Chemia bionieorganiczna - ebook

1
PODSTAWY CHEMII NIEORGANICZNEJ I BIOCHEMII

1.1 WSTĘP

Chemia bionieorganiczna zajmuje się badaniem metali w układach biologicznych. Wprowadzenie do podstaw chemii nieorganicznej jest niezbędne do zrozumienia tematów bionieorganicznych, dlatego w tym rozdziale omówione zostaną podstawowe pierwiastki biogenne, występowanie i funkcja centrów koordynacyjnych w organizmach, geometrie pól ligandów otaczających wspomniane centra, oraz stopnie utlenienia preferowane przez metale. Zwięźle opisano występowanie kompleksów i skupisk metaloorganicznych w metaloproteinach oraz wprowadzenie do transferu elektronów w związkach kompleksowych. Centra koordynacyjne, o których mowa, występują w środowisku biochemicznym, dlatego podstawowe pojęcia biochemiczne, w tym omówienie białek i kwasów nukleinowych, zostaną przedstawione w dalszej części tego rozdziału.

1.2 PODSTAWOWE PIERWIASTKI CHEMICZNE

Pierwiastki chemiczne niezbędne dla istnienia życia można podzielić na cztery główne kategorie:

1) pierwiastki budulcowe (H/H+, C, N, O2–/O₂–•/O₂2–, P, oraz S/S2–);

2) makrominerały i jony (Na, Na+, K/K+, Mg/Mg2+, Ca/Ca2+, Cl–, PO₄3–, oraz SO₄3–;

3) pierwiastki śladowe (Fe/FeII/FeIII/FeIV, Zn/ZnII oraz Cu/CuI/CuII/CuIII);

4) pierwiastki ultraśladowe, które obejmują niemetale (F/F–, I/I–, Se/Se2–, Si/SiIV, As i B) i metale (Mn/MnII/MnIII/MnIV, Mo/MoIV/MoV/MoVI, Co/CoII/CoIII, Cr/CrIII/CrVI, V/VIII/VIV/VV, NiI/NiII/NiIII, Cd/Cd2+, Sn/SnII/SnIV, Pb/Pb2+ oraz Li/Li+).

W powyższej klasyfikacji wskazuje się jedynie najczęściej występujące biologicznie czynne stopnie utleniania jonów (więcej informacji na ten temat znajduje się w literaturze ).

Jeżeli nie został wskazany żaden ładunek, dany pierwiastek tworzy głównie wiązania kowalencyjne w związkach biologicznych, chociaż pierwiastki takie, jak węgiel (C), siarka (S), fosfor (P), arsen (As), bor (B) i selen (Se) wykazują dodatnie formalne stopnie utlenienia w jonach zawierających atomy tlenu; tj. S = +6 w jonie SO₄2– lub P = +5 w jonie PO₄3–.

Określenie, czy pierwiastki są konieczne dla życia, jest oparte na pracy naukowej Klausa Schwarza z lat 70. XX w. . W poszczególnych gatunkach biologicznych mogą występować różne niezbędne pierwiastki. Niezbędność określa się na podstawie następujących kryteriów:

1. niedobór fizjologiczny pojawia się, gdy dany pierwiastek jest usuwany z diety;

2. niedobór jest łagodzony poprzez przywrócenie tego pierwiastka do diety;

3. określona funkcja biologiczna jest związana z danym pierwiastkiem .

Tabela 1.1 zawiera przybliżone zawartości procentowe (masowe) wybranych niezbędnych pierwiastków w organizmie dorosłego człowieka.

Każdy niezbędny pierwiastek podlega krzywej dawka–odpowiedź, zilustrowanej na rysunku 1.1, na podstawie . Jeśli podaż danego pierwiastka jest zbyt niska, organizm nie przetrwa; w przypadku niedoboru organizm może funkcjonować, lecz w sposób gorszy od optymalnego. Po przekroczeniu granicy optymalnego stężenia, wyższe dawki są toksyczne, a nawet mogą prowadzić do śmierci. Szczegółowe dzienne zapotrzebowanie na niezbędne pierwiastki może obejmować ilości od kilku mikrogramów do gramów.

Rysunek 1.1 Krzywa zależności dawka–odpowiedź dla pierwiastków. Źródło: opracowanie na podstawie Kaim i wsp.

TABELA 1.1 Zawartość wybranych pierwiastków w organizmie człowieka

-------------------- ------------------ ------------------------------ ------------------
Pierwiastek Zawartość Pierwiastek Zawartość

(procent masowy) (procent masowy)

Tlen 53,6 Krzem, magnez 0,04

Węgiel 16,0 Żelazo, fluor 0,005

Wodór 13,4 Cynk 0,003

Azot 2,4 Miedź, brom 2 · 10−4

Sód, potas, siarka 0,10 Selen, mangan, arsen, nikiel 2 · 10−5

Chlor 0,09 Ołów, kobalt 9 · 10−6
-------------------- ------------------ ------------------------------ ------------------

Jeżeli weźmiemy pod uwagę skład współczesnych wód i atmosfery ziemi, pojawia się wiele pytań o to, jakie pierwiastki były niezbędne dla życia w momencie jego powstania ponad 3,5 mld lat temu. O ile pierwiastki budulcowe były bez wątpienia powszechnie dostępne w pierwotnych oceanach i na ich wybrzeżach, o tyle stężenia niezbędnych metali śladowych we współczesnych oceanach mogą się znacznie różnić od tych występujących w czasach przed powstaniem życia. Na przykład, obecne stężenie żelaza w wodzie morskiej, wynoszące w przybliżeniu 10–4 mmol/l, może nie odzwierciedlać dokładnie jego dostępności w okresie poprzedzającym pojawienie się życia. Jeśli przyjmiemy, że w okresie początków życia biologicznego atmosfera miała charakter redukujący, dostępność lepiej rozpuszczalnego jonu żelaza(II) w praoceanach musiała być znacznie większa. W ten sposób można wyjaśnić niezbędną obecność żelaza(II) w stężeniu 0,02 mmol/l w hemie w osoczu krwi (hemoglobina) i w tkance mięśniowej (mioglobina). Niemniej, dostępność nie jest jedynym czynnikiem decydującym o występowaniu pierwiastków i ich jonów w układach biologicznych, i decyduje o tym także szereg innych właściwości chemicznych i fizycznych. Należą do nich: ładunek jonowy, promień jonowy, preferencje względem ligandów, preferowana geometria koordynacyjna, sparowanie spinów, systemowa kontrola kinetyczna oraz reaktywność chemiczna jonów w roztworze. Czynniki te są szczegółowo omawiane przez daSilvę i Williamsa .

1.3 PODSTAWY CHEMII NIEORGANICZNEJ

Reguły kierujące preferencjami dotyczącymi ligandów i możliwą geometrią centrum koordynacyjnego stanowią istotne zasady chemii bionieorganicznej. Preferencje te są ściśle związane z właściwościami twardych i miękkich kwasów i zasad, opisanymi w tabeli 1.2.

