Appunti Come nasce e come funziona un farmaco

Come nasce e come funziona un farmaco

I. Chimica generale e analitica

Atomo: struttura e caratteristiche

L’atomo “àtomos”

• La parola atomo deriva dal greco indivisibile; rappresenta la più piccola frazione di un elemento in grado di conservarne le caratteristiche chimiche e fisiche.
• L’atomo è composto da tre particelle:
  • Elettroni → carica negativa (-).
  • Protoni → carica positiva (+).
  • Neutroni → carica neutra.
• Protoni e neutroni formano il nucleo:
  • La somma del numero di protoni e neutroni nel nucleo viene detto numero di massa (A).
  • Il numero di protoni nel nucleo viene detto numero atomico (Z).

In un atomo neutro il numero atomico è pari al numero di elettroni; in caso contrario, si è in presenza di uno ione.

Massa dell’elettrone = 9,109 · 10^-31 kg; carica elettrica (C) = -1,621 · 10^-19.

Massa del protone = 1,673 · 10^-27 kg; carica elettrica (C) = +1,621 · 10^-19.

Gli orbitali atomici

• Numero quantico principale (n):
  • La dimensione dell’orbitale aumenta con l’aumentare di n.
  • Definisce il livello energetico permesso per l’elettrone nell’atomo.
  • Può assumere tutti i valori interi positivi da 1 a 7.
• Numero quantico secondario o angolare (l):
  • Indica la forma dell’orbitale.
  • Può assumere tutti i valori interi positivi compresi fra 0 e (n · 1).
• Numero quantico magnetico (m):
  • Indica l’orientamento dell’orbitale nello spazio.
  • Può assumere tutti i valori compresi.
• Numero quantico di spin (m):
  • Può assumere solo due valori: -1/2 o +1/2.
  • Secondo il modello dell’elettrone rotante, lo spin indica il senso di rotazione dell’elettrone sul proprio asse, in senso orario o antiorario.
  • Due elettroni che hanno la stessa serie di numeri quantici n, l e m (occupano lo stesso orbitale) non possono avere lo stesso numero quantico di spin: avranno spin opposto → principio di esclusione di Pauli.
• Gli orbitali vengono rappresentati tramite quadratini:
  • Uno per l’orbitale s.
  • Tre per l’orbitale p.
  • Cinque per l’orbitale d.
  • Sette per l’orbitale f.
• Gli elettroni vengono rappresentati da frecce verticali → il verso della freccia indica lo spin.
• Ogni orbitale può contenere 0, 1 o 2 elettroni.
• Se l’orbitale è occupato da due elettroni, le due frecce che li rappresentano sono parallele, ma il verso è opposto, ad indicare il diverso spin.

Il legame chimico

Che cos’è un legame chimico?

• I legami chimici sono forze elettrostatiche che permettono a 2 o più atomi/molecole di interagire tra di loro.

Possiamo suddividere questi legami in:

• 1- Intermolecolari (all’interno della molecola):
  • Covalente.
  • Ionico.
  • Dativo.
  • Metallico.
• 2- Molecolari (tra le molecole):
  • Legame H.
  • Dipolo istantaneo-indotto.
  • Legame dipolo-dipolo.
  • Forze di Vander der Walls.
• In natura gli atomi si combinano tra di loro per avere 8 elettroni nel loro livello energetico esterno, così da raggiungere la configurazione del gas nobile e quindi la stabilità → coincide con il più basso livello di energia possibile.
• Raggiungimento della configurazione elettronica più stabile avviene → acquistando, cedendo e condividendo elettroni, in funzione dell’elettronegatività degli atomi che vi partecipano.
• Regola dell’ottetto → solo gli elettroni più esterni degli atomi si combinano per formare un legame chimico (elettroni di valenza o di legame, rappresentati mediante le strutture di Lewis); attraverso la formazione dei principali legami gli atomi raggiungono la configurazione elettronica dei gas nobili.

Tipologie di legame

› Legame covalente

• Si forma quando 2 atomi (non metallici) mettono in comune una coppia di elettroni.
• Si suddivide in:
  • Omopolare o puro (stesso elemento chimico).
  • Eteropolare o polare (atomi con diversa elettronegatività).
• Può essere:
  • Semplice → una coppia condivisa.
  • Doppio → due coppie condivise.
  • Triplo → tre coppie condivise.
• L’ordine di legame indica il numero di coppie condivise.

