Farmaci Genotossici § Farmaci Cancerogeni § Carcinogenic Drugs § Genotoxic Drugs

Capitolo 3 Energia di attivazione delle reazioni chimiche; energia di dissociazione dei legami; reazioni radicaliche e rea­zioni ioniche

3.1 Energia di attivazione

In qualunque ambiente, biologico o non, la possibilità di una reazione chimica dipende dall'energia di attivazione (EA) che essa richiede. L'EA è quell'energia Ea che si deve fornire ad una molecola per portarla allo stato attivato così da vincere le forze di legame e consentire ad essa di reagire. E’ legata alla costante k della velocità di reazione della nota equazione di Arrhenius:

 

Ea

k =  A· e¯

------

 

RT

che ne dà anche la definizione operativa. A parità di temperatura (T), quando Ea è molto grande, k è molto piccola e "praticamente" la reazione non avviene; quando Ea è sufficientemente piccola, k è grande e la reazione decorre spontaneamente e velocemente. A parità di Ea la reazione non avviene a bassa temperatura mentre decorre velocemente ad alta temperatura [5.1].

Per il modo come questa espressione viene utilizzata nel presente studio per ottenere la "energia apparente Ea di attivazione", non presenta interesse indagare il significato, la complessità e la variabilità della "costante pre-esponenziale A".

L'EA non è una caratteristica fissa di ogni reazione. Le reazioni che qui ci interessano infatti avvengono in ambienti biologici estremamente complessi, nei quali oltre alla fase acquosa omogenea assumono importanza anche le altre fasi: lipidica, di superficie ecc.; inoltre sono presenti innumerevoli sistemi enzimatici e l'ossigeno molecolare. A differenza dell'energia libera

∆G:

∆G = ∆H - ∆S

ben definita per ogni reazione, che dipende solo dalle sostanze che reagiscono e che si formano, l'EA dipende anche dal "percorso", spesso sconosciuto o mal conosciuto, della reazione e da eventuali azioni catalitiche. Per una stessa reazione, dipendendo l'EA dalle circostanze, essa si può determinare solo sperimentalmente.

Normalmente l'EA viene fornita dall'ambiente cioè dall'energia delle molecole del sistema, solvente compreso, e dalle radiazioni infrarosse con quelle in equilibrio secondo il principio dell'equiripartizione dell'energia; ma può essere fornita anche da particolari molecole ricche di energia chimica attraverso reazioni che decorrono simultaneamente oppure dalle radiazioni visibili ed ultraviolette.

Avrebbe interesse conoscere qual'e la più alta EA compatibile con reazioni ancora reperibili con metodi classici, cioè quel limite superiore delle EA al di sopra del quale corrispondono reazioni che a 37° sono così lente da non avere più importanza tossicologica per il metabolismo degli xenobiotici.

Per alcuni processi biologici, Arrhenius ha ottenuto valori deIl'EA compresi fra 6,2 e 26,3 kcal/mole; si trascurano altri valori di Arrhenius più alti perchè ottenuti con un uso improprio delle costanti di velocità. Egli stesso ha osservato che i valori più frequenti cadono fra 12 e 16 kcal (S. Arrhenius, Le leggi quantitative della chimica biologica (Sonzogno, Milano 1922)). Bramford e Tipper (C. H. Bamford, C. F. H. Tipper, Comprensive Chemical Kinetics, vol. 10 (Elsevier, Amsterdam 1972)) danno le EA di alcuni semplici processi chimici per temperature vicine a quelle dell'ambiente: idrolisi di esteri, transeterificazioni, idrolisi alcaline ed acide di ammidi, detritiazione in acido perclorico acquoso, decarbossilazione in acido solforico e fosforico ecc. Per temperature comprese fra 0° e 157°, le EA prese in considerazione vanno da un minimo di 11 ad un massimo di 38 kcal. Unendo due dati forniti da Walling (C. Walling, Free radicals in solution (J. Wiley, New York 1957)), tre da Benson (S. W. Benson, Thermochemical Kinetics: Methods for estimation of thermochemical data and rate parameters (J. Wiley, New York 1968)), due da Arrhenius ed i restanti 17 da Bamford e Tipper, si è ottenuta una linea di regressione rappresentata dalla seguente espressione: Ea = 12,2+0,16 t dove t è espresso in °C. Per t = 37° si ottiene Ea = 18,1. Connors et al. (K. A. Connors, G. L. Amidon, L. Kennon, Chemical Stability of Pharmaceuticals (J. Wiley, New York 1979)) danno numerosi valori della "EA apparente" di reazioni di alterazione di farmaci, in gran parte idrolisi, dai quali si è ricavata la seguente relazione approssimata: Ea = 13,0 + 0,12 t. Per t = 37° si ottiene Ea = 17,4.