Ogólnie rzecz biorąc, twarde kationy metali tworzą najtrwalsze związki z twardymi ligandami, a miękkie kationy metali z miękkimi ligandami. Twarde kationy można uznać za małe, gęste rdzenie o ładunku dodatnim, natomiast twarde ligandy są zazwyczaj niewielkimi, pierwiastkami o dużej elektroujemności lub atomami donorowymi w obrębie twardego jonu poliamidowego, np. atom tlenu w (RO)₂PO₂– lub CH₃COO–.

Istnieje możliwość zmiany twardego liganda azotowego na bardziej miękki poprzez zwiększenie polaryzowalności jego podstawników lub chmury elektronów π wokół niego.

TABELA 1.2 Klasyfikacja jonów metali i ligandów jako twardych i miękkich kwasów i zasad

Metale, jony, cząsteczki

Ligandy

Twarde

Twarde

Wysoka gęstość ładunku

Niska polaryzowalność

Mały promień jonowy

Duża elektroujemność

Trudno ulegające utlenieniu

Twarde

Twarde

H+, Mg2+, Al3+, SO₃

Ligandy tlenowe w H₂O, CO₃2–, NO₃– oraz PO₄3–

Na+, K+, Ca2+, Mn2+, Co3+, Cr3+, CO₂

ROPO₃2–, (RO)₂PO₂– oraz CH₃COO–, OH–, RO–, R₂O oraz etery koronowe

VO2+, Ga3+, Fe3+

Ligandy azotowe w NH₃, N₂H₄, RNH₂, lub Cl–

Pośrednie

Pośrednie

Fe2+, Ni2+, Zn2+, Co2+, Cu2+, Pb2+, Sn2+, Ru2+, Au3+, SO₂, oraz NO+

Br−, SO₃2−, ligandy azotowe w NO₂−, N₃−, N₂,

oraz

Miękkie

Miękkie

Niska gęstość ładunku

Wysoka polaryzowalność

Duży promień jonowy

Mała elektroujemność

Łatwo wzbudzone elektrony powłok zewnętrznych

Puste orbitale o niskiej energii

Łatwo ulegające utlenianiu

Miękkie

Miękkie

Cu+, Au+, Tl+, Ag+, Hg₂2+, Pt2+, Pd2+, Pb2+, Hg2+, Cd2+, Pt4+

Ligandy siarkowe w RSH, RS−, R₂S, oraz R₃P

RNC, CN−, CO, R−, H−, I−, oraz S₂O₃2–

(RS)₂PO₂– oraz (RO)₂P(O)S–

Przykładem jest imidazolowy atom azotu w histydynie, aminokwasie powszechnie występującym w białkach biologicznych. Zwiększenie miękkości podstawników jonów fosforanowych może przekształcić twardy ligand tlenowy (RO)₂PO₂– w miękki (RS)₂PO₂–. Miękkie kationy i aniony, takie jak Hg2+, ligandy siarkowe w postaci siarczków lub tiolanów czy jony jodkowe, zawierają łatwo polaryzowalne, duże chmury elektronów. Należy również zauważyć, że jony metali mogą należeć do różnych typów twardości. Ołów, na przykład jako Pb2+, został zakwalifikowany zarówno do kategorii pośredniej, jak i miękkiej. Jon Fe3+, zaliczany do twardych kationów, łączy się z ligandami histydynowymi (imidazolowymi) w układach biologicznych, a Fe2+, zaklasyfikowany do kategorii kationów pośrednich, może wiązać się z ligandami siarkowymi i atomem węgla z CO (patrz podrozdziały 3.1–3.3, 3.6 i 4.1).

W układach biologicznych, poza wspomnianą teorią twardych i miękkich kwasów oraz zasad, wiele czynników wpływa na wiązanie się metali z ligandami w związki kompleksowe. Stężenia metali i ligandów w miejscu kompleksowania są określane lokalnie przez gradienty stężeń, przepuszczalność membran dla metali i ligandów oraz inne czynniki. Różne konkurujące ze sobą równowagi – produkty rozpuszczalności, kompleksowanie i/lub stałe równowagi kwasowo-zasadowej – czasami nazywane „specjacją jonów metali”, wpływają na tworzenie się kompleksów. Rozmiar i ładunek jonów, preferowana budowa przestrzenna centrum koordynacji oraz efekty chelatacji liganda – wszystkie te czynniki wpływają na wiązanie metalu.

1.4 STRUKTURY ELEKTRONOWE I BUDOWA PRZESTRZENNA METALI W UKŁADACH BIOLOGICZNYCH

Przegląd jonów metali w układach biologicznych podano w tabelach 1.3–1.7, zawierających idealizowaną budowę przestrzenną i odnośniki do dodatkowych informacji.

Na rysunku 1.2 przedstawiono geometrie powszechnie przyjmowane przez jony metali przejściowych, które będą najbardziej interesujące dla czytelników tego podręcznika. Należy pamiętać, że w układach biologicznych geometrie te są zwykle zniekształcone zarówno pod względem długości wiązania, jak i kąta wiązania.

Jony metali przejściowych odgrywają szczególną rolę w układach biologicznych, a wszystkie pierwiastki z pierwszego szeregu przejściowego z wyjątkiem tytanu (Ti) i skandu (Sc) występują w tysiącach różnych metaloprotein. Jony metali określają geometrię aktywnych miejsc enzymatycznych, działają jako centra reaktywności enzymów i pełnią funkcję biologicznych czynników ułatwiających procesy utleniania-redukcji. Molibden (Mo) wydaje się jedynym pierwiastkiem o podobnej roli w drugim szeregu przejściowym. Związki wanadu (V), technetu (Tc), platyny (Pt), rutenu (Ru) i złota (Au), jak również gadolinu (Gd) i innych kompleksów lantanowców, są niezwykle ważne w chemii medycznej.

TABELA 1.3 Metale w układach biologicznych: nośniki ładunków

----------- --------------------------------- ---------------------------------- ------------------------------------------------------------------------------------------------------- --------------------------------------------------
Metal Liczba koordynacyjna, geometria Preferowane ligandy Funkcje i przykłady Więcej informacji¹
Sód, Na+ 6, oktaedryczna O – eter, hydroksyl, karboksylan nośnik ładunku, równowaga osmotyczna, impulsy nerwowe, kanały sodowe, pompa sodowa oraz Na+/K+ ATPaza 13; 8; 5; 10.2; 9; 6.4
Potas, K+ 6–8, zmienna O – eter, hydroksyl, karboksylan nośnik ładunku, równowaga osmotyczna, impulsy nerwowe, kanały potasowe i Na+/K+ ATPaza 13; 8; 5; 10.2; 9; 6.4
----------- --------------------------------- ---------------------------------- ------------------------------------------------------------------------------------------------------- --------------------------------------------------

¹ Podano numer pozycji literaturowej i numer rozdziału lub podrozdziału w danej pozycji

W tabelach 1.3–1.7 wymieniono konfigurację podpowłoki d dla jonów metali przejściowych występujących w układach biologicznych. Aby znaleźć liczbę elektronów d dla dowolnego jonu metalu przejściowego, poniżej podano przydatny wzór:

Liczba elektronów d = liczba atomowa pierwiastka (Z) – stopień utlenienia jonu pierwiastka (Z) – liczba atomowa gazu szlachetnego poprzedzającego dany pierwiastek

------------ ----------------------------------
Przykłady: Fe(II): 26 − 2 − 18 (Argon) = 6
Mo(V): 42 − 5 − 36 (Krypton) = 1
------------ ----------------------------------

Należy zauważyć, że istnieje wiele różnych metod określania stopnia utlenienia jonu metalu, zwłaszcza jonów metali przejściowych, które mają zmienne stopnie utlenienia. Jako przykład, jon żelaza na stopniu utlenienia +2 może być zapisany jako Fe2+, Fe(II), FeII lub żelazo(II). W tym podręczniku zapisy te są stosowane zamiennie.