› Legame dativo

• Una tipologia di legame covalente → la coppia di elettroni implicata nel legame è fornita da un solo atomo “donatore”, il quale cede un elettrone ad un “accettore”, in grado di ospitare la coppia in un orbitale vuoto.

› Legame metallico

• Elettroni delocalizzati (liberi di muoversi) → ciò consente di formare una nuvola elettronica che avvolge tutti i nuclei con carica positiva.
• Legame metallico → forza di attrazione di tipo elettrostatico che si instaura tra ioni positivi ed elettroni mobili.
• La libertà di movimento degli elettroni è alla base delle proprietà metalliche quali:
  • Conducibilità elettrica e termica.
  • Lucentezza.
  • Malleabilità.
  • Duttilità.

› Legame ionico

• Si instaura quando la differenza di elettronegatività tra due atomi è elevata (ΔE> 1,9) → l’atomo più elettronegativo strappa in modo permanente l’elettrone spaiato, formando ioni (atomi con carica positiva o negativa) in grado di attrarsi per effetto della forza elettrostatica.

Composti ionici

• L’attrazione elettrostatica consente il legame tra i due ioni (positivo e negativo), favorendo la liberazione di energia e la formazione di un composto ionico, dotato di energia inferiore rispetto l’energia dei singoli atomi.
• I composti ionici sono:
  • Elettricamente neutri e dotati di una struttura ordinata (reticolo cristallino).
  • Caratterizzati da alti punti di fusione ed ebollizione.
  • Buoni conduttori elettrici allo stato fuso.
  • Quasi tutti solubili in acqua.

Legami intermolecolari

• Forze che si instaurano fra molecole.

Si distinguono in:

• 1- Polari:
  • Tra uno ione e una molecola polare.
  • Tra molecole dotate di dipoli permanenti.
  • Legami a idrogeno.
• 2- Non polari:
  • Forze dipolo-dipolo indotto.
  • Forze dipolo indotto-dipolo indotto (London).

› Forze intermolecolari che coinvolgono molecole polari

• Molecole polari → dotate di un’estremità positiva ed una negativa, responsabile della formazione di un dipolo permanente, che rende possibile l’interazione con cationi e anioni (ioni).
• Forza di attrazione risultante → minore rispetto a quella ione-ione, ma maggiore rispetto a qualsiasi altra forza tra molecole.

› Forze intermolecolari tra molecole dotate di dipoli permanenti

• Sono dette anche dipolo-dipolo e si instaurano quando una molecola polare incontra un’altra molecola polare → estremità positiva di una molecola attratta dall’estremità negativa.
• Nelle molecole polari tali forze di attrazione influenzano l’evaporazione e l’ebollizione di un liquido → sono più forti rispetto a quelle presenti nelle molecole apolari con stessa massa e dimensioni.
• Le interazioni tra ione e molecole dotate di dipolo permanente dipendono da 3 fattori:
  • 1- La distanza tra ione e il dipolo → minore è la distanza, maggiore è la forza di attrazione.
  • 2- La carica dello ione → maggiore è la carica, più forte sarà l’attrazione.
  • 3- Il valore del dipolo → maggiore è il valore del dipolo, più forte sarà la forza di attrazione.

› Legami a idrogeno

• Si instaura tra atomi di H e atomi molto elettronegativi quali:
  • Ossigeno → H₂O.
  • Fluoro → H—F.
  • Azoto → NH₃.
• Rappresenta la forza intermolecolare più forte ma è comunque piuttosto debole rispetto ai legami interatomici.
• Influenza alcune proprietà dell’acqua:
  • Alto punto di ebollizione.
  • Alto punto di fusione.
  • Minore densità del ghiaccio rispetto all’acqua liquida, dovuta alla sua struttura a gabbia aperta.

Forze intermolecolari che coinvolgono molecole non polari:

› Forze dipolo-dipolo indotto

• Interazioni che si instaurano tra molecole dotate di dipoli permanenti (polari) e non polari → la molecola non polare sviluppa un dipolo indotto, poiché la sua nuvola elettronica è influenzata dalla presenza della molecola polare.
• Questo processo è chiamato polarizzazione.