E’ noto che, per reazioni che decorrono a velocità misurabile con metodi classici (cioè non estremamente basse o alte) a temperature non lontane da quelle ambiente, la velocità si raddoppia per ogni aumento di temperatura di 7-8 gradi; od anche, per ogni aumento di 10° la velocita aumenta di 2-3 volte. L'aumento di velocità per uno stesso aumento di temperatura dipende dall'energia di attivazione. Infatti, alle quattro condizioni limite sopra indicate, per aumenti di temperatura a partire da 37°, l'equazione di Arrhenius da i seguenti valori dell'Ea: 19,4; 17,1; 13,1 e 21,8 kcal rispettivamente.

Da quanto sopra si può concludere che decorrono con velocità misurabile con metodi classici a 37° le reazioni con EA media di ca. 18 kcal e più generalmente con EA compresa fra 14 e 21 kcal, con velocità, a questi estremi, che stanno fra loro come 104:1; meno facili da studiare sono le reazioni con EA minore di 14 kcal (veloci) e maggiore di 21 kcal (lente).

Pertanto l'EA che separa le reazioni ancora possibili da quelle praticamente non più possibili a 37° è di ca. 25 kcal.

Oltre che dalle predette non sempre precisabili azioni catalitiche, l'EA dipende essenzialmente da due fattori: 1) l'energia di dissociazione dei legami chimici che si rompono nelle trasformazioni delle sostanze che partecipano alla reazione [3.2] e 2) l'energia libera della reazione [3.3].

3.2 Energia di legame

Si darà qui un'indicazione sommaria dei concetti di "Energia Media di Legame" (EML) e di "Energia di Dissociazione di Legame" (EDL) mentre per le esatte e complete definizioni si rinvia ai testi di chimica organica (Fusco, vol.l°,p. 70-72).

La somma delle EML di una molecola, cioe l'energia di atomizzazione necessaria per rompere tutti i legami ed allontanare uno dall'altro i singoli atomi, deve uguagliare quella che si calcola dall'energia di combustione o di idrogenazione (J. D. Cox, G. Pilcher, Thermochemistry of Organic and Organo-metallic Compounds (Acad. Press, London, New York 1970)).

Se per molte sostanze le cui molecole hanno legami tutti della stessa natura (ad es. questi sei: C-H, C-C, C-O, C-N, N-H, O-H e solo questi) si conoscono i calori di combustione, da essi si possono calcolare le energie medie di ciascun legame. E’ ciò che si farà più avanti per una scelta fra i valori discordanti della EML che la letteratura fornisce per il legame idrazinico.

L'EDL è invece quell'energia che teoricamente si dovrebbe fornire per "rompere" un solo legame della molecola in modo da ottenere due radicali liberi od un biradicale; essa può coincidere approssimativamente con la EML, può essere più alta, ma più frequentemente è inferiore (talvolta anche di molto) alla EML in quanto può essere notevole la "energia di stabilizzazione" di uno o di tutti e due i radicali liberi che si formano e che va sottratta all'EML.

La tabella 3.1 dà l'energia media e la lunghezza media di alcuni legami covalenti semplici e multipli.  

