Costante di dissociazione

In chimica e biochimica, una costante di dissociazione è un tipo specifico di equilibrio costante che misura la tendenza di un composto a separarsi (dissociarsi) in modo reversibile in componenti più piccoli (ad esempio, un sale che si scinde negli ioni che lo compongono). La costante di dissociazione è denominata con la sigla K_d, ed è l'inverso della costante di associazione. Nel caso specifico dei sali, la costante di dissociazione è anche detta costante di ionizzazione.

In una reazione generale

$\mathrm {A} _{x}\mathrm {B} _{y}\rightleftharpoons x\mathrm {A} +y\mathrm {B}$

dove un composto A_xB_y si dissocia in x componenti A e y componenti B, la costante di dissociazione K_d è definita

$K_{d}={\frac {[A]^{x}\times [B]^{y}}{[A_{x}B_{y}]}}$

dove [A], [B] e [A_xB_y] sono rispettivamente le concentrazioni molari di A, B e del complesso A_xB_y.

Legame proteina-ligando

La costante di dissociazione è comunemente usata per descrivere l'affinità tra un ligando ($\mathrm {L}$) (ad esempio una droga) e una proteina ($\mathrm {P}$); essa si usa, per esempio, per descrivere quanto è forte il legame tra un ligando e una particolare proteina. Le affinità ligando-proteina sono influenzate da interazioni intermolecolari non covalenti tra le due molecole, come i legami a idrogeno, le interazioni elettrostatiche, l'idrofobia e le forze di Van der Waals. Esse possono essere influenzate anche da alte concentrazioni di altre macromolecole, il che provoca affollamento macromolecolare (macromolecular crowding). La formazione di un complesso ligando-proteina ($\mathrm {C}$) può essere descritta come un processo a due stadi

$\mathrm {C} \rightleftharpoons \mathrm {P} +\mathrm {L}$

nel quale la corrispondente costante di dissociazione è definita come

$K_{d}={\frac {\left[\mathrm {P} \right]\left[\mathrm {L} \right]}{\left[\mathrm {C} \right]}}$

dove [$\mathrm {P}$], [$\mathrm {L}$] e [$\mathrm {C}$] rappresentano rispettivamente le concentrazioni della proteina, del ligando e del complesso. La costante di dissociazione ha unità molari (M), che corrispondono alla concentrazione del ligando [$\mathrm {L}$], alla quale il sito di legame di una particolare proteina è per metà occupato, ossia la concentrazione del ligando alla quale la concentrazione delle proteine aventi il sito occupato dal ligando [$\mathrm {C}$] eguaglia la concentrazione delle proteine aventi il sito non occupato dal ligando [$\mathrm {P}$]. Più è bassa la costante di dissociazione, più il ligando è fortemente legato, e maggiore è quindi l'affinità tra ligando e proteina. Per esempio, un ligando con una costante di dissociazione nanomolare (nM) si lega più saldamente a una particolare proteina con una costante di dissociazione micromolare ($\mu$M). Costanti di dissociazione sub-nanomolari risultanti da un'interazione di legame tra due molecole sono rare. Ciononostante, ci sono alcune importanti eccezioni. La biotina e l'avidina si legano con una costante di dissociazione di circa $10^{-15}$ M = 1 fM = 0.000001 nM. Le proteine inibitrici della ribonucleasi (ribonuclease inhibitors) possono altrettanto legarsi alla ribonucleasi con un'affinità similmente pari a $10^{-15}$ M.

La costante di dissociazione per una particolare interazione ligando-proteina può variare significativamente a seconda delle condizioni chimico-fisiche della soluzione (ad esempio, la temperatura, il pH e la concentrazione salina). Differenti condizioni portano a una modificazione della forza delle interazioni intermolecolari non covalenti che tengono insieme un particolare complesso ligando-proteina. I farmaci possono indurre effetti collaterali dannosi attraverso l'interazione con proteine con le quali non era previsto che interagissero; pertanto, molte ricerche farmaceutiche sono finalizzate a sintetizzare farmaci che si legano soltanto con le proteine bersaglio che possiedono un'alta affinità (solitamente tra 0,1 e 10 nM), oltre che ad aumentare l'affinità tra un particolare farmaco e la sua proteina bersaglio in vivo.

Anticorpi

Nel caso specifico degli anticorpi, viene solitamente impiegata la costante di affinità. Essa è l'inverso della costante di dissociazione.

