Appunti di Biochimica

Indice degli argomenti presenti

• 1. Origine .................................................................................................................................................. pag. 2
• 2. Teoria atomica ............................................................................................................................... pag. 2
• 3. La tavola periodica degli elementi ............................................................................ pag. 10
• 4. Legami chimici forti ................................................................................................................. pag. 13
• 5. Ibridizzazione ............................................................................................................................... pag. 18
• 6. Aromaticità ................................................................................................................................... pag. 23
• 7. Legami chimici deboli .............................................................................................................. pag. 25
• 8. Massa atomica relativa ........................................................................................................ pag. 26
• 9. Reazioni nucleari ...................................................................................................................... pag. 28
• 10. La dissociazione .......................................................................................................................... pag. 37
• 11. Acidi e basi ....................................................................................................................................... pag. 40
• 12. Il sangue ........................................................................................................................................... pag. 48
• 13. Proprietà colligative ............................................................................................................ pag. 61
• 14. Equivalenti ..................................................................................................................................... pag. 66
• 15. Termodinamica ............................................................................................................................ pag. 69
• 16. Numero di ossidazione ........................................................................................................... pag. 82
• 17. Ammine ................................................................................................................................................ pag. 87
• 18. Stereoisomeria ............................................................................................................................ pag. 89
• 19. Carboidrati .................................................................................................................................... pag. 90
• 20. Lipidi .................................................................................................................................................. pag. 106
• 21. Amminoacidi ................................................................................................................................ pag. 120
• 22. Le proteine ................................................................................................................................... pag. 129
• 23. Cinetica chimica ....................................................................................................................... pag. 140
• 24. Acidi nucleici .............................................................................................................................. pag. 164
• 25. Bioenergetica ............................................................................................................................ pag. 170
• 26. Membrane cellulari ............................................................................................................. pag. 176
• 27. Vie e cicli metabolici ............................................................................................................ pag. 182
• 28. Fotosintesi ................................................................................................................................... pag. 215

Origine

1. Con il Big Bang si è formato un ammasso di gas: l’Idrogeno.

Successivamente man mano che l’attrazione gravitazionale avvicinava gli atomi di idrogeno, essi si fondevano per formare elementi più pesanti.

Teoria atomica

2. Inizialmente si pensava che l’atomo fosse indivisibile.

Etimologia: Àtomos: indivisibile, dal greco: à (senza) temnō (taglio).

Protoni Nucleoni Neutroni Elettroni

Struttura dell’atomo

2.1. L’atomo, invece, è formato da:

• Un nucleo composto da protoni e neutroni.
• La funzione dei neutroni è quella di limitare le fortissime interazioni repulsive dei protoni interponendosi tra di essi e schermando le loro interazioni; rendendo così il nucleo stabile.
• Cariche negative che ruotano attorno al nucleo e bilanciano le cariche positive.

Particella Carica Massa Carica elettrica Massa relativa al protone (Kg) (C)

Protone (p) +1 1 1,673 ∙ 10⁻²⁷ +1,6 ∙ 10⁻¹⁹

Neutrone (n) 0 0 ≅1 1,675 ∙ 10⁻²⁷

Elettrone (e) -1 1/1836 9,109 ∙ 10⁻³¹ − 1,6 ∙ 10⁻¹⁹

Il nucleo rappresenta la zona in cui è concentrata maggiormente la massa, negli elettroni essa è infinitesima.

Al contrario: gli elettroni occupano maggior volume, mentre nel nucleo essa è infinitesima.

Nella vecchia teoria atomica si pensava che la rotazione dell’elettrone attorno al nucleo avvenisse come per i pianeti attorno al sole.

Nella nuova teoria atomica cambia il concetto di elettrone.

Elettrone: Elettricità delocalizzata in zone dello spazio attorno al nucleo.

Nube elettronica [Fig. 1A]: La regione con contorno indefinito in cui è molto probabile che si trovi l’elettrone.

