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Comunicación entre moléculas

Cuando dos moléculas, como una hormona esteroidea y su receptor, tienen que interaccionar, debe haber instrumentos que indiquen a la hormona cómo encontrar y reconocer al receptor. Las dos moléculas deben comunicarse de una forma u otra y deben sentir si el complejo hormonareceptor puede formarse o no. En términos químicos decimos que las moléculas interaccionan entre ellas permitiendo la unión del esteroide con su receptor. En este capítulo describiremos la naturaleza de estas interacciones que se producen a nivel molecular.

Las interacciones moleculares más importantes son las in -teracciones entre dipolos, interacciones apolares, enlaces por puente de hidrógeno e interacciones iónicas. En primer lugar explicaremos los fundamentos de estas interacciones para explicar finalmente que una combinación de todas ellas es responsable de la unión del esteroide con su receptor.

Para entender bien la naturaleza de las interacciones entre moléculas es necesario volver a los compuestos de carbono más sencillos explicados en el capítulo 2. En ese capítulo hemos explicado la forma de las moléculas, y ahora veremos algunos aspectos sobre las clases de enlaces en estas moléculas y sobre la distribución de la carga eléctrica en los enlaces químicos.

Las moléculas están compuestas por átomos. Los átomos poseen un núcleo formado por partículas cargadas positivamente llamadas protones y por partículas no cargadas llamadas neutrones. Protones y neutrones tienen aproximadamente la misma masa y más del 99% de la masa atómica se concentra en el núcleo. El núcleo está rodeado por partículas cargadas negativamente llamadas electrones que se mueven alrededor del núcleo a una velocidad inmensurable y a una distancia relativamente grande. El número de protones y electrones en un átomo son iguales, lo que hace que el átomo en su conjunto sea neutro, sin carga eléctrica neta. Los electrones de la corteza atómica son los encargados de la formación de enlaces entre átomos en las moléculas.

La mayoría de los enlaces en las moléculas orgánicas son de tipo covalente. Esto significa que el enlace está formado por un par de electrones compartido entre los dos átomos unidos. Cada átomo puede aportar un electrón a este par de electrones de enlace. En enlaces entre dos átomos iguales, como en el enlace C-C del etano, el par de electrones del enlace se sitúa en el centro del mismo a igual distancia de los dos núcleos cargados de los átomos.

En enlaces entre dos átomos diferentes, el átomo con mayor número de protones positivos en el núcleo atrae el par de electrones negativo un poco hacia sí. El mayor número de protones en el núcleo convierte un átomo en más electronegativo, lo que significa que este átomo tiene un poder mayor de atracción de los electrones negativos en el enlace.

En los esteroides, los enlaces más frecuentes son enlaces C-C, C-H y C-O, y con menor frecuencia encontramos enlaces C-N o C-F. La electronegatividad de los átomos de estos enlaces varía, como se indica en el esquema, siendo el átomo de flúor el más electronegativo.

En un enlace C-H, los electrones de enlace se encuentran un poco más atraídos por el átomo de C y, por lo tanto, este extremo del enlace se vuelve ligeramente cargado negativamente, lo que se indica con el signo δ^-. Por otra parte, el átomo de H se vuelve ligeramente cargado positivamente, lo que se indica con el signo δ⁺. El resultado es que este enlace se convierte en un pequeño dipolo, por lo que decimos que este enlace se encuentra polarizado. En un dipolo, los centros de las cargas positiva y negativa no coinciden, y como resultado el enlace presenta un extremo cargado positivamente y otro negativamente. Un dipolo se indica con una pequeña flecha con la punta en el extremo negativo. Un dipolo puede compararse con un pequeño imán con un polo positivo y otro negativo.

Un enlace individual puede tener un dipolo; sin embargo, eso no significa que la molécula entera tenga un dipolo. Esto depende también de la forma de la molécula. En moléculas como el metano, etano y CO₂, los enlaces individuales se encuentran polarizados; sin embargo, debido a la orientación de los enlaces en el espacio, los dipolos individuales de los mismos se anulan para dar un dipolo global igual a cero. Las moléculas que no tienen dipolo global se llaman moléculas apolares (ver figura 16).

En otras moléculas, los dipolos de los enlaces no se anulan y la molécula presenta un dipolo global diferente de cero. Estas moléculas se llaman moléculas polares. Ejemplos de esta clase son las moléculas de agua, etanol o amoníaco.

Una mirada más próxima a las interacciones entre moléculas polares y apolares conduce a una regla sencilla: semejante atrae a semejante. Así, las moléculas polares interaccionan más fuertemente con otras moléculas polares, mientras que las moléculas apolares prefieren interaccionar con otras apolares. De manera general, podemos decir que moléculas o partes de moléculas con un gran número de grupos CH₂ y CH₃ son apolares, y moléculas con grupos OH y C=O son polares.