› Interazioni dipolo indotto-dipolo indotto London

• Le forze di dispersione consentono di spiegare l’interazione tra molecole apolari → l’attrazione e la repulsione tra gli elettroni e i nuclei causa una distorsione nelle nuvole elettroniche delle molecole, determinando la formazione di dipoli momentanei.

Acidi e basi

Teorie sugli acidi e sulle basi nella storia

› Svante Arrhenius chimico svedese, nel 1884 formulò una delle prime teorie sugli acidi e sulle basi:

• Acido → sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno.
• Base → sostanza che in soluzione acquosa libera ioni ossidrile.

Definizione restrittiva, poiché l’attribuzione di una sostanza alla categoria degli acidi o delle basi è subordinata al fatto di usare come solvente l’acqua, non si può parlare di acidi o di basi in un solvente diverso dall’acqua o in assenza del solvente.

› Brønsted-Lowry (1923):

• Acido → sostanza in grado di cedere un protone ad un’altra sostanza che si comporta da base: l’acido può donare il protone solo in presenza di una base che lo accetti.
• Base → qualsiasi sostanza che accetti protoni.

Coppia coniugata acido-base.

• Sostanza anfotera → sostanze che si comportano da base in presenza di un acido es. acqua) e da acido in presenza di una base (› Lewis (1923):
• Acido → qualsiasi sostanza in grado di accettare una coppia di elettroni.
• Base → qualsiasi sostanza in grado di cedere una coppia di elettroni non condivisi.

Definizione più completa, in quanto non esclude alcuna sostanza con comportamento acido o basico.

• Acidi di Lewis → noti in chimica organica anche come reagenti elettrofili.
• Basi di Lewis → note come reagenti nucleofili.

Acidi e basi: forti e deboli

› Costanti di dissociazione degli acidi e delle basi

• HCl → acido forte: in soluzione acquosa si dissocia completamente.
• CH₃COOH → acido debole: perché non si dissocia completamente quando viene messo in soluzione acquosa.

› Equilibrio chimico

Legge di azione delle masse → K = costante di equilibrio (è funzione solo a T).

• La forza relativa degli acidi e delle basi viene indicata in maniera quantitativa dalla loro costante di dissociazione K e Ka b.

› Forza degli acidi

• Un acido debole indicato con HA in soluzione acquosa è soggetto all’equilibrio di dissociazione:
• Applicando la legge delle masse si può calcolare sperimentalmente la costante di acidità K, che è la misura della forza di un acido → maggiore è il valore della costante, maggiore è la forza dell’acido.
• Alcuni acidi deboli:
  • Acido nitroso → k_a = 4,5 · 10^-4.
  • Acido formico → k_a = 1,7 · 10^-4.
  • Acido acetico → k_a = 1,8 · 10^-5.

*K_a a 25 °C.

• Essendo l’acido quasi totalmente dissociato, otterremo un valore molto elevato (molto maggiore di 1).
• Acidi deboli → in soluzione acquosa sono elettroliti deboli che si dissociano solo parzialmente; il pH di una loro soluzione dipende quindi dalla concentrazione dell’acido e dal valore della k_a.
• Acidi forti → in soluzione acquosa si dissociano completamente; il pH della soluzione dipende solo dalla concentrazione dell’acido.

› Forza delle basi

• Alcune basi:
  • Trietilammina = 1,0 · 10^-3.
  • Etilammina = 6,5 · 10^-4.
  • Ammoniaca = 1,8 · 10^-5.
  • Nicotina = 1,0 · 10^-8.
  • Piridina = 1,8 · 10^-9.
  • Urea = 1,3 · 10^-14.

*K_b a 25 °C.

Il concetto di mole e il calcolo della concentrazione

La mole

› Quanti atomi/molecole sono coinvolti in una reazione chimica?

• In ogni reazione chimica il rapporto di atomi/molecole che vi partecipano viene indicato dai coefficienti stechiometrici: 2F_e + 3Cl₂ → 2F_eCl₃).
• I valori numerici dei coefficienti stechiometrici consentono:
  • Alle sostanze coinvolte nella reazione di relazionarsi tra loro numericamente.
  • Di connettere il mondo microscopico con quello macroscopico, definendo una quantità di materia che contenga un numero noto di particelle.

La mole (mol): unità fondamentale del SI.

› Concetto di mole

• Mole → quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di entità pari al numero degli atomi presenti in 12 grammi di carbonio-12.

Una mole di qualsiasi sostanza contiene 6,022 · 10²³ particelle (atomi, molecole, ioni).