Orbitale [Fig. 1B]: La zona di spazio attorno al nucleo in cui è massima la probabilità di trovare la carica dell’elettrone.

Quindi dove la densità di carica elettrica è massima.

2 Figura 1

Orbitale Orbitale sferico

Nube elettronica B. C. A. S

Orbitale

2.2. L’orbitale S ha forma sferica e quindi la probabilità di incontrare gli elettroni che lo descrivono è massima all’interno della sfera. [Fig. 1C]

Gli orbitali dei vari livelli di energia differiscono unicamente per il raggio e per l’energia propria degli elettroni che lo descrivono. [Fig. 2]

Gli orbitali di livello superiore inglobano quelli di livello inferiore.

Man mano che aumenta il livello energetico, aumenta il volume dell’orbitale e la sua distanza dal nucleo.

Figura 2

1s 2s

1° Livello 2° Livello (più vicino al nucleo) 3s 3° Livello 3

Rotazione dell’elettrone

2.3. I due stati di spin dell’elettrone si possono rappresentare come una rotazione in senso orario o antiorario intorno ad un asse passante per l’elettrone stesso.

I due stati sono contraddistinti dal numero quantico m e rappresentati da due frecce opposte. s [Fig. 3]

Figura 3

Orario Antiorario

Spin del nucleo atomico

2.4. Poiché anche il nucleo dell’atomo può ruotare, il suo movimento - dovuto alla rotazione -, genera un campo elettrico. [Fig. 4]

Figura 4 1 H Hydrogen 1,0079 1s 1

Campo magnetico

In Fisica un campo magnetico è un campo vettoriale creato nello spazio in seguito al movimento di una carica elettrica che si mostra variabile nel tempo.

Nella pratica: il campo magnetico è uno spazio nel quale un magnete è capace di attrarre o respingere altre particelle che hanno proprietà magnetiche.

Cultura medica

RMN - Risonanza magnetica nucleare

Poiché l’organismo umano è formato dal circa 65% di acqua, conteniamo molti atomi e quindi molti nuclei di idrogeno, i quali si comportano come dei piccoli magneti.

Il campo magnetico costituito da questi nuclei è talmente debole che il campo magnetico terrestre non lo influenza.

Per far orientare questi magneti costituiti dai nuclei di idrogeno bisogna applicare un forte campo magnetico: un esempio è quello che avviene nella tecnica di risonanza magnetica (nucleare). [Fig. 5]

4 Figura 5

Il tamburo è un potentissimo magnete e, quando un [Fig. 5] organismo entra nel foro, subisce l’effetto del forte campo magnetico e di conseguenza i nuclei degli atomi di idrogeno, che erano orientati a caso, si orientano tutti in una direzione. [Fig. 6]

Figura 6

Figura 7

A questo punto, applicando una ben precisa energia sotto forma di onde radio di particolare frequenza, possiamo indurre i nuclei di idrogeno ad invertire lo spin.

L’entità di questa energia applicata viene misurata e rielaborata attraverso algoritmi particolari per dare luogo alla formazione di un’immagine. [Fig. 7]

Questa tecnica di mandare in risonanza (ovvero invertire gli spin) è molto importante perché ci permette di individuare zone ed organi coinvolti nelle diverse patologie.

La risonanza è valida per i tessuti molli in quanto contengono molta acqua; di conseguenza, molti nuclei di idrogeno. 5

Orbitali P

2.5. Gli orbitali di tipo P hanno l’aspetto di due lobi tangenti e simmetrici rispetto al nucleo (posto nel punto di tangenza) entro i quali l’elettrone ha la stessa probabilità di trovarsi.

Per il numero quantico secondario l = 1, il numero quantico magnetico m assume tre valori possibili (-1, 0, +1) che indicano tre diverse orientazioni nello spazio dell’orbitale e precisamente lungo i tre assi cartesiