Biologia generale umana

Atomi e molecole

Gli elementi sono sostanze che non possono essere scisse in sostanze più semplici mediante reazioni chimiche ordinarie. Solo quattro elementi (ossigeno, carbonio, idrogeno, azoto) costituiscono il 96% della massa della maggior parte degli organismi. Calcio, fosforo, potassio e magnesio sono presenti in quantità minore.

L'atomo

L’atomo è la più piccola porzione di un elemento che mantiene tutte le proprietà chimiche di quell’elemento. I componenti degli atomi sono minuscole particelle di materia note come particelle subatomiche. L’atomo è formato da:

• Elettroni (particella che possiede carica elettrica negativa)
• Protoni (particella che possiede carica elettrica positiva)
• Neutroni (particella che non possiede carica elettrica)

In un atomo elettricamente neutro, il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. L’insieme di protoni e neutroni costituisce il nucleo atomico. Gli elettroni si muovono nello spazio che si trova intorno al nucleo atomico.

Identificazione dell'atomo

Un atomo viene identificato in maniera univoca dal numero dei suoi protoni. Ciascun elemento ha nel nucleo atomico un numero fisso di protoni, tale numero viene chiamato numero atomico Z (scritto in basso e a sinistra del simbolo chimico). La somma dei protoni e dei neutroni determina la massa atomica. Il numero di massa A è pari alla somma delle masse di tutti i protoni e neutroni presenti in un atomo. Quando di un elemento si vuole specificare il numero di massa, lo si scrive in alto (in posizione di apice) a sinistra del simbolo chimico.

Elementi e isotopi

Ad ogni numero atomico corrisponde un diverso elemento chimico. In un atomo neutro il numero atomico è pari anche al numero di elettroni, in caso contrario l’atomo è detto ione. Atomi aventi lo stesso numero atomico ma diverso numero di neutroni (quindi diverso numero di massa A) sono detti isotopi.

UMA (unità di massa atomica)

L’unità di massa atomica viene definita come 1/12 esatto della massa di un particolare atomo di carbonio, chiamato carbonio 12. Il più piccolo di tutti gli atomi, l’idrogeno H, ha solo un protone e un elettrone, e quindi NA=1 e PA=1. Esistono vari isotopi:

• Deuterio: Ha 1 protone, 1 neutrone e 1 elettrone
• Trizio: Ha 1 protone, 2 neutroni e 1 elettrone

Disposizione degli elettroni

Gli elettroni si muovono in particolari regioni dello spazio dette orbitali. Ciascun orbitale contiene al massimo 2 elettroni. Gli orbitali sono aree dello spazio in cui abbiamo la probabilità di trovare un elettrone. L’energia di un elettrone dipende dall’orbitale che esso occupa:

• Elettroni posti in orbitali con energie simili si dice che hanno lo stesso livello energetico principale e costituiscono un guscio elettronico
• Elettroni che occupano gusci elettronici distanti dal nucleo hanno maggiore energia di quello che occupano gusci vicini al nucleo
• Gli elettroni con maggiore energia sono noti come elettroni di valenza e occupano il guscio di valenza ovvero quello del cerchio più esterno
• Un elettrone, se riceve energia, può spostarsi verso un orbitale più esterno; viceversa, può rilasciare energia e scendere ad un livello energetico più basso, ovvero in un orbitale più vicino al nucleo

Tavola periodica

La tavola periodica degli elementi è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi sulla base del loro numero atomico Z. Il comportamento di un atomo è dunque determinato dal numero di elettroni del suo livello energetico esterno, facilmente ricavabile dal NA. Ordinando gli atomi per NA crescente, si hanno somiglianze periodiche di comportamento. Ogni gruppo (colonna) comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna: all’interno di ogni gruppo si trovano elementi che hanno caratteristiche chimiche simili. Ogni periodo (riga) della tabella inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s, e procede verso gli atomi successivi nel periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità ogni passaggio.