W wyniku niecałkowitego zapełnienia orbitali d, metale przejściowe wykazują zmienne stopnie utleniania oraz bogatą gamę geometrii centrum koordynacji sfer koordynacyjnych. Chociaż wolny jon metalu wykazywałby zdegenerowany poziom energii elektronów d, teoria pola ligandów opisuje możliwe rozszczepienia energii orbitali d wspomnianych jonów, w różnych otoczeniach ligandów. W takich przypadkach, stabilizacja lub destabilizacja energii elektronów d jest charakteryzowana względem sytuacji, gdzie nierozszczepione orbitale d znajdują się w tzw. polu o symetrii kulistej. Istotne dla zastosowań bionieorganicznych rozszczepienia energii orbitali pokazano na rysunku 1.3.

Oznaczenie poziomu energetycznego t2g jako t2g (, i ) oraz np. (i ) wskazuje na właściwości symetryczne orbitali d i jest często używane do wskazania degeneracji poziomów elektronowych, o których mowa. Ogólnie rzecz biorąc, odległość pomiędzy ustabilizowanymi i zdestabilizowanymi stanami energetycznymi elektronów d dla pól tetraedrycznych ()wynosi w przybliżeniu połowę tego, co dla pól oktaedrycznych (), a dla pól kwadratowych planarnych .Wiele właściwości termodynamicznych i kinetycznych kompleksów koordynacyjnych metali przejściowych można przewidzieć, znając wielkość . Określenie jest możliwe dzięki analizie pochłaniania promieniowania z zakresu UV-VIS kompleksów tych metali, które odpowiada – zabronionemu mechaniką kwantową, lecz obserwowalnemu – przeniesieniu elektronów d–d. Dla geometrii oktaedrycznych, efekt odpychania elektronów ligandów o takim samym ładunku podczas zbliżania się do obszaru o dużej gęstości elektronów d wzdłuż osi x, y i z podwyższa energię orbitali np. i , natomiast energia orbitali (, i ) zostaje proporcjonalnie obniżona. W przypadku geometrii tetraedrycznych ligandy zbliżają się między osiami x, y i z, stabilizując i oraz destabilizując poziomy energii orbitali ,i . W przypadku geometrii płaskiej kwadratowej ligandy będą zbliżać się wzdłuż osi x i y.

Zniekształcone geometrie oktaedryczne i tetraedryczne występują dość powszechnie w układach biologicznych. Geometrie oktaedryczne występują w przypadku jonów żelaza w układach ligandów hemowych, które zostaną omówione w rozdziale 3.1, natomiast jony miedzi występują w zniekształconych geometriach piramidalnych, tetraedrycznych, a nawet trygonalnych formach bipiramidalnych (patrz podrozdz. 3.4 i 3.5.3).

TABELA 1.4 Metale w układach biologicznych: kataliza enzymatyczna

------------------- --------------------------------- ----------------------------------------- ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- -------------------------------------------------------------------------------------------------
Metal Liczba koordynacyjna, geometria Preferowane ligandy Funkcje i przykłady Więcej informacji²

Magnez, Mg2+ 6, oktaedryczna O – karboksylan, fosforan Hydrolazy, izomerazy, kinazy, ATPazy, przenoszenie fosforanów i reakcje wyzwalające 13, 14; 9; 6.2; 4.2

10; 7.2, 10.4; IX.1.2,

IX.2.2, 5.5, 5.6, 5.7

Wapń, Ca2+ 6–8, zmienna O – karboksylan, karbonyl, fosforan Białka strukturalne/magazynowe, nośnik ładunku, Ca-ATPazy, przenoszenie fosforanów, kalmodulina, troponina i reakcje wyzwalające 13, 14, 15; 10; 6.3 10.2; 11; 7.1.c; IX.2.3, 5.5, 5.6, 5.7, XIV.3

Cynk, Zn2+ (d¹⁰) 4, tetraedryczna O – karboksylan, karbonyl, Obecny w palcach cynkowych, regulacja genów, anhydrazy, dehydrogenazy, hydrolazy, kaboksypeptydaza i anhydraza węglowa 12, 15; 11.4.4; 2.4.1; 4.3, 10.1.3; 7, 8, 12;

S – tiolan 7.1.b, 8.1; XIV.1.1, 1.2, 1.5

N – imidazol 4.2

Cynk, Zn2+ (d¹⁰) 5, piramida kwadratowa O – karboksylan, karbonyl Obecny w hydrolazach i peptydazach 12, 15; 11.4.4; 4.3, 10.1.3; 7, 8, 12; 7.1.b, 8.1; XIV.1.1, 1.2, 1.5

N – imidazol 4.2

Mangan, Mn2+ (d⁵) 6, oktaedryczna O – karboksylan, fosforan Obecny w oksydazach i fotosynteza 4; 14; 6.2.4; 4.4.2, 5.5; 16; 10.4; XIV.1.1, 1.2, 1.5

N – imidazol

Mangan, Mn2+ (d⁴) 6, tetragonalna O – karboksylan, fosforan, wodorotlenek Obecny w oksydazach i fotosynteza 4; 14; 6.2.4; 4.4.2, 5.5; 16; 10.4; XIV.1.1, 1.2, 1.5
------------------- --------------------------------- ----------------------------------------- ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- -------------------------------------------------------------------------------------------------

² W tabelach 1.4–1.7 podano numer pozycji literaturowej i numer rozdziału lub podrozdziału w danej pozycji, kursywą oznaczono podrozdziały niniejszej książki

TABELA 1.5 Metale w układach biologicznych: przeniesienie elektronów

Metal

Liczba koordynacyjna, geometria

Preferowane ligandy

Funkcje i przykłady

Więcej informacji

Żelazo

Fe2+ (d⁶)

Fe3+ (d⁵)

4, tetraedryczna

S – tiolan

oksydoreduktazy,

wiązanie azotu w nitrogenazach i klastrach żelazowo-siarkowych,

7.3, 7.4, 11.2; 12; 3.6.4; 8; 13; 5.3, 5.4.d, 9.1.a; X.1.3, XII

3.3

Żelazo

Fe2+ (d⁶)

Fe3+ (d⁵)

6, oktaedryczna

porfiryny,

N – imidazole,

O – karboksylan, alkoholan, tlenek i fenolan

oksydoreduktazy,

hemy cytochromów

6.1–6.3; 13.9; 7.3–7.8; 5.1.1.1,

5.2.1, 5.2.3; 13; X.1.4

3.2

rozpuszczalna monooksygenaza metanowa sMMO

7.6.2; 12; 7.9.3; 6.3.3; 11.2.b; XI.5.1.2

3.5

Miedź

Cu+ (d¹⁰)

Cu2+ (d⁹)