$\mathrm {Ab} +\mathrm {Ag} \rightleftharpoons \mathrm {AbAg}$

$K_{a}={\frac {\left[\mathrm {AbAg} \right]}{\left[\mathrm {Ab} \right]\left[\mathrm {Ag} \right]}}={\frac {1}{K_{d}}}$

dove [Ab] è l'anticorpo, e [Ag] l'antigene. Questo equilibrio chimico è anche il rapporto tra la quantità di anticorpi on-rate, ossia che si legano con l'antigene per formare il complesso anticorpo-antigene [AbAg], e la quantità di anticorpi off-rate, ossia che si distaccano dall'antigene. Due anticorpi possono pertanto avere la stessa affinità, ma uno dei due potrebbe avere un'on-rate e un'off-rate molto alte, mentre l'altro potrebbe averle entrambe basse.

$K_{a}={\frac {\mbox{on-rate}}{\mbox{off-rate}}}$

Diversa notazione

Una costante di dissociazione $K_{d}$ è talvolta espressa dal suo p$K_{d}$, che è definito come

$\mathrm {p} K_{d}=-\log _{10}{K_{d}}$

Questi p$K_{d}$ sono usati prevalentemente per dissociazioni covalenti (cioè reazioni in cui vengono creati o rotti legami chimici), in quanto questo tipo di costanti di dissociazione possono variare notevolmente.

Costante di dissociazione dell'acqua

In quanto caso particolare molto frequente, la costante di dissociazione dell'acqua è spesso espressa come K_w:

$K_{w}=[{\mbox{H}}^{+}][{\mbox{OH}}^{-}]$

La concentrazione di acqua $\left[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}\right]$ non è inclusa nella definizione di K_w, per le ragioni trattate nell'articolo costante di equilibrio. Il valore di K_w varia con la temperatura, come mostrato nella tabella qui sotto. Di questa variazione si deve tenere conto nel compiere misurazioni precise di quantità come il pH.

Temperatura dell'acqua	Kw*10-14	pKw
0 °C	0.1	14.92
10 °C	0.3	14.52
18 °C	0.7	14.16
25 °C	1.2	13.92
30 °C	1.8	13.75
50 °C	8.0	13.10
60 °C	12.6	12.90
70 °C	21.2	12.67
80 °C	35	12.46
90 °C	53	12.28
100 °C	73	12.14

Reazioni acido-base

Per la deprotonazione degli acidi, K è conosciuta come K_a, la costante di dissociazione acida. Gli acidi forti, per esempio l'acido solforico o l'acido fosforico, hanno costanti di dissociazione elevate; gli acidi deboli, come l'acido acetico, hanno costanti di dissociazione più basse. Una molecola può possedere diverse costanti di dissociazione acida. A questo proposito, a seconda del numero di protoni che possono cedere, dividiamo gli acidi in monoprotici, diprotici e triprotici. I primi (ad esempio l'acido acetico o lo ione ammonio) hanno solo un gruppo dissociabile; i secondi (acido carbonico, bicarbonato, glicina) hanno due gruppi dissociabili; i terzi (acido fosforico) hanno tre gruppi dissociabili. Nel caso di molteplici valori di pK, essi sono indicati da indici: pK₁, pK₂, pK₃ e così via. Per gli amminoacidi, la costante pK₁ si riferisce ai loro gruppi carbossilici (-COOH), la costante pK₂ ai loro gruppi amminici (-NH₃), e la costante pK₃ è il valore pK dei loro sostituenti.

$H_{3}B\rightleftharpoons \ H^{+}+H_{2}B^{-}\qquad K_{1}={[H^{+}]\cdot [H_{2}B^{-}] \over [H_{3}B]}\qquad pK_{1}=-logK_{1}$

$H_{2}B^{-}\rightleftharpoons \ H^{+}+HB^{-2}\qquad K_{2}={[H^{+}]\cdot [HB^{-2}] \over [H_{2}B^{-}]}\qquad pK_{2}=-logK_{2}$

$HB^{-2}\rightleftharpoons \ H^{+}+B^{-3}\qquad K_{3}={[H^{+}]\cdot [B^{-3}] \over [HB^{-2}]}\qquad pK_{3}=-logK_{3}$

Voci correlate

• Costante di dissociazione acida
• Costante di dissociazione basica
• Grado di dissociazione