6,022 · 10²³ → numero di Avogadro.

• La mole consente di relazionare l’unità di massa atomica (uma) con i grammi di sostanza.

N.B.

• La mole non va confusa con la massa.

› Dalla mole alla massa

• Per poter effettuare tale conversione è necessario conoscere la massa molare (g/mol):
  • La massa molare di un elemento/molecola è la sua massa atomica/molecolare.

La concentrazione delle soluzioni

› Molarità

• Le moli di soluto disciolte in un volume noto di soluzione indicano la concentrazione molare.
• La molarità è espressa in mol/L; indica quindi le moli di soluto presenti in un litro di soluzione.

N.B.

• La molarità si riferisce alle moli di soluto in un litro di soluzione (soluto + solvente).

› Molalità

• Unità di misura della concentrazione come la molarità, ma definita come la quantità di soluto (mol) disciolta in un kg di solvente.

› Normalità

• Modo per esprimere la concentrazione.
• Esprime il rapporto tra il numero di equivalenti di soluto in 1 litro di soluzione.

Occorre definire il numero di equivalenti n (eq).

• La massa equivalente dipende dal tipo di sostanza e di reazione.

› Come si calcola la massa equivalente?

• 1. Reazione redox → calcolata considerando il rapporto tra la massa della sostanza che si riduce/ossida e il numero di elettroni persi/acquistati.
• 2. Reazione di dissociazione acido/base → calcolata considerando il rapporto tra la massa molare e il numero di ioni liberati (H⁺ o OH^-).
• 3. Dissociazione di un sale → calcolata considerando il rapporto tra la massa molare del sale e il numero di cariche positive/negative della dissociazione (z).

Volume molare ed equazione di stato dei gas perfetti

› Volume molare

• Rappresenta il volume occupato da una mole di una qualsiasi sostanza gassosa.
• Ogni gas occupa lo stesso volume a parità di pressione e temperatura → 22,4 L in condizioni standard (STP).

T = 273,15 K; p = 1 atm.

› Equazione generale dei gas ideali

• Volume di una determinata sostanza che si trova in condizioni diverse da quelle standard:

P · V = n · R · T

P = pressione (KPa).

V = volume (L).

n = numero moli.

R = costante (KPa · L/mol · K) = 8,31 KPa · L / mol · K.

T = temperatura (K).

pH, idrolisi salina e soluzioni tampone

Il pH

› Cos’è il pH

• pH → valore che misura la basicità o acidità di una soluzione acquosa.
• L’acidità di una soluzione dipende dalla concentrazione degli ioni H+ che essa contiene.
• Il pH matematicamente si indica come: pH = log₁₀ [H+].

› La scala del pH

• Per esprimere il carattere acido o basico delle soluzioni si utilizza la scala del pH (da 0 a 14).

› La cartina al tornasole

• Striscia di carta impregnata in una soluzione di tornasole che cambia colore al variare del pH:
  • Soluzione acida → la cartina si colora di rosso.
  • Soluzione basica → la cartina si colora di blu.

L’idrolisi acida e basica

› L’idrolisi: sali acidi e sali basici

• Non tutti i sali in soluzione acquosa sono neutri:
  • 1- Sali acidi → abbassano il pH della soluzione in cui vengono aggiunti.
  • Sono formati da: acido forte + base coniugata debole.
  • Dissociandosi liberano l’acido forte dalla base debole = idrolisi dell’acqua.

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^- (= H₂O; NH₄⁺ = acido forte; Cl^- = base debole).

• 2- Sali basici → alzano il pH della soluzione in cui vengono aggiunti.
  • Sono formati da: base forte + acido coniugato debole.
  • Dissociandosi liberano la base forte dall’acido debole = idrolisi dell’acqua.

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^- (= H₂O; Na⁺ = acido debole; HCO₃^- = base forte).

• In base alla natura dell’acido e della base da cui deriva, la reazione di dissoluzione del sale in soluzione acquosa (idrolisi) può portare ad un pH:
  • Acido (pH < 7).
  • Basico (pH > 7).
  • Neutro (pH = 7).

Le soluzioni tampone

› Cosa sono le soluzioni tampone?

• Soluzioni tampone contenenti miscele di soluti che impediscono significative variazioni di pH dovute all’aggiunta di moderate quantità di acidi e basi forti.