3, trójkątna płaska,

4, tetraedryczna

CuB N – Imidazol,

CuA N – imidazol,

S – tiolan,

O – karboksylan

oksydoreduktazy, oksydazy hemowo-miedziowe typu III,

typ III CuA i typ II CuB w oksydazie cytochromu c

10.4; 13.9.1, 15.3.2; 7.8; 13; X.3.7, XI.8

3.2

nierozpuszczalna monooksygenaza metanu pMMO

7.6.2; 12; 7.9; 11.2.b; XI.5.1.2

3.5

Miedź

Cu+ (d¹⁰)

Cu2+ (d⁹)

4, tetraedryczna

S – tiolan, tioeter,

N – imidazol

oksydoreduktazy,

białka miedzi typu I – niebieskiego, plastocyjanina, azuryna i reduktaza azotynowa

10.4; 13.9.1, 15.3.2; 5.3; 13; X.3.7, XI.8

Zniekształcona tetraedryczna

oksydazy miedziowe typu III i CuA w oksydazie cytochromu c

7.8; 5.3

Zniekształcona tetraedryczna lub trójkątna płaska

N – imidazol,

O – karbonyl

nierozpuszczalna monooksygenaza metanu pMMO

7.6.2; 12; 7.9; 11.2.b; XI.5.1.2

3.5

TABELA 1.6 Metale w układach biologicznych: transport tlenu cząsteczkowego

----------- --------------------------------- -------------------------- --------------------------------------------------------- -----------------------------------------------------------------------
Metal Liczba koordynacyjna, geometria Preferowane ligandy Funkcje i przykłady Więcej informacji

Miedź 5, piramida kwadratowa O – karboksylan, oksydazy i hydroksylazy miedziowe typu II, hydroksylazy 5.3, 10.1–10.3;

Cu2+ (d⁹) 6, tetragonalna N – imidazol miedziowe typu III, transport tlenu w hemocyjaninie 15; 5.3, 10.1.2; 14; 11.1.c; XI4.4.2; 5.2.4

Cu+ (d¹⁰)

Żelazo 6, oktaedryczny N – imidazol i porfiryna transport tlenu w hemoglobinie i mioglobinie 5.2; 13; 7.2; 13; 11.1.a; XI 4.5–4.7; 4

Fe2+ (d⁶) 3.1

Fe3+ (d⁵)
----------- --------------------------------- -------------------------- --------------------------------------------------------- -----------------------------------------------------------------------

TABELA 1.7 Metale w układach biologicznych: kataliza enzymatyczna

Metal

Liczba koordynacyjna, geometria

Preferowane ligandy

Funkcje i przykłady

Więcej informacji

Miedź i cynk

Cu2+ (d⁹)

Zn2+ (d¹⁰)

Cu 4–5, kwadratowa płaska do kwadratowej piramidalnej

N – imidazol

oksydoreduktazy, dysmutazy i miedź typu II w dysmutazie nadtlenkowej

10.5; 15.5; 5.3.6; 14; 11.4.a; XI.2; 5.2.3

3.4

Zn2+

Zn 4, zniekształcona tetraedryczna

N – imidazol

O – karboksylan

anhydrazy i anhydrazy węglowe

11.1–11.3; 17; 4.3.1; 12; 5.4.d; XII.6

4.2

Kobalt

Co2+ (d⁷)

zastąpienie cynku

4, tetraedryczna

5, bipiramida trygonalna z wodą lub ligandem rozpuszczalnikowym

S – tiolan, tioeter,

N – imidazol

transferazy, oksydazy, anhydraza węglowa (CA), oraz dehydrogenaza alkoholowa (AD)

Kobalt

Co3+ (d⁶)

Co2+ (d⁷)

Co+ (d⁸)

6, oktaedryczna

W Co+ zwykle brakuje 6. liganda

O – karboksylan

N – imidazol

transferazy, transfer grupy alkilowej w witaminie B₁₂ (cyjanokobalamina)

3; 16.4; 7.4; 15; 1.3.d, 3.3.b; XIII.2

Nikiel

Ni2+ (d⁸)

4, kwadratowa płaska – tetraedryczna mieszana, zwana „huśtawką”

S – tiolan, tioeter

N – imidazol i polipirol

hydrogenazy i hydrolazy

9.3; 16.3; 5.6.1; 15; 3.3.b; XII.1

4.1

Nikiel

Ni+ (d⁹)

Ni3+(d⁷)

6, oktaedryczna

hydrolazy, ureaza

9.2; 16.6; 15; IX.3.2

Zelazo

Fe2+ (d⁶)

Fe3+ (d⁵)

4, tetraedryczna

S – tiolan, tioeter

oksydoreduktazy, ferredoksyna i rubredoksyna

7.2, 7.3; 12; 13; 5.3.a; X.1.3, 6; 6

1.6

nitrogenazy

11.1–11.3; 17; 8; 5.4.d; XII.6; 6

3.3

Fe2+ (d⁶)

Fe3+ (d⁵)

6, oktaedryczna

S – tiolan

N – imidazol

oksygenazy

syntaza tlenku azotu, reduktazy

4.3.1

reduktazy azotynowe

4.3.2

Molibden

Mo4+ (d²)

Mo5+ (d¹)

Mo6+ (d⁰)

6, oktaedryczna

O – tlenek, karboksylan, fenolan,

S – siarczek i tiolan

wiązanie azotu w nitrogenazach

11.1–11.3; 17.5.1; 8; 5.4.d; 17; XII.6; 6

3.3

Przenoszenie jonu tlenkowego w oksydazach i oksydazie ksantynowej

11.1, 11.1.2; 17.4.4; 5.4.1

Rzadziej spotykane geometrie płaskie kwadratowe występują dla jonów metali przejściowych d⁸, szczególnie dla następujących odmian: złota(III), irydu(I), palladu(II) i platyny(II) oraz niklu(II) w silnych polach ligandów. Środek przeciwnowotworowy na bazie platyny, cisplatyna (cis-diaminodichloroplatyna(II)), charakteryzuje się budową płaską kwadratową, co jest ważne dla jego wykorzystania jako środka antykancerogennego. Podczas gdy inne geometrie pokazane na rysunku 1.2 mogą być mniej powszechne dla jonów metali u gatunków biologicznych, występują one (również z zaburzonymi odległościami i kątami wiązań) i zostaną opisane podczas omawiania centrum koordynacyjnego w konkretnym białku lub enzymie.

Siła pola ligandów w centrum koordynacji ściśle zależy od charakteru pola elektronowego liganda i prowadzi do klasyfikacji ligandów według „szeregu spektrochemicznego” w kolejności od pola słabego (halogenki, siarczki i jony wodorotlenkowe) do pola silnego (cyjanek i tlenek węgla):

I− < Br− < S2− < Cl− < NO₃− < OH− ~RCOO− < H₂O ~ RS− < NH₃ ~ imidazol < en (etylenodiamina lub diaminoetan) < bpy (2, 2ʹ-bipirydyna) < CN– < CO

Klastry żelazowo-siarkowe enzymu nitrogenazy z ligandami siarkowymi o słabym polu omówiono w podrozdziale 3.3.