Tabella 3.1

Energia e lunghezza medie di alcuni legami

legame

energia kcal/mole

lunghezza Å

legame

energia kcal/mole

lunghezza Å

C_C alif.

83-94

1,54

C-Br

68-72

1,94

C...C arom.

114-120

1,39

C-I

51-56

2,14

C=C

137-146

1,34

H-H

104

0,74

CºC

185-196

1,21

N-H

90-94

1,01

C-H

97-100

1,07

O-H

108-111

0,97

C-N

73-77

1,47

S-H

83-86

1,34

C=N

141-147

1,29

N-N

48

1,40

CºN

204-213

1,15

N=N

100

1,24

C-O

86-91

1,43

NºN

226

1,09

C=O

160-180

1,23

N-O

47

1,44

C-S

65-72

1,82

N=O

120-145

1,19

C=S

144

1,60

O-O

46

1,49

C-F

109-116

1,38

O=O

119

1,21

C-Cl

81-86

1,77

S-S

62

2,08

Gli scarti dai singoli valori reali possono esser relativamente forti perchè non solo le EDL ma anche le EML dipendono dallo stato di combinazione degli atomi interessati.

Recenti pubblicazioni (G. Leroy, Advances in Quantum Chemistry 17,48 (1985)) danno per le EML o per le "energie standard di legame" valori più precisi in dipendenza: a) del modo come vengono definite e calcolate tali energie; b) delle strutture molecolari contigue al legame considerato e c) del modo come devono venir utilizzate per calcolare le entalpie delle reazioni chimiche, la stabilità delle molecole, dei radicali liberi e degli ioni: di tutto ciò si è tenuto conto nel presente studio. Ed a proposito di "stabilità" e di "energia di stabilizzazione" si avverte che ad esse non si dà quel preciso ristretto significato definito dagli esperti (G. Leroy, J. of Molecular Structure 168 (Theo Chern 45) 77 (1988)) ma un significato molto più ampio e generico comprendente anche gli effetti della risonanza, della delocalizzazione, dell'ingombro sterico, delle eventuali tensioni dei legami ecc.

Le EML sono state visualizzate nella figura 3.1, dove le ascisse rappresentano le lunghezze dei legami in Å e le ordinate le energie espresse in kcal/mole. Le ordinate della linea continua rappresentano l'energia occorrente per allontanare le due cariche unitarie + e e - e nel vuoto moltiplicata per 0,3.

Figura 3.1

Si possono fare i seguenti rilievi.

a) In soluzione acquosa l'energia di dissociazione eterolitica dipende dalla EDL, dall'energia occorrente per separare le due cariche unitarie e dalle energie di idratazione e di stabilizzazione degli ioni che si formano.

b) I legami con l'idrogeno hanno un'energia più alta di quella dei corrispondenti legami con il carbonio di ca. 20 kcal.

c) Spesso l'EM di un legame parzialmente polare fra due atomi differenti A e B è la media delle EM dei legami omopolari A-A e B-B aumentata di D che tiene conto della differente elettronegatività XA e AB: D = 23 (XA - XB)2 kcal/mol (L. Pauling, La natura del legame chimico (Edizioni Italiane, Roma 1949), p. 49-64) (23 sono le kcal di 1 e V).

d) I piu bassi valori delle EML sono quelli di O-O, N-N e N-O.

e) Il valore relativamente basso del legame H-H in rapporto al piccolo raggio atomico dell'idrogeno si spiega con la scarsa sovrapposizione dei due orbitali atomici di forma sferica. Il valore relativarnente alto dei legami C-C e C-O nelle combinazioni alifatiche si spiega con la forte sovrapposizione dei relativi orbitali atomici ibridi sp3.

f) Tutti i punti rappresentativi dei doppi legami si trovano raccolti sopra la zona dei legami semplici: relativamente bassa risulta l'EDL di N=N (negli azoderivati) e di O=O della molecola dell'ossigeno, a cui si è attribuito il doppio legame nonostante che, fisicamente, sia un triplo legame [5.3; fig. 3.1].

g) Sono alti i valori dell'energia dei legami tripli: particolarmente stabile è la molecola N2 dell'azoto elementare [6.1].