Le reazioni chimiche

Il comportamento chimico di un atomo è determinato dal numero e dalla disposizione degli elettroni di valenza. Es. Il guscio di valenza dell’idrogeno o dell’elio è completo, cioè stabile, quando contiene 2 elettroni. Il guscio di valenza di tutti gli altri atomi è completo se contiene 8 elettroni. Quando il guscio di valenza non è completo, l’atomo tende a cedere, acquisire o condividere elettroni per completare il guscio esterno. Es. Il cloro e il bromo che fanno parte del gruppo degli alogeni, sono molto reattivi perché i loro gusci di valenza possiedono 7 elettroni, nelle reazioni chimiche essi tendono ad accettare un elettrone. Al contrario idrogeno, il sodio e il potassio hanno un unico elettrone di valenza che essi tendono a cedere o condividere con un altro atomo. L’elio e il neon sono gas nobili, gas non reattivi in quanto i loro gusci di valenza sono completi.

Gli atomi formano composti e molecole

Due o più atomi possono combinarsi chimicamente. Quando atomi di elementi diversi si combinano, il risultato è un composto chimico. Un composto chimico consiste di atomi di due o più elementi differenti combinati in un rapporto fisso. Quando due o più atomi si combinano chimicamente si formano unità chiamate molecole.

Formule chimiche

Una formula chimica è il modo più abbreviato per descrivere la composizione chimica di una sostanza. I simboli chimici identificano gli atomi presenti, e i numeri in pedice il rapporto tra gli atomi. Esistono diverse formule chimiche:

• In una formula semplice (anche nota come formula empirica), i numeri in pedice forniscono il più piccolo rapporto tra gli atomi presenti in un composto.
• In una formula molecolare, i numeri in pedice indicano il numero reale di ogni tipo di atomo nella molecola.
• Una formula di struttura non mostra solamente il tipo e il numero degli atomi in una molecola, ma anche la loro organizzazione reciproca.

Una mole di qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di unità

La mole (mol) è la quantità di elemento o di composto la cui massa in grammi è equivalente alla sua massa atomica o molecolare. Questo perché una mole di ciascuna sostanza contiene sempre esattamente lo stesso numero di unità, sia che si tratti di piccoli atomi che di grandi molecole. Il numero di unità in una mole, pari a 6,02 x 10²³, è noto come numero di Avogadro.

Le equazioni chimiche descrivono le reazioni chimiche

In un'equazione chimica, i reagenti (le sostanze che partecipano alla reazione) vengono scritti dalla parte sinistra dell'equazione, mentre i prodotti (le sostanze che si formano nella reazione) vengono scritti dal lato destro. La freccia significa "produce" e indica la direzione nella quale la reazione tende a procedere. Le singole specie chimiche reagiscono sempre in rapporti ben precisi tra loro. Il numero che precede il simbolo chimico la formula (noto come coefficiente) indica il numero relativo o di atomi o molecole che partecipano alla reazione. Molte reazioni chimiche possono procedere simultaneamente verso destra e verso sinistra. Nella condizione di equilibrio dinamico, le velocità di reazione nei due sensi sono uguali.

I legami chimici

Gli atomi di una molecola sono tenuti insieme da forze attrattive chiamate legami chimici. L’energia di legame è l'energia necessaria per rompere tale legame. Gli elettroni di valenza definiscono quanti legami un determinato atomo può formare.

Nei legami covalenti gli elettroni vengono condivisi

I legami covalenti comportano la condivisione degli elettroni tra gli atomi, in modo tale che ogni atomo abbia un guscio di valenza completo. I due elettroni ruotano intorno a entrambi i nuclei, tenendo uniti i due atomi. Quando una coppia di elettroni viene condivisa tra due atomi, si forma un legame covalente semplice. Quando due coppie di elettroni vengono condivise tra due atomi, si forma un legame covalente doppio. Il legame covalente è tipico del carbonio.

I legami covalenti possono essere polari o apolari

Gli atomi di elementi diversi differiscono per la loro affinità per gli elettroni. L'elettronegatività è la misura dell'attrazione di un atomo per gli elettroni condivisi nei legami chimici. Capacità di un atomo di attrarre elettroni verso di sé all’interno di un legame chimico. Se gli atomi di una molecola hanno elettronegatività uguale, gli elettroni sono condivisi in maniera equivalente e il legame covalente viene detto apolare o omopolare. Il legame covalente tra atomi con elettronegatività diversa viene chiamato legame covalente polare. Tale legame ha due estremità (o poli) diverse, una con parziale carica positiva e l'altra con parziale carica negativa. Una molecola polare ha un'estremità con una carica parziale positiva e l'altra con una carica parziale negativa.