Siła pola ligandów może decydować o budowie przestrzennej centrum koordynacji. Na przykład, NiCl₄2– występuje jako kompleks tetraedryczny (małe rozszczepienie – małe ), a z kolei Ni(CN)₄2– charakteryzuje się budową kwadratową płaską (duża szczelina energetyczna – duże ). W polach oktaedrycznych siła pola ligandów może określać właściwości magnetyczne jonów metali, ponieważ zarówno kompleksy wysokospinowe (h.s. – high spin, maksymalna liczba niesparowanych spinów elektronowych), jak i niskospinowe (l.s. – low spin, maksymalna liczba sparowanych spinów elektronowych) są możliwe dla konfiguracji elektronowych d⁴ do d⁷. Możliwe konfiguracje są pokazane na rysunku 1.4.

Zazwyczaj ligandy o słabym polu tworzą kompleksy wysokospinowe(HS) (małe ∆), a ligandy o silnym polu tworzą kompleksy niskospinowe (LS) (duże ). Kompleksy tetraedryczne będą miały wysoki spin (małe ) i będą paramagnetyczne. Płaskie kwadratowe kompleksy, zwykle spotykane dla jonów metali o konfiguracji elektronów d⁸, będą diamagnetyczne – wszystkie elektrony zostaną sparowane – ponieważ pomiędzy ostatnim wypełnionym orbitalem () a orbitalem występuje duża odległość pomiędzy poziomami energetycznymi (patrz rysunek 1.3). Wykrywanie paramagnetyzmu (elektrony niesparowane) i diamagnetyzmu (wszystkich elektrony sparowane) w polach ligandów bioorganicznych może pomóc określić typ geometrii w miejscach aktywnych enzymów za pomocą spektroskopii elektronowego rezonansu paramagnetycznego (spektroskopii EPR). W przypadku hemoglobiny, na przykład, znajdujące się w jej centrum żelazo(II) o konfiguracji d⁶ oscyluje między konfiguracją wysokospinową (paramagnetyczną) a niskospinową (diamagnetyczną).

Rysunek 1.2 Powszechne typy geometrii centrów koordynacyjnych metali przejściowych

Rysunek 1.3 Rozszczepienie energii orbitali molekularnych d w różnych symetriach pól ligandów

Rysunek 1.4 Wysoko- i niskospinowe konfiguracje elektronów w polach oktaedrycznych

Rysunek 1.5 Konfiguracja elektronowa wysokospinowego Cr(II) i Cu(II)

Zmiana ta jest widoczna w obecności lub braku widma EPR. W podrozdziale 3.5 omówiono więcej szczegółów dotyczących EPR. Umiejscowienie elektronów d wpływa również na umiejscowienie atomu centralnego żelaza w płaszczyźnie lub poza płaszczyzną jego liganda porfirynowego w hemoglobinie lub mioglobinie – układy wysokospinowe wymagają więcej miejsca, co powoduje, że jon wysokospinowy Fe(II) opuszcza sferę koordynacji płaskiej liganda porfirynowego (patrz podrozdział 3.1, gdzie omówiono to zjawisko w mioglobinie i hemoglobinie). W enzymach miedziowych typu III, dwa ośrodki d⁹ miedzi(II) stają się sprzężone antyferromagnetycznie, co powoduje utratę oczekiwanego paramagnetyzmu (patrz rozdział 3.2 w celu omówienia dwujądrowych ośrodków miedzi w cytochromowej oksydazie c).

Efekt Jahna–Tellera pojawia się w przypadkach, gdy zniesienie degeneracji orbitalu d jest spowodowane częściowym obsadzeniem zdegenerowanego orbitalu. Dwa typowe przykłady to Cu(II), d⁹ i wysokospinowy Cr(II), d⁴, jak pokazano na rysunku 1.5. Elektrony na poziomie energetycznym mogą być umieszczone w orbitalach lub . Umieszczenie nieparzystego elektronu na którymkolwiek z orbitali znosi degenerację orbitali i zwykle powoduje przesunięcie ligandów na jednej osi. W przypadku kompleksów Cu(II) efekt ten jest bardzo częsty, co skutkuje dłuższymi długościami wiązań względem osi, którą zwykle przyjmuje się za oś z kompleksu. Będzie to miało wpływ na strukturę Cu(II) w enzymach takich, jak cytochromowa oksydaza c (podrozdz. 3.2), dysmutaza nadtlenkowa (podrozdz. 3.4) i monooksygenaza metanowa (podrozdz. 3.5). Efekt jest również widoczny w przypadku wysokoobrotowych d⁴ Mn(III) oraz niskoobrotowych d⁷ kompleksów Co(II) i Ni(III).

1.5 TERMODYNAMIKA I KINETYKA

Równania termodynamiczne mają zastosowanie do układów biologicznych i są stosowane przez chemików bionieorganicznych w celu uszczegółowienia enzymatycznych mechanizmów katalitycznych, szczególnie przy użyciu metod obliczeniowych, takich jak dynamika molekularna (MD) i teoria funkcjonalna gęstości (DFT). Metody te zostaną omówione w podrozdziałach 2.4 i 2.5.

Podstawowe równanie termodynamiczne, istotne z punktu widzenia niniejszej książki, to:

(1.1)

gdzie – energia swobodna Gibbsa, – zmiana entalpii, n – liczba moli przekazywanych elektronów, F – stała Faradaya, – standardowy potencjał redukcji, R – stała gazowa, T – temperatura w stopniach Kelwina, K – stała równowagi = /. Przyjęto warunki standardowe: ciśnienie 1 atm, stężenie 1 mol/l, T = 298 K (25°C). Potencjał redukcyjny dla reakcji redoks oraz w warunkach innych niż standardowe jest podany przez równanie Nernsta:

(1.2)

Równanie (1.2) zakłada, że reakcja połówkowa jest zapisywana jako redukcja, czyli

(1.3)

Analizując dwie połówkowe reakcje razem, należy określić, co jest utleniaczem (substancja zredukowana), a co reduktorem (substancja utleniona) na podstawie ich względne wartości E⁰ – substancja o największym potencjale redukcyjnym zostanie zredukowana. Powstała w ten sposób reakcja łącząca dwie połowy reakcji zostanie zapisana w następujący sposób:

(1.4)

Równanie Nernsta zostanie następnie zapisane w dogodnej formie poprzez obliczenie wszystkich stałych, przekształcenie na postać log₁₀, oraz obliczenie stężeń produktów/reagentów jako:

(1.5)

gdzie V – wolt, czyli jednostka siły elektromotorycznej.

W praktyce potencjał redoks jonów metali przejściowych w układach biologicznych będzie zależał od wielu czynników. W przypadku pary Fe(III)/Fe(II), silne pola ligandów, takich jak CN– lub CO, spowodują, że jony żelaza będą chętniej przyjmować niską konformację spinową, stabilizując wyższy stopień utlenienia i zmniejszając potencjał redukcji układu. Ligandy charakteryzujące się słabszym polem, takie jak H₂O lub S2–, powodują wystąpienie stanów wysokospinowych, stabilizując niższy stopień utlenienia i zwiększając potencjał redukcji. Temat przeniesienia elektronów jest omówiony w podrozdziale 1.8 w , łącznie z krótkim omówieniem teorii Marcusa. Teoria Rudolfa Marcusa wyjaśnia reakcje z przeniesieniem elektronu – szybkość, z jaką elektron może przemieszczać się od donora do akceptora. Pełniejsze objaśnienie zawiera punkt X.2.2.1 w . Białka przenoszące elektrony, włączając w to determinanty potencjałów redoks w białkach, zostały omówione w podrozdziale X.1 w , w kontekście przeniesienia elektronów przez białka z klastrami żelazowo-siarkowymi (podrozdz. 3.3) i cytochromy (podrozdz. 3.2).

