металлов с макроциклическими простыми эфирами – краун-эфирами, в которых эфирные
атомы кислорода играют ту же роль, что и полярные молекулы воды.
Неподеленные электронные пары кислорода притягиваются к положительному заряду катиона.
Ион-дипольные взаимодействия включают также координацион-
ные связи, которые в случае взаимодействий неполяризуемых катионов
и сильных оснований по своей природе в основном электростатические. Координационные (дативные) связи с существенной ковалентной
составляющей, как в [Ru(bipy)3]2+, также часто используют в супрамолекулярных ансамблях, и различие между супрамолекулярными и молекулярными частицами может стать весьма неясным (рис. 2.3).
Рис. 2.3. Ион-дипольные взаимодействия
3. Диполь-дипольные взаимодействия (5–50 кДж ∙ моль−1)
Взаимная ориентация одного диполя относительно другого может приводить к значительным притягивающим взаимодействиям благодаря согласованию либо двух полюсов соседних молекул (тип I),
либо одного диполя с другим (тип II) (рис. 2.4). Такое поведение характерно для органических карбонильных соединений в твердом состоянии и, согласно расчетам, предполагается, что энергия взаимодействия по типу II равна −20 кДж ∙ моль−1, что сравнимо с умеренно
Рис. 2.4. Диполь-дипольные взаимодействия в карбонилах
17
сильной водородной связью. Однако точка кипения кетонов, например
ацетона (56 °С), говорит об относительно слабом диполь-дипольном
взаимодействии этого типа в растворе.
4. Водородная связь (4–120 кДж ∙ моль−1)
Водородную связь можно рассматривать как особый вид дипольдипольного взаимодействия, в котором атом водорода, присоединенный
к электроотрицательному атому (или группе, отрывающей электрон),
притягивается к диполю соседней молекулы или функциональной группы. Благодаря своей относительно сильной и направленной природе водородная связь считается ключевым взаимодействием в супрамолекулярной химии. Прекрасным примером такого взаимодействия является
образование димеров карбоновой кислоты, которое приводит к сдвигу
ν(OH−) ИК-частоты валентных колебаний от 3400 до 2500 см−1. Причем
этот сдвиг сопровождается значительным уширением и усилением полосы поглощения. Типичное расстояние при водородном связывании
равно 2,50–2,80 Å. Водородная связь с большими атомами, например
с хлором, обычно длиннее и может быть слабее из-за сниженной (по
сравнению с малыми атомами) электроотрицательности большого галогена-акцептора, хотя сила водородных связей сильно зависит от их
окружения. В супрамолекулярной химии водородные связи встречаются
очень часто. В частности, водородные связи определяют общую форму
многих белков, распознавание субстратов многочисленными ферментами и структуру двойной спирали ДНК (рис. 2.5). Значения длин, сил и
геометрии водородных связей могут изменяться в значительных пределах. Сильная одинарная водородная связь, приходящаяся на молекулу,
может быть достаточной, чтобы обусловить структуру твердого состояния и оказать весомое влияние на растворы и газовую фазу. Более слабая
водородная связь играет роль в стабилизации структуры и может быть
важна при многоактовом взаимодействии.
а
б
Рис. 2.5. Водородные связи при образовании димеров карбоновой
кислоты (а) и спаривании оснований в ДНК (б)
18
5. Катион-n-взаимодействия (5–80 кДж
∙ моль
−1
)
Хорошо известно, что катионы переходных металлов, например
Fe2+, Pt2+ и других, образуют комплексы с такими олефиновыми и
ароматическими углеводородами, как ферроцен [Fe(C5H5)2] и соль
Цейзе [PtCl3(C2H4)]−. Связь в подобных комплексах прочна и не может
считаться нековалентной, поскольку она обусловлена частично заполненными d-орбиталями металлов. Даже такие образования, как Ag+–
C6H6, имеют значительную ковалентную составляющую. Однако вза-
имодействие катионов щелочных и щелочноземельных металлов
с двойной связью С=С хотя и является менее ковалентным, «слабым»
взаимодействием, но играет очень важную роль в биологических системах. Например, энергия взаимодействия К+ и бензола в газовой фа-
зе составляет −80 кДж . моль
−1
(рис. 2.6). Для сравнения, на присоединение К+ к одной молекуле воды затрачивается только 75 кДж . моль−1.
Причиной лучшей растворимости К+ в воде, чем в бензоле, является
то, что с ионом калия может взаимодействовать много молекул воды,
тогда как только немного объемных молекул бензола могут устроиться вокруг него. Взаимодействие неметаллических катионов, например
RNH3, с двойными связями можно считать разновидностью водород-
ной связи Х-Н–п.