I legami ionici si formano tra anioni e cationi

Una particella con una o più unità di carica elettrica è detta ione. Se un atomo ha 1, 2 o 3 elettroni nel guscio di valenza, tende a cederli ad altri atomi. Di conseguenza, tale atomo diventa carico positivamente, poiché il numero di protoni nel nucleo è superiore al numero di elettroni che vi orbitano intorno. Questi ioni carichi positivamente vengono detti cationi. Gli atomi che hanno 5, 6 o 7 elettroni di valenza tendono ad accettare elettroni da altri atomi e a diventare anioni, cioè ioni carichi negativamente. Un legame ionico si forma come conseguenza dell'attrazione tra la carica positiva di un catione e la carica negativa di un anione. È un legame molto forte (perché si forma un reticolo cristallino) ma diviene debole a contatto con solventi polari (H₂O).

Legame dativo

Un elemento datore mette in comune un doppietto elettronico con un elemento accettore, che si limita ad accettarlo, ma senza mettere in comune elettroni da parte sua.

Legami deboli - Forze intermolecolari

Le forze intermolecolari sono forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra loro. Tipi di legami intermolecolari:

• Forze di Van der Waals
• Forze ione-dipolo
• Forze dipolo-dipolo
• Forze di dispersione di London
• Legame idrogeno

Forze ione-dipolo

Una interazione ione-dipolo si ha tra uno ione e la carica parziale localizzata sull’estremità di una molecola polare. Le molecole polari sono dei dipoli, hanno una estremità negativa ed una positiva.

Forze dipolo-dipolo

Molecole polari si attraggono quando l’estremità positiva di una molecola si trova vicino all’estremità negativa di un’altra molecola.

Forze di dispersione di London

Si formano per temporanea polarizzazione di molecole apolari. La densità elettronica di una particella può essere temporaneamente asimmetrica, con un addensamento disomogeneo di carica delle due estremità, diventando un dipolo istantaneo. La formazione di un dipolo istantaneo influenza la densità elettronica di una particella vicina, che, a sua volta, diventa un dipolo. In questo caso si parla di dipolo indotto, perché è causato o indotto dalla formazione e dalla vicinanza del primo dipolo. Queste interazioni vengono chiamate dipolo istantaneo – dipolo indotto.

I legami a idrogeno sono attrazione deboli

Tra un atomo H impegnato in un legame covalente polare (tipicamente con F, O, N) e un altro atomo molto elettronegativo. Sono legami altamente instabili (1 sec x 10^-11) ma numerosissimi = effetto di massa e determinano strutture dipolari. I legami a idrogeno si formano e si rompono rapidamente. Sebbene ogni legame sia relativamente debole, se presenti in gran numero, i legami a idrogeno sono nel loro insieme forti. I legami a idrogeno variano da 4 kJ/mol a 25 kJ/mol, quindi sono più deboli dei legami covalenti, però sono più forti delle forze dipolo-dipolo. Sono molto importanti nell’organizzazione delle molecole biologiche, ed influenzano specialmente la struttura delle proteine.

Reazioni redox

Trasformazioni energetiche che avvengono nella cellula coinvolgono reazioni in cui un elettrone viene trasferito da una sostanza a un'altra. Tale trasferimento elettronico è detto ossido-riduzione o reazione redox. Ossidazione e riduzione sono due processi che avvengono sempre insieme. L'ossidazione è un processo chimico nel quale un atomo, ione o molecola perde elettroni e la conseguente trasformazione in ione positivo (catione). La riduzione è un processo chimico nel quale un atomo, ione o molecola acquista elettroni e la conseguente trasformazione in ione negativo (anione).