Jak studenci dowiedzieli się już podczas wprowadzających kursów chemicznych, kinetykę reakcji klasyfikujemy w zależności od liczby reagentów wpływających na szybkość jej przebiegania. Są to:

• rząd zerowy – szybkość reakcji nie zależy od stężenia danego substratu;

• rząd pierwszy – szybkość reakcji zależy od stężenia jednego substratu;

• rząd drugi – szybkość reakcji zależy od stężenia dwóch reagentów;

• rząd wyższy – szybkość reakcji zależy od więcej niż dwóch reagentów.

Reakcje wyższych rzędów są bardzo rzadkie, ponieważ możliwość skutecznego połączenia więcej niż dwóch reagentów jest bardzo mała. Kinetycy bionieorganiczni, badając szybkość reakcji złożonych reakcji enzymatycznych, często upraszczają sobie pracę, w celu wyizolowania interesującej ich reakcji i powiązania jej z proponowanym mechanizmem aktywności katalitycznej enzymu. Na przykład, w reakcji pseudozerowego rzędu – czyli takiej, która w normalnych warunkach byłaby reakcją pierwszego rzędu – stężenie enzymu może utrzymywać się na stałym poziomie, podczas gdy zmieniane jest stężenie danego substratu, co jednak nie wpływa na szybkość przebiegu reakcji. Taka sytuacja może wystąpić, gdy enzym jest nasycony danym substratem w nadmiarze, w stosunku do badanych zakresów stężeń substratu. W reakcji pseudopierwszego rzędu – to znaczy takiej, która normalnie byłaby ona drugiego rzędu – stężenie jednego substratu jest utrzymywane na stałym poziomie, a szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do zmian stężenia drugiego substratu. Jest to najczęściej stosowana technika doświadczalna stosowana przez specjalistów od kinetyki enzymów.

W układach biologicznych, podobnie jak we wszystkich innych, jony metalu znajdują się w wewnętrznej sferze koordynacji, wraz z uporządkowanym szeregiem ligandów, wiążących się bezpośrednio z metalem. Otaczający je obszar to zewnętrzna sfera koordynacji, składająca się z innych ligandów, przeciwjonów i cząsteczek rozpuszczalnika. W mechanizmach stechiometrycznych, w których można rozróżnić produkty pośrednie, podstawienie w obrębie wewnętrznej sfery koordynacji metalu może odbywać się poprzez proces asocjacyjny (A), SN², jak pokazano w równaniach (1.6) (dla kompleksów o liczbie koordynacji 6) i (1.7) (dla kompleksów o liczbie koordynacji 4) lub mechanizm dysocjacyjny (D), SN¹, jak pokazano w równaniu (1.8).

(1.6)

(1.7)

(1.8)

Mechanizmy asocjacyjne w przypadku metali w polach oktaedrycznych są trudne stereochemicznie (z powodu zagęszczenia ligandów) i dlatego też występują rzadko, z wyjątkiem największych centrów koordynacji jonów metali. Mechanizmy te są natomiast powszechne w przypadku kompleksów o geometrii płaskiej kwadratowej i liczbie koordynacyjnej równej 4.Czyste mechanizmy dysocjacyjne również nie są powszechne. W przypadku, gdy metodami kinetycznymi, stereochemicznymi lub badaniami dystrybucji produktów nie można wykryć obecności produktu pośredniego, mówimy o tak zwanych mechanizmach wymiany (I). Szybkość wymiany asocjacyjnej (IA) i zależy od charakteru grupy dołączanej, co nie ma miejsca w przypadku mechanizmów wymiany dysocjacyjnej (ID).

Jak wskazuje powyższa dyskusja, przypisywanie mechanizmów do prostych reakcji zastąpienia liganda anionem (proces anacji) w kompleksach metali przejściowych nie jest proste. Sytuacja staje się jeszcze trudniejsza dla złożonego systemu enzymatycznego zawierającego kofaktor metalowy w miejscu aktywnym. Metody opracowane do badania kinetyki reakcji enzymatycznych zgodnie z modelem Michaelisa–Menten zostaną omówione w podrozdziale 1.9.3. Reakcje katalizowane przez enzymy są zazwyczaj bardzo szybkie, dlatego eksperymentatorzy opracowali szybkie techniki kinetyczne do ich badania. Techniki stosowane przez chemików bionieorganicznych do badania szybkości reakcji zostaną bardziej szczegółowo omówione w częściach poświęconych zastosowaniu w konkretnych układach enzymatycznych.

Teoria stanów przejściowych łączy termodynamikę z kinetyką badanego układu. Badana jest relacja pomiędzy energią i postępem reakcji a energią powierzchniową, która zmienia się w miarę postępu reakcji. Najwyższy punkt wzdłuż osi energetycznej jest nazywany energią aktywacji (EA), entalpią aktywacji (∆H*), lub swobodną energią aktywacji (∆G*). Rysunek 1.17 w przedstawia graficzną reprezentację. Rysunek 3.20 przedstawia przebieg reakcji na drodze dodawania kolejnych atomów lub jonów H+ do azotu cząsteczkowego (N₂) i tworzenia się amoniaku (NH₃) katalizowanego przez enzym nitrogenazy. Równania Eyringa–Polanyiego i Arrheniusa umożliwiają połączenie:

(1.9)

(1.10)

(1.11)

gdzie: k – stała szybkości reakcji, – współczynnik często równy jedności, T – temperatura w kelwinach, R – stała gazowa, kB – stała Boltzmanna, h – stała Plancka, H* – entalpia aktywacji, oraz S* – entropia aktywacji. Jeśli przyjmiemy, że H* i S* są stałe w trakcie reakcji, wykres ln(k/T) w stosunku do 1/T (równanie 1.11) powinien mieć postać linii prostej o nachyleniu = -H*/R, a punkt przecięcia z osią y = ln kB/h + S*/R, co pozwoli badaczowi na znalezienie H* i S*.

W podrozdziałach 1.5.1 i 1.5.2 w oraz w rozdziale 2 w omówiono bardziej szczegółowo termodynamikę i kinetykę układów biologicznych.