Per alcuni legami le fonti bibliografiche portano valori delle EML sufficientemente concordanti ma per altri, come per O-O e per N-N, si trovano differenze notevoli. Trascurando il legame O-O, perchè non sono in uso farmaci con legami perossidici, per illegame N-N si trovano EDL che variano da un minimo di 9,5 kcal in ON-NO2 (Handbook of Chemistry and Physics, 60ma ed. (CRC-Press, Cleveland 1979-80) p. F-231) ad un massimo di 60 per l'idrazina (C. Walling, Free radicals in solution (J. Wiley, New York 1957)) ed anche EML assai differenti: 20 (L. Pauling, La natura del legame chimico (Edizioni Italiane, Roma 1949), p. 49-64), 38 (R. J. Gillespie, Molecular Geometry (van Nostrand Reinhold Series in Inorganic Chemistry, London 1972) p.20),39 (Fusco, vol.l°,p. 70-72), e 60 (Dewar, p. 428).

Con i calori di combustione di cinque sostanze azotate alifatiche molto sernplici (metilidrazina, 312 kcal; 1,1-dimetilidrazina, 474; metilammina, 254; n-propilammina, 564; piperazina, 707), con i calori di combustione concordemente accettati degli atomi isolati di carbonio (263 kcal) e di idrogeno (87 kcal) e con il calore di forrnazione delle molecole N2 e O2 a partire dagli atomi isolati (226 e 119 kcal), si sono calcolate le energie medie dei seguenti legami: N-N 48, N-H 94, C-H 98, C-N 73, C-C 85, che sono comprese nei limiti riportati nella tabella 3.1.

Al solo scopo di fissare l'ordine di grandezza di alcuni parametri, si porterà un esempio numerico in cui e protagonista la EDL.

Si consideri la dose di 20 mg di un farmaco di peso molecolare 200 nel quale vi sia un legame molto debole, dell'energia di 25 kcal .

Qual'e la frazione di molecole con tale legame dissociato? Applicando la nota equazione

 

G

K = e ¯

-----

 

RT

con R = 0,002 kcal/°K, T = 310 °K, G = EDL kcal si calcola K = 10-17,5.

Per la dose sopra indicata di 10-4 moli, il numero di molecole fisiche dissociate in equilibrio con le restanti molecole è n = 10+2,3 se il legame si dissocia con formazione di una sola molecola anfotera o biradicalica, n = 10+13,9 se la molecola si dissocia in due ioni o in due radicali liberi nel volume di 50 litri. A ciò corrisponde un numero imprecisabile, ma superiore di alcuni ordini di grandezza, di molecole fisiche che reagiscono con i costituenti normali, acqua compresa, nel lungo tempo di permanenza, di poche o di molte ore, del farmaco nell'organismo umano.

Da quanto sopra si desume pure che, a parità di altre condizioni, sono molto più genotossiche le molecole che si dissociano in due ioni o in due radicali liberi in confronto a quelle che si dissociano per dare un anfione o un biradicale, tanto che per le prime, ancora con una EDL di 50 kcal non e trascurabile la frazione di molecole dissociate reattive [3.5].

Un simile calcolo consente di prevedere che per una EDL superiore a 27-30 kcal, la eventuale reattività di quell legame non dipende più solo dalla sua "attuale" dissociazione ma anche dalla natura e dal meccanismo della reazione e dalle altre circostanze favorevoli.

La tabella 3.2 dà per alcuni elementi l'elettronegatività come è stata definita da L. Pauling ed i raggi atomici medi nei legami semplici covalenti. Per l'elettronegatività è da tener presente però che i1 valore là indicato è convenzionale e genericamente orientativo perchè è stato calcolato dalla media del potenziale di ionizzazione e dell'affinitaà elettronica dell'atomo in un determinato stato. In effetti questo importante carattere dipende molto dallo stato di combinazione in cui si trova l'atomo e si dovrebbe riferire a ciascuna specie dei suoi orbitali piuttosto che all'atomo nella sua globalità.