Composizione media di una cellula

• Acqua (=solvente) 70%
• Soluti (= residuo secco) 30% di cui:
• Macromolecole informazionali 22%:
• Acidi nucleici 15%
• Proteine 7%
• Macromolecole energetiche:
• Glucidi 3%
• Lipidi 2%
• Vitamine, ATP 0,5%
• Ioni Inorganici (Na⁺, K⁺, Cl^-) 5%

L'acqua e le soluzioni

La molecola di H₂O: Maggiore attrazione degli elettroni da parte dell’atomo di O, modifiche di orientamento e formazione di deboli cariche elettriche.

Acqua - stato solido, liquido, gassoso

Ghiaccio: Reticolo cristallino ordinato, grazie a legami H stabilizzati e numerosi. Ampi spazi vuoti: galleggiamento.

Liquido: Legami a idrogeno più labili, meno numerosi. Reticolo collassa, spazi vuoti invasi, aumento densità. Forza residua legami H sufficiente a determinare le varie proprietà dell’acqua allo stato liquido.

Gas: Assenza di legami H

Stato fisico e proprietà

Stato liquido: Legami a idrogeno più labili, meno numerosi (16%). Reticolo collassa, spazi vuoti invasi, aumento densità.

Forza residua legami H sufficiente a determinare:

• Alto calore specifico Stabilità termica: Calore di evaporazione: quantità di energia termica necessaria per far passare 1 g di una sostanza dallo stato liquido a quello gassoso. Calore specifico: quantità di energia termica necessaria per far aumentare di 1°C la temperatura di 1 g di una sostanza. Sono entrambi elevati nell’acqua a causa dei legami H.
• Coesione Tensione superficiale
• Adesione Capillarità
• Potere solvente Mezzo delle soluzioni (reazioni)

Acqua come solvente

• H₂O determina solvatazione (idratazione) di sostanze idrofile:
• Composti ionici (sali, come NaCl)
• Composti covalenti polarizzati (acidi)
• Composti polari (alcoli)
• I composti idrofobi (apolari) sono insolubili in H₂O
• I composti anfipatici si comportano in modo sia idrofilo che idrofobo, avendo una porzione apolare e una porzione polare

pH

Dissociazione di H₂O H⁺ + OH^- [H⁺] = [OH^-]= 10^-7 [H⁺] x [OH^-] = 1 x 10^-14

Acqua pura: dissociazione parziale concentrazioni equivalenti: [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 pH = 7 Neutro

Acqua pura + Acido (donatore di protoni: HCl, H₂CO₃ ecc.): [H⁺] >[OH^-] pH tra 1 e 7 Acido

Acqua pura + Base (accettore di protoni: NaOH, NH₃, ecc.): [H⁺] < [OH^-] pH tra 7 e 14 Basico

Acidi, basi, sali

Un acido è un donatore di protoni:

• Acido forte HCl H⁺ + Cl^-
• Acido debole H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^-

Una base è un accettore di protoni:

• Base forte NaOH Na⁺ + OH^-
• Base debole NH₃ + H⁺ NH₄⁺

pH e sistemi tampone

Il pH nei viventi è mantenuto costante tra 6-8 (stomaco a 2) mediante sistemi tampone. Un tampone è una sostanza, o una combinazione di sostanze, che si oppone alla variazione di pH dovuta all’aggiunta di un acido o di una base. I Sistemi tampone sono composti donatori e accettori di H⁺ (tipicamente, acidi deboli). Un acido o una base debole non si ionizzano completamente, ciò significa che in ogni istante solo una parte delle molecole è ionizzata, mentre la maggior parte rimane dissociata.

I sali

Quando si mescola un acido e una base in acqua, gli ioni H⁺, provenienti dall’acido, formano con gli ioni OH^- provenienti dalla base, una molecola di acqua. Ciò che rimane dell’acido (anione) si combina con ciò che rimane della base (catione) per formare un sale. Ad esempio:

HCl + NaOH → H₂O + NaCl

Elettroliti: (sostanze in grado di condurre corrente elettrica): un sale, un acido o una base in grado di dare origine a particelle cariche una volta dissolti in acqua. Non elettroliti: sono sostanze che non formano ioni in soluzione (ad es. zuccheri, alcoli ed altre sostanze).

Chimica del carbonio

Possiede proprietà particolari che gli permettono di formare grandi molecole...