1.6 CHEMIA BIOORGANICZNO-METALICZNA

Kompleksy metaloorganiczne są zgodne z tzw. zasadą osiemnastu (18-e) i szesnastu (16-e) elektronów, opisaną poniżej. Zasady te mogą być również stosowane do układów bionieorganicznych i bioorganiczno-metalicznych. Zgodnie z zasadami 16- lub 18-elektronów, uważa się, że elektrony walencyjne metali przejściowych wypełniają powłoki 4s, 3d, 4p lub 5s, 4d, 5p. Uznaje się, że najbardziej ustabilizowana wypełniona powłoka ma 18 elektronów – s², d¹⁰, p⁶, różniących się 10 elektronami zapełnionej podpowłoki d od związków pierwiastków głównych grup stabilizowanych przez oktety elektronów. Związki lub kompleksy spełniają zasadę 18-e przez dodanie elektronów walencyjnych metali oraz elektronów ligandów. Elektrony powłoki walencyjnej metalu mogą być liczone tak, jakby metal na stopniu utlenienia 0, +1, +2, +3 i +4 łączył się z elektronami ligandów liczonymi zgodnie z tabelą 1.8, która wymienia powszechne ligandy i przekazane przez nie elektrony. Licząc elektrony w tabeli 1.8, jeżeli podamy całkowitą liczbę elektronów walencyjnych dla metalu – czasami nazywanego kowalencyjnym lub neutralnym – Fe miałoby osiem elektronów. Inny system liczenia elektronów klasyfikuje ligandy na podstawie oddanych jonów – stopień utlenienia Fe zależy od kontrybucji ligandów. Oba te systemy są dokładniej opisane na stronie internetowej http://www.ilpi.com/organomet/electroncount.html.

Wiele stabilnych związków kompleksowych ma 16 elektronów (zasada 16-e), w szczególności te, które charakteryzują się geometrią płaską kwadratową i te, które są połączone z pierścieniami aromatycznymi swoje układy elektronowe π. Niektóre z tych kompleksów, należące do grupy związków zwanych metalocenami, wiążą się z DNA i mają właściwości zapobiegające powstawaniu nowotworów. Przykłady omawiane w literaturze zwykle podają dwa ligandy cyklopentadienylu, η⁵-cp, dwa ligandy chlorkowe, Cl–, oraz metale: tytan, Ti, wanad, V, molibden, Mo, lub niob, Nb. Kompleksy zapisywane są ogólnym wzorem Cp₂MCl₂ i określne, jako kompleksy tytanocenu, wanadocenu lub molibdenu. Tytanowy kompleks przeciwnowotworowy, bis-η⁵-cyklopentadienyldichlorotytan(IV), Cp₂TiCl₂, przedstawiono na rysunku 1.6. Kompleks ten jest pierwszym metalocenem i pierwszym nieplatynowym kompleksem metali, który został poddany badaniom klinicznym jako środek przeciwnowotworowy. Badania zależności struktura–aktywność wykazały, że kompleks ten tworzy stabilne addukty z DNA .

TABELA 1.8 Wkład ligandów w regułę 16- lub 18-elektronów

------------------------------------------------------------------------------------------------- ---------------------------------------------------- -------------------------------
Ligand Elektrony neutralne /kowalencyjne Stopień utlenienia /jonizacji
Wodór H i rodnik chloru Cl• 1 1
Grupy alkilowe (CH₃, CH₃CH₂, itd.) lub acylowe (RC=O) 1 2
NO (zgięty) 1 2
Grupy karbonylowe (RCOO–), CO, CN–, RCN lub RNC, etery (ROR), siarczki (R₂S) i ketony (R(C=O)R) 2 2
Zasady Lewisa Cl–, O2–, S2–, amoniak (NH₃), aminy (NR₃), fosfiny (PR₃), CO, N₂, R₂S, RCN i RNC 2 2
Alkeny (RCH=CH₂) 2 na podwójne wiązanie 2 na podwójne wiązanie
Grupa nitrozylowa (NO) liniowa 3 3
Cyklopentadienyl, cp, (C₅H₅) lub (C₅H₅–) 5 na każdy pierścień 6
Benzen (C₆H₆) 6 na każdy pierścień (zdelokalizowane elektrony π) 6
------------------------------------------------------------------------------------------------- ---------------------------------------------------- -------------------------------

Dwa niepodstawione ligandy cyklopentadienylowe wydają się ważne z punktu widzenia aktywności, ponieważ stwierdzono, że związek (MeCp)₂TiCl₂ jest biologicznie nieaktywny. Analogiczny metalocen zawierający molibden, Cp₂MoCl₂, prawdopodobnie ma inny tryb aktywności cytotoksycznej (przeciwnowotworowej), ponieważ nie tworzy stabilnych adduktów DNA w tych samych warunkach jak tytanocen. Chociaż molibdenocen łatwo tworzy rozpuszczalne addukty z aminokwasem cysteiną i fizjologicznie dominującymi związkami zawierającymi siarkę, takimi jak glutation, pochodne tiolu, dichlorki molibdenocenu wykazały brak aktywności przeciwnowotworowej. Naukowcy zajmujący się tą dziedziną doszli do wniosku, że chemia biologiczna każdego z dichlorowodorków metalocenu jest unikatowa. Bieżące badania metaloorganicznych metalocenów jako środków przeciwnowotworowych, zostały zgłoszone w różnych artykułach, o których mowa w . Czynnik przeciwnowotworowy cisplatyna, cis- diaminodichloroplatyna(II), również podlega zasadzie 16-e.

Wiele kompleksów metaloorganicznych to skupiska złożone z szeregu metali, w których występują wiązania metal–metal. Elektrony w wiązaniach Me–Me są liczone przez dodanie jednego elektronu do każdego połączonego metalu. Ligandy mostkowe oddają połowę swoich elektronów do każdego centrum koordynacji. Kilka prostych przykładów na rysunku 1.6 ilustruje zastosowanie tych zasad.

Rysunek 1.6. Kompleksy zgodne z zasadą 16-elektorów i 18-elektronów

Klastry żelazowo-siarkowe, takie jak te znajdujące się w enzymie nitrogenazie (patrz rozdział 3.3), nie podlegają regułom 16-e lub 18-e. Inne mechanizmy mają zastosowanie w przypadku dużych klastrów metali i są one użyteczne dla klastrów n+. Jedna z metod opisuje liczbę atomów metali oraz wiązania metal–metal w klastrze zgodnie z poniższym wzorem :

∑ elektronów walencyjnych = liczba atomów klastra Me·18−(liczba wiązań metal−metal·2)

Stosując ten wzór do kubanu przedstawionego na rysunku 1.7c, otrzymujemy następującą liczbę elektronów:

∑ elektronów walencyjnych = 4·18−(6·2) = 60 elektronów

jest to tak zwana „magiczna liczba” dla czterech atomów metalu w klastrze.

Magiczne liczby dla klastrów to 48 e dla klastrów trygonalnych, 60 e dla tetraedrycznych, 72 e dla bipiramid trygonalnych, 74 e dla piramid kwadratowych, 84 e dla kompleksów oktaedrycznych, takich jak Zr₆I₁₄C lub 2–, lub 86 e dla kompleksów oktaedrycznych, takich jak Rh₆(CO)₁₆ i 2–, 90 e dla pryzmatów trygonalnych oraz 120 e dla struktur sześciennych. Pełniejsze omówienie na temat liczenia elektronów walencyjnych w klastrach znajduje się w .