Рис. 2.6. Схематическое изображение катион–п-взаимодействия.
Справа показан квадрупольный момент бензола, который
представлен в виде двух противоположно направленных диполей
6. π-π-Стэкинг-взаимодействия (0–50 кДж ∙ моль−1)
Это слабое электростатическое взаимодействие часто происходит между ароматическими кольцами, когда одно из них относительно
богато электронами, а другое испытывает их недостаток. Существует
два основных типа π-π-стэкинга: «плоскость к плоскости» и «торец к
плоскости», хотя известно и большое число промежуточных вариантов (рис. 2.7).
Взаимодействия при π-π-упаковке типа «плоскость к плоскости»
отвечают за «скользкость» графита и его смазочные свойства. Такие
19
же π-π-стэкинг-взаимодействия между арильными кольцами пар нуклеооснований помогают стабилизировать двойную спираль ДНК. Взаимодействия типа «торец к плоскости» можно рассматривать как слабые водородные связи между слегка электронодефицитными атомами
водорода одного ароматического кольца и обогащенным электронами
π-облаком другого. Взаимодействия этого типа обусловливают характерную «елочную» упаковку в кристаллических структурах ряда малых ароматических углеводородов, включая бензол.
Рис. 2.7. Два основных типа π-π-стэкинг-взаимодействия
Для объяснения разнообразия ориентаций, наблюдаемых при
π-π-стэкинг-взаимодействиях, и для количественного предсказания
энергий взаимодействия Дж. Сандерс (J. Sanders) и К. Хантер
(С. Hunter) из университетов Кембриджа и Шеффилда (Великобритания) предложили простую модель стэкинга, которая учитывает конкуренцию электростатических и ван-дер-ваальсовых сил. Их модель основана на взаимодействии притяжения Ван-дер-Ваальса, пропорциональном площади поверхности контакта двух π-систем. Это притягивающее взаимодействие преобладает в общей энергии π-π-взаимодействия и может рассматриваться как притяжение между отрицательно заряженным облаком π-электронов одной молекулы и положительно заряженной α-структурой соседней молекулы. Ориентация
двух взаимодействующих молекул друг относительно друга определяется электростатическим отталкиванием двух отрицательно заряженных π-систем.
7. Силы Ван-дер-Ваальса
(< 5 кДж ∙ моль
−1
)
Взаимодействия Ван-дер-Ваальса возникают благодаря поляризации электронного облака из-за соседства близлежащих ядер, приводящей к слабому электростатическому притяжению. Эти силы не яв-
20
ляются направленными и поэтому обладают ограниченными возможностями при конструировании конкретных хозяев для комплексообразования гостей. Ван-дер-ваальсовы взаимодействия обеспечивают основной вклад в притяжение у большинства «мягких» (поляризуемых)
частиц. Именно эти силы обусловливают взаимодействия между благородными газами. В супрамолекулярной химии они наиболее важны
при образовании соединений включения, в которых небольшие типично органические молекулы свободно встраиваются внутрь кристаллических решеток или молекулярных полостей. Это видно на примере
включения толуола внутрь молекулярной полости макроцикла на основе n-третбутилкаликс[5]арена (рис. 2.8).
Строго говоря, ван-дер-ваальсовы взаимодействия можно подразделить на дисперсионные (силы Лондона) и обменно-отталкивающие. Дисперсионные силы являются составляющей притяжения,
возникающего благодаря взаимодействию между флуктуирующими
мультиполями (квадруполи, октуполи и др.) соседних молекул. Притяжение очень быстро уменьшается с расстоянием и является добавкой к каждой связи, внося вклад в общую энергию взаимодействия.
Обменно-отталкивающие силы определяют форму молекул и при малом расстоянии уравновешивают дисперсионные силы.
Рис. 2.8. Димер пара-третбутилкаликс[5]арена с включенной
в полость молекулой толуола (J. Am. Chem. Soc. 2006, 128, 15060)
Согласно теории плотной упаковки Китайгородского «природа
не терпит пустоты». Это является проявлением максимизации благоприятных изотропных взаимодействий Ван-дер-Ваальса. Теория Китайгородского говорит о том, что по мере того как молекулы усложняются при переходе к димерам, тримерам, высшим олигомерам и,
наконец, к кристаллам, их форма упрощается. Это означает, что молекула «втискивается» во впадины, образованные ее соседями, таким
образом, что при этом достигается максимальное число межмоле-
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]