En moléculas polares, la parte positiva de una molécula atrae la parte negativa de otra molécula y viceversa, resultando en una atracción mutua entre ambas. Esta interacción recibe el nombre de interacción dipolo-dipolo y se basa en in -teracciones de tipo electrostático entre partes de la molécula con cargas opuestas. Esta interacción se puede comparar de alguna manera con la atracción entre polos opuestos de dos imanes (ver figura 17).

En las moléculas apolares, la interacción se produce por las llamadas fuerzas de Van der Waals, fuerzas débiles entre moléculas cuyo origen es la interacción entre dipolos formados temporalmente dando lugar a fuerzas atractivas débiles (ver figura 17).

La atracción entre moléculas con varios grupos CH₂ y CH ₃ se basa completamente en las fuerzas de Van der Waals. En estas moléculas, este tipo de interacción recibe también el nombre de interacción apolar.

Cuando las moléculas apolares interaccionan con el agua se utiliza el término de interacción hidrofóbica. En medio acuoso, las moléculas apolares prefieren interaccionar entre sí antes que con las moléculas polares de agua que las rodean. En el medio biológico de la célula, que se trata por supuesto de un entorno acuoso, las interacciones hidrofóbicas son muy importantes.

Las fuerzas de Van der Waals tienen lugar entre moléculas diferentes. Estas interacciones son mayores cuando la superficie de contacto de la molécula es grande. Una molécula grande tiene habitualmente una superficie grande. También la forma de la molécula es importante. Para una misma masa, las moléculas lineales presentan una mayor superficie de contacto que las moléculas esféricas, y, por lo tanto, las inte racciones entre moléculas lineales son mayores. Una superficie de contacto grande es importante para una interacción entre el esteroide y su receptor, como veremos en el capítulo 7 para la interacción entre el esteroide THG y el receptor androgénico.

El tercer tipo de interacción recibe el nombre de enlace por puente de hidrógeno. Este tipo de interacción es más fuerte que las interacciones dipolo-dipolo y que las fuerzas de Van der Waals. Un enlace por puente de hidrógeno tiene una fuerza cercana al 5% de un enlace covalente normal. Un puente de hidrógeno se produce entre un átomo de H unido a O o N en una molécula y un O o N de otra molécula. Este tipo de enlaces se producen entre moléculas de agua, alcoholes, compuestos carbonílicos y amidas, por ejemplo, entre enlaces peptídicos (ver figura 18). Los puentes de hidrógeno con aminas son más débiles.

Una molécula puede actuar como dador, aceptor o ambos en la formación de puentes de hidrógeno. En el agua y en los alcoholes, las moléculas actúan de ambas formas, como dador con el H unido al O y como aceptor con el O.

En un enlace peptídico, el grupo amino con su enlace N-H actúa exclusivamente como dador, mientras que el grupo carbonilo (C=O) actúa como aceptor. Un grupo carbonilo sólo puede actuar como aceptor en enlaces por puente de hidrógeno, como se muestra en la disolución de acetona en agua de la figura 19.

Un cuarto tipo de interacción que hay que considerar es la interacción electrostática entre iones positivos y negativos, también llamadas interacciones iónicas (ver figura 20).

Un ión es un átomo que presenta mayor o menor número de electrones en la corteza electrónica que protones en el núcleo. Si el número de electrones es inferior al número de protones, el átomo presenta una carga positiva neta y recibe el nombre de catión. Cuando el número de electrones es superior al de protones, el átomo presenta carga negativa y recibe el nombre de anión.

La transferencia de un átomo de hidrógeno cargado positivamente (un protón o H⁺) desde un grupo ácido (grupo carboxilo) a un grupo básico conduce también a la formación de iones cargados positiva y negativamente. Este proceso tiene lugar entre los grupos ácidos y básicos de las cadenas laterales de los aminoácidos en las proteínas. Los cationes y aniones resultantes se atraen mediante interacciones de tipo iónico (ver figura 20), las cuales desempeñan un papel crucial en el plegamiento de las cadenas de aminoácidos en las proteínas.

Los enlaces por puente de hidrógeno son las principales interacciones entre enlaces peptídicos en la cadena de aminoácidos de una proteína. Entre las cadenas laterales de estos aminoácidos se pueden dar los cuatro tipos de interacciones que hemos visto. Todas ellas conjuntamente determinan el plegamiento de la proteína en forma de ovillo. Además, todas las interacciones anteriores se producen entre la molécula del esteroide y la proteína de su receptor, siendo responsables de la formación del complejo esteroide-receptor. En el próximo capítulo estudiaremos cómo se produce esta interacción.