Tabella 3.2 Elettronegatività e raggio atomico medio

Elemento

H

C

S

I

Br

N

Cl

O

F

Elettronegatività

2,1

2,5

2,5

2,5

2,8

3,0

3,0

3,5

4,0

Raggio atomico

(in Å)

0,37

0,77

1,04

1,33

1,14

0,74

0,99

0,74

0,72

3.3 Energia libera delle reazioni chimiche.

E’ cognizione ben nota in fisica ed in chimica che avvengono più facilmente, e spesso decorrono spontaneamente, i fenomeni esotermici, più in generale quelli che sono accompagnati da cessione di energia e conseguente diminuzione dell'energia libera del sistema. Le osservazioni su questo tema sono state condensate da Bell, Evans e Polanyi nel principio che porta il loro nome: Principio BEP.

"Molte reazioni chimiche si possono rappresentare come due processi successivi coordinati ma concettualmente indipendenti: uno di rottura ed uno di formazione di legami. L'energia gradualmente crescente che è richiesta nel primo processo di allontanamento degli atomi interessati alla reazione e quella che viene gradualmente ceduta nel secondo processo, quello di avvicinamento degli atomi nella formazione dei nuovi legami, vengono riportate sulle ordinate di un sistema di assi ortogonali, mentre le ascisse rappresentano la "coordinata di reazione" (questa non ha un significato fisico che si possa definire in modo elementare; si può solo dire che rappresenta in modo convenzionale il "progredire della reazione" cioè la "successione" delle ipotetiche fasi della reazione) (P. Mirone, Chimica Industria 67 (9), Boll. Div. Didattica p. 60 (1985)). II punto d'incontro delle due linee dà l'energia dello stato di transizione da cui dipende l'EA". La figura 3.2 serve solo a visualizzare il concetto esposto: non ha significato documentario.

Figura 3.2

"Da questa interpretazione segue che:

a) per ogni serie di reazioni simili vi è un'approssimata dipendenza lineare inversa dell'energia di attivazione dall'energia della reazione; b) in questa relazione il fattore di proporzionalità è tanto maggiore quanto più esotermica è la reazione; c) più esotermica è la reazione e più vicina allo stato iniziale è la struttura delle stato di transizione, più endotermica è la reazione e più lo stato di transizione è simile a quello dei prodotti della reazione" (Dewar, p. 219).

Poichè all'energia libera ∆G della reazione si dà convenzionalmente valore negativo quando la reazione è esotermica, trascurando la eventuale variazione di entropia, l'EA si può esprimere con la seguente equazione empirica: Ea = EDL - A + B∆G dove A ha un valore che va stimato caso per caso e B è un coefficiente minore dell'unità. L'equazione ha una certa validità pratica nell'ambito di reazioni simili. Esprimendo le grandezze in kcal/mole, A spesso è compresa fra 10 e 20, in media 12, e B fra 0,4 e 0,6, in media 0,5.

Da quanto sopra si è stimato che la EA può andare da 2/3 a 1/3 della più alta energia di dissociazione dei legami che si rompono nelle molecole che entrano in reazione, per cui non deve meravigliare che nell'ambiente biologico, ricco di sistemi enzimatici, siano ancora possibili reazioni che richiedono la rottura di legami con energia di dissociazione anche superiore a 50-60 kcal [1.2.3, 3.4, 3.5].

3.4 Reazioni radicaliche e reazioni ioniche

E’ noto che le reazioni della chimica organica possono decorrere con meccanismo radicalico oppure ionico. Le reazioni ioniche nell'ambiente biologico acquoso sono le più frequenti ma dal punto di vista tossicologico sono forse meno importanti di quelle radicaliche.