Rysunek 1.7 (a) Rubredoksyna; (b) klaster w ferredoksynie; (c) klaster w ferredoksynach

Dla układów biologicznych, takich jak ferredooksyny, problemy pojawiają się przy liczeniu elektronów metodą elektronów walencyjnych. System ten zakłada sześć wiązań Fe–Fe w obrębie klastrów tetraedrycznych żelazowo-siarkowych. Niemniej, badania za pomocą krystalografii rentgenowskiej biologicznych klastrów żelazowo-siarkowych często nie wykazują obecności wiązań Fe–Fe. Wiadomo, że w przypadku kubanu Fe₄S₄ występującego w układach biologicznych utlenianiu towarzyszy rosnące odkształcenie szkieletu kubanu. Niemniej jednak, widma spektroskopii Mössbauera ⁵⁷Fe wskazują, że cztery atomy żelaza pozostają równoważne, co sugeruje delokalizację w ramach Fe–S. Większość biologicznych klastrów żelazowo-siarkowych znacznie odbiega od omawianych tu zasad liczenia elektronów walencyjnych dla klastrów.

Publikacja Yi Lu i in. w czasopiśmie Chemical Reviews z 2014 r. zawiera kompleksowe badania kofaktorów żelazowo-siarkowych w białkach . Kofaktory żelaza i siarki występują w trzech szerokich kategoriach: nośników elektronowych, katalizatorów enzymatycznych i regulatorów genów. Jako nośniki elektronów białka żelazowo-siarkowe dzielą się na następujące główne grupy:

• Rubredoksyny, Rd,

• Ferredooksyny o niskim potencjale, Fd, , , , i

• Białka Rieske o wysokim potencjale

• Białka żelazowo-siarkowe o wysokim potencjale, HiPIP,

W tych układach zmieniają się stopnie utleniania +2 i +3 jonów Fe. W obrębie klastra jony te wykazują wiązania Fe–Fe oraz antyferromagnetyczne sprzężenia pomiędzy jonami żelaza. Niskie i wysokie potencjały elektromotoryczne zależą od lokalnych warunków na terenie klastra w obrębie białka, od stanu utlenienia jonów żelaza, pH, temperatury i innych czynników. Dwa klastry żelazowo-siarkowe znajdujące się w ferredoksynach przedstawiono na rysunku 1.7b i c. Potencjał redukcyjny klastrów żelazowo-siarkowych znajdujących się w białkach jest bardzo zróżnicowany w poszczególnych klasach białek oraz w obrębie samych klas. Rysunek X.1.2 w przedstawia graficzną reprezentację potencjałów redukcyjnych dla różnych klas białek w zakresie od -600 do +600 mV. Dla klastrów żelazowo-siarkowych wynoszą one:

• białka żelaza o wysokim potencjale (HPIP) 93–458 mV

• ferredoksyny (Fdx) -645 do -410 mV

• ferredoksyny (Fdx) -130 mV

• ferredoksyny (Fdx) -428 do -239 mV

Rubredoksyna jest najprostszym białkiem żelazowo-siarkowym o zawartości 45–54 aminokwasów i masie molowej 6–7 kg/mol, występującym głównie w bakteriach, archeonach i beztlenowcach.

Zawiera pojedyncze centrum mono-żelazowe o zniekształconej budowie tetraedrycznej, koordynowane przez cztery cystyny w dwóch zachowanych segmentach białkowych z sekwencją Cys–(Xxx)₂–Cys–Gly. Na rysunku 1.7a białko rubredoksyny pochodzące z Pyrococcus furiosus pokazane przy użyciu krystalografii rentgenowskiej 1BRF zaczerpniętej z bazy danych o białkach (Protein Data Bank, PDB) . Ferredoksyny pośredniczą w przenoszeniu elektronów pomiędzy różnymi organizmami od bakterii po rośliny i ludzi. W roślinach ferredoksyna jest częścią kaskady elektronów Fotosystemu I, a ferredoksyna żelazowo-siarkowa w białkach Rieske odgrywa podobną rolę w Fotosystemie II. U ludzi, ferredoksyna-1 bierze udział w syntezie hormonu tarczycy. Białka bakteryjne zawierają wiele różnych klastrów żelazowo-siarkowych, które są niezwykle stare ewolucyjnie.

Białko żelazowo-siarkowe (ISP, ) wchodzące w skład kompleksów cytochromu b(6)f i cytochromu bc1, obecnie nazywane „Rieske”, zostało po raz pierwszy odkryte i wyizolowane przez Johna S. Rieske i wsp. w 1964 roku (w kompleksie cytochromu bc₁). Więcej informacji na temat białka żelazowo-siarkowego Rieske (RISP) znajduje się w podrozdziale 7.5 i na rysunku 7.26 (cytochrom b(6)f), w podrozdziale 7.6 i Rysunku 7.30 (cytochrom bc₁), oraz w podrozdziale 7.9.2.1 i na rysunku 7.50 (akonitaza, ) w . Również w , w podrozdziale 3.6 omówiono spektroskopię Mössbauera; tabela 3.2 zawiera dane doświadczalne, podrozdział 3.6.4 natomiast opisuje przykład kofaktora FeMo nitrogenazy – enzymu badanego za pomocą spektroskopii Mössbauera. W podrozdziale 6.3 opracowania omówiono skupiska żelaza i siarki w nitrogenazie.

W podrozdziale 3.3 niniejszego podręcznika omówiono złożone kofaktory żelazowo-siarkowe znajdujące się w nitrogenazie. W punkcie 4.4.3.2 omówiono klaster znajdujący się w reduktazie azotynowej – enzymie, który redukuje jony azotanowe(III) do jonów amonowych.

W chemii organometalicznej wiele układów wymaga aktywacji trudnych do utlenienia alkanów lub innych reszt związków organicznych. Kilka metaloenzymów omówionych w stanowi skuteczne utleniacze alkanów. W podrozdziale 7.4 w omówiono monooksygenazę cytochromu P450, która wprowadza jeden atom dwuatomowej cząsteczki tlenu do szeregu różnych substratów organicznych. Drugi atom tlenu w cząsteczce tlenu jest przekształcany w wodę podczas cyklu katalitycznego P450. Monooksygenaza metanowa (pkt 7.9.3.1 w i podrozdział 3.5 niniejszego tekstu) katalizuje konwersję alkanu najtrudniej ulegającego utlenieniu, metanu, CH₄, do CH₃OH. Naukowcy zajmujący się bionieorganicznymi badaniami biometrycznymi, modelują aktywne centra tych metaloenzymów jako małe cząsteczki, aby dowiedzieć się więcej o cyklu katalitycznym metaloenzymów, a także w celu projektowania wydajnych katalizatorów metaloorganicznych do stosowania w procesach przemysłowych.

Naukowcy badający hydrogenazę metaloenzymu chcieliby zaprojektować małe związki, które naśladują zdolność tego enzymu do odwracalnej redukcji protonów do H₂ i H₂ do 2H+, wykorzystując aktywne centrum zawierające żelazo i nikiel (patrz podrozdz. 4.1). Kobalaminy (witamina B₁₂ i jej pochodne) zawierają łatwo aktywowane wiązanie Co–C, które ma szereg funkcji biologicznych, z których jedną jest metylotransferaza, 5-metylotetrahydrofolano-homocysteinowa metylotransferaza (MTR). Enzym ten przekształca homocysteinę (aminokwas, który w swoim łańcuchu bocznym alkilowym ma jeszcze jedną grupę CH₂ poza cysteiną) w metioninę, podczas gdy metylokobalamina jest przekształcana w kobalaminę.