On me donne un acide aminé avec une chaîne latérale ionisable à un certain pH. Comment déterminer la charge nette de cet acide aminé lorsquil y a des états de protonation mixtes dun ou plusieurs des groupes à ce pH (le pKa de la chaîne latérale, par exemple, est vraiment proche du pH)?
Les acides aminés ont des groupes carboxyle et amino terminaux; certains acides aminés ont des chaînes latérales ionisables. Lors de la détermination de la charge dun acide aminé, vous devez prendre en considération le pH et le pKa de chacun de ces groupes. Lorsque le pKa dun groupe (ou plus) est suffisamment proche du pH, une fraction de lamino les acides seront déprotonés au niveau de ce groupe et lautre fraction des acides aminés sera protonée au niveau de ce groupe en solution. Ainsi, lors de la détermination de la charge nette moyenne à travers lensemble (ou une charge moyenne temporelle dune seule particule), vous devez en tenir compte.
Je demande la valeur attendue de la charge nette (qui ne serait pas un entier); ce nombre est pertinent, par exemple, pour la vitesse de migration de lacide aminé (ou une protéine) en électrophorèse sur gel ou la force de linteraction avec les milieux de chromatographie échangeuse dions.
Par exemple, un groupe acide carboxylique / carboxylate à un pH égal à son pKa aurait une charge moyenne de moins la moitié car la moitié des groupes fonctionnels serait protonée (charge de zéro) et la moitié serait dépro tonique (charge de moins un).
Commentaires
- Vous ne savez pas ce que vous entendez par charge nette ici. Est-ce différent de la charge sur lespèce?
- @Zhe Je veux dire la charge nette de lacide aminé. Pas seulement la charge de chaque chaîne latérale ou N / C-terminus – la somme de tous les groupes. Partout ailleurs sur Internet, je navais pu trouver quune charge moyenne / arrondie. Javais besoin de savoir, jusquà un point décimal ', quelle est la charge de lacide aminé à un certain pH quand un ou plusieurs groupes ont une charge partielle.
- Pourquoi un groupe aurait-il une charge partielle? La charge est quantifiée …
- @Zhe Les acides aminés ont des groupes terminaux carboxyle et amino; certains acides aminés ont des chaînes latérales ionisables. Lors de la détermination de la charge dun acide aminé, vous devez prendre en considération le pH et le pKa ' s de chacun de ces groupes. Lorsque le pKa dun groupe (ou plus) est suffisamment proche du pH, une fraction des acides aminés sera déprotonée au niveau de ce groupe et lautre fraction des acides aminés sera protonée au niveau de ce groupe en solution. Ainsi, lors de la détermination de la charge nette moyenne, vous devez en tenir compte.
- Non, ce ' nest pas tout à fait correct. Ce que vous demandez est beaucoup plus compliqué que vous ne le pensez. En solution, vous avez un mélange dynamique despèces différentes avec éventuellement des charges différentes. Ces espèces ont toutes des charges entières. Bien que vous puissiez demander la valeur attendue des frais (qui ne serait pas un entier), il nest pas tout à fait clair en quoi ce nombre est pertinent pour une quantité physique utile.
Réponse
La relation Henderson-Hasselbalch décrivant chaque groupe ionisable est:
$$ \ mathrm { pH} = \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} + \ log \ frac {\ ce {[A -]}} {\ ce {[AH]}} $$
Nous pouvons résoudre le rapport:
$$ 10 ^ {(\ mathrm {pH} – \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a})} = \ frac {\ ce {[A -]}} {\ ce {[AH]}} $$
Cependant, nous voulons vraiment la fraction de protonés parmi le total (pas le rapport de déprotoné à protoné).
$$ 10 ^ {(\ mathrm {pH} – \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a})} = \ frac {[\ mathrm {total}] – \ ce {[AH]}} {\ ce {[AH]}} = \ frac {[\ mathrm {total}]} {\ ce {[AH]}} – 1 $ $
Ajoutez-en un des deux côtés: $$ 10 ^ {(\ mathrm {pH} – \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} )} + 1 = \ frac {[\ mathrm {total}]} {\ ce {[AH]}} $$
Prenons la réciproque: $$ \ frac { \ ce {[AH]}} {[\ mathrm {total}]} = \ frac {1} {10 ^ {(\ mathrm {pH} – \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a})} + 1} \ tag {1} $$
Ceci est encore général pour tout groupe acide / base. Par exemple, nous pourrions lutiliser pour calculer la charge dammoniac / ammonium ( $ \ ce {NH3 (aq) + H + (aq) < = > NH4 + (aq)} $ ). À pH très basique, la charge serait nulle, à pH très acide, +1. Pour obtenir la charge moyenne à nimporte quel pH, nous prenons la charge à un pH très basique et ajoutons le résultat de léquation [1] en utilisant le $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} Valeur $ de lammonium.
Pour tout acide aminé (ou toute autre molécule avec des groupes ionisables avec $ i $ différent $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ valeurs), vous prenez la charge de lespèce à pH très basique (tous les groupes sont déprotonés), plus les suivants:
$$ \ sum_i \ frac {1} {10 ^ {(\ mathrm {pH} – \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a, i})} + 1} \ tag {2} $ $
Ceci nest quune approximation car il peut y avoir des interférences entre les groupes ionisables (cest-à-dire si un groupe devient chargé négativement, il devient plus « difficile » pour le groupe voisin de devenir chargé négativement ). Cela devient également plus compliqué pour les groupes polyprotiques, mais tous les groupes dans les acides aminés sont monoprotiques avec de leau comme solvant.