Si darà maggior spazio alla reattivita radicalica: 1) perche è stata piuttosto trascurata dai ricercatori del metabolismo dei farmaci in confronto alla reattività ionica (J. Fehér, G. Csomos, A. Vereckei, Free Radical Reactions in Medicine (Springer, 1987)), 2) perche nelle reazioni ioniche le energie di idratazione degli ioni sono così elevate e talvolta mal conosciute da rendere difficile la stima delle energie di reazione, di dissociazione ionica e di attivazione, mentre nelle reazioni radicaliche il solvente acqua non interferisce e quindi permane l'utilità della stima delle EDL fornita dai metodi della teoria degli orbitali molecolari.

La difficoltà della stima delle energie di dissociazione dei legami nelle reazioni ioniche non impedisce di fare dei confronti, ancora molto utili, perchè quelle circostanze dipendenti dalla struttura delle molecole che diminuiscono l'energia della dissociazione omolitica dei legarni diminuiscono anche l'energia della dissociazione elettrolitica.

Quando a motivo della bassa EDL s'ipotizza la formazione di radicali liberi oppure una reattività di tipo radicalico, non s'intende escludere che la stessa reazione possa invece decorrere con meccanismo ionico: in alcuni casi mancano i motivi per decidere il tipo di reazione ma permangono gli eventuali motivi di una reattività relativamente elevata.

Dal punto di vista tossicologico le reazioni ioniche più importanti sono quelle delle sostanze elettrofile: un atomo con bassa densità elettronica del farmaco o di un metabolita reagisce con un atomo di alta densità elettronica del bersaglio biologico. Infatti le tipiche sostanze citotossiche sono elettrofile. Gli atomi maggiormente nucleofili delle molecole biologiche, con i quali reagiscono gli elettrofili esogeni, sono quelli del solfo dei tioli (specialmente nella forma dissociata R-S¯), di azoto delle ammine (non protonate) e di alcuni anelli aromatici e di ossigeno (specialmente nella forma anionica R-O¯).

A parità di altre condizioni, l'azione nucleofila degli atomi varia in ragione inversa della loro elettronegatività [tab. 3.2].

E’ accertato che il "bersaglio" dei reattivi elettrofili più efficace per la mutagenesi e la cancerogenesi è il DNA del genoma e precisamente, ma non esclusivamente, gli atomi di ossigeno e di azoto delle quattro basi: pirimidiniche (timina e adenina) e puriniche (citosina e guanina) [2.9].

Le reazioni con rottura del legame C-C sono prevalentemente radicaliche ma non sono da escludere quelle ioniche come la decarbossilazione in ambiente acquoso; le reazioni con rottura del legame C-N in soluzione acquosa sono prevalentemente ioniche (metenamina, basi di Schiff, ammidi ecc.).

Nelle sintesi organiche "le reazioni radicaliche che presentano aspetti applicativi della massima importanza sono costituite da reazioni di sostituzione e di addizione a sistemi insaturi. Si tratta in molti casi, di processi a catena che hanno aspetti di particolare interesse in quanto i fattori termodinamici e cinetici operano spesso nella stessa direzione per cui i prodotti più stabili sono anche quelli che si formano con maggior velocità. Queste caratteristiche consentono di prevedere con accuratezza il decorso del procedimento esclusivarnente in base alle energie di dissociazione dei legami interessati" (F. Minisci, Chimica Industria 56 (4) 274 (1974)).

I radicali liberi hanno una bassa selettività, reagiscono cioè in modo "radiomimetico", casuale, con alcune molecole che incontrano, preferibilmente con radicali liberi del normale metabolismo.

Le reazioni che a 37° in ambiente acquoso avvengono con distacco di un atomo d'idrogeno sono generalmente ioniche perchè l'alto valore dell'energia di dissociazione ionica del legame che unisce l'idrogeno a C, O e N [tab. 3.1] è compensato dall'alta energia di idratazione del protone:

H+ + (n+1) H2O   --->   H3O+·nH2O + 265 kcal

Anche il trasferimento di un atomo d'idrogeno da una molecola ad un'altra può venir facilitato dalla formazione di uno stato di transizione nel quale l'idrogeno partecipa ad un "legame tricentrico". Un legame tricentrico è cosi chiamato perchè si stabilisce fra tre atomi tenuti insieme da due o tre o quattro elettroni nello spazio di parziale sovrapposizione dei rispettivi OA. Per quanto la sua energia sia di poche kcal, forse non più di 8-10, si ritiene che tale legame abbia importanza nel facilitare le "reazioni concertate" [3.3, 11.1, 12.2] (Dewar, p. 47-50, 205-210, 247-248).

Si conclude che una relativarnente alta EDL non rappresenta un ostacolo, in ambiente biologico, per reazioni che richiedono la rottura del legame con l'idrogeno [3.3, 3.5].

Una dimostrazione sperimentale di tale possibilità è fornita dal lento scambio C-H + D+ <===> C-D + H+ che si realizza a 37° nonostante che, nel caso citato [17.7], l'energia del legame C-H sia di circa 80 kcal.

3.5 Metodi per prevedere la reattività chimica

La chimica organica teorica ha fatto grandi progressi, usa metodiche sofisticate che richiedono la conoscenza di strumenti matematici avanzati e l'uso di prograrnmi complicati e di calcolatori. Anche la chimica organica sperimentale si avvale di tali strumenti per cui, come s'e detto sopra, si riesce oggi a descrivere l'andamento di reazioni complesse ed anche a fare previsioni d'interesse pratico industriale. Tutto ciò, però, non e applicabile a reazioni che avvengono in sistemi biologici, prevalentemente acquosi, fisicamente e chimicamente molto eterogenei, con grandissimo sviluppo di superfici intra- ed extra-cellulari, in presenza di un'immensa varietà di sistemi enzimatici. Tali circostanze influiscono molto sulla natura, decorso e velocità delle reazioni metaboliche anche delle sostanze estranee al normale metabolismo, cioè degli xenobiotici.

Si consideri il paradossale comportamento del cloridrato di diacetilmorfina (eroina). La sua soluzione acquosa concentrata ha pH 5,4 e a 25° e piuttosto stabile: l'idrolisi del 10% con formazione della 6-monoacetilmorfina richiede 53 giorni. La massima stabilità si ha a pH 4,5: in queste condizioni l'idrolisi del 10% richiede molti mesi. Ma se questo pH viene ottenuto con una soluzione 0,5 M di fosfati o di acetati, l'idrolisi del 10% si ha in soli 3 giorni e la velocità d'idrolisi dipende direttamente dalla concentrazione della soluzione tampone. Si conosce la spiegazione: la frazione indissociata degli acidi fosforico o acetico interviene sul meccanismo d'idrolisi sommando la sua più efficace azione a quella dell'acqua. Altre volte, invece, avviene il contrario: con tampone fosforico la velocità d'idrolisi della benzocaina è 1/8 di quella in soluzione non tamponata allo stesso pH 11 (S.A.Ali in: Analytical 12, p.97). Da questi esempi si desume l'inutilità del ricorso a calcoli sofisticati.

In molti casi si sono applicate le regole semiquantitative dedotte dalla teoria degli orbitali molecolari [4.5], in altri casi le conoscenze qualitative fornite dalla stessa teoria e quelle sugli effetti induttivi [4.7], in altri ancora le comuni conoscenze della chimica organica sperimentale ed i confronti con situazioni sperimentali note simili a quelle in studio. In ogni caso sono state messe in evidenza le strutture o le funzioni chimiche da prendere in considerazione al fine di valutare le potenziali azioni genotossiche.

Potrebbe meravigliare vedere proposte anche reattività che non trovano conferma nella chimica organica tradizionale o nel metabolismo così come viene abitualmente presentato. E’ da tener presente, però, che vi possono essere vie metaboliche che interessano una piccola frazione del farmaco (reperibili solo con accurati metodi basati sull'uso di composti marcati) e tuttavia non trascurabili per le possibili conseguenze genotossiche [3.2].

Sarà opportuno chiarire questo concetto, non facilmente accettabile, con un esempio che si riferisce ai derivati dell'alcool benzilico [15.3].

La racemizzazione della l-epinefrina (adrenalina naturale levogira; M. I. 3567) avviene per azione degli acidi con meccanismo SN1, a pH costante, nel seguente modo:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

OH

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

|

 

 

 

 

 

 

 

 

|-

Ar —

C

— R

 

OH

 

 

 

R

 

|

 

|

 
 

|

 

+ H3O+

/

   

|

 

H

 

Ar —

C

— R

------>

Ar – C+

 

+ HO¯

|

 

 

 

 

|

 

- 2 H2O

\

 

------>

|

 

H

 

 

H

 

 

 

H

 

|

 

|

 

 

 

 

 

 

 

 

|-

Ar —

C

— R

 

 

 

 

 

 

 

 

 

|

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

OH

 

                 reazione lenta                reazione veloce

La reazione lenta, quella che condiziona la cinetica, è stata studiata (L. C. Schroeter, T. Higuchi, J. Am. Pharm. Ass. 47,426 (1958)) a temperature comprese fra 43 ° e 73° ed a pH compresi fra 0,5 e 1,4. Entro tali limiti la costante di velocita k (in min-1) della reazione monomolecolare si può esprimere con la seguente espressione [3.1]:

 

Ea

 

23.2

log k = log A -

--------

= 13,4 - 1,21· pH -

--------

 

2,3 RT

 

2.3 RT

Se fosse lecito estrapolare i risultati sperimentali fino alle condizioni biologiche (37°C e pH 7,4), il ca1colo darebbe il seguente risultato: nel tempo di 6 ore la frazione di farmaco che si trasforma (e che, sia pure per un tempo brevissimo, si trova nelle condizioni di reagire come elettrofilo) è di ca. 10-9, frazione molto piccola ma non trascurabile quando fosse trasferita al caso di metaboliti genotossici. Ma nell'epinefrina la energia di dissociazione omolitica del legame C-O della funzione a1coolica secondaria è di ca. 70 kcal; quella della dissociazione eterolitica sarà di 70±X kcal, essendo X la differenza, piuttosto piccola (e che per semplicità di ragionamento si considera costante per variazioni di temperatura entro 30°) fra l'energia che il sistema richiede per separare le due cariche unitarie e l'energia che il sistema cede nella idratazione dei due ioni. Per tornare a velocità facilmente misurabili (come quelle misurate dagli AA. a ca. 60° e pH ca. 1) pur restando nelle condizioni biologiche (37° e pH 7,4), l'energia di attivazione dovrebbe essere 9-12 kcal più bassa di quella (23,2 kcal) calcolata dai dati sperimentali, ciò che corrisponde ad una presumibile energia di dissociazione omolitica ca. 20 kcal più bassa di quella (70 kcal) indicata sopra, cioè di ca. 50 kcal [17.7]. Tale ipotetica diminuzione dell'energia di attivazione o dell'equivalente EDL può essere ottenuta dai sistemi enzimatici eventualmente presenti nell'ambiente o da un decorso "concertato" [3.3, 11.1, 12.2] particolarmente favorevole della reazione con il substrato.

Questo esempio serve ancora a ribadire: a) che sono ancora possibili e possono assumere importanza genotossica reazioni che richiedono la rottura di legami con energia di dissociazione superiore a 50 kcal; b) che sono di scarsa utilità i metodi di calcolo della chimica organica teorica più avanzati di quelli qui adottati [1.1.5]. Del resto, che in vivo avvengano reazioni chimiche che non si osservano in vitro, reazioni endotermiche che sono ritenute improbabili dal chimico organico, è nozione comune suffragata dalle conoscenze che si hanno oggi sul metabolismo dei xenobiotici e sulle capacità che hanno molti di essi di agire come apteni nella immunogenesi (C. H. Scheider in: Allergic, cap. 1, p. 19 (con bibliografia)).

...clicca qui...


Contenuti Scientifici

Menu Principale

Login

Chi è on line

Abbiamo 32 visitatori e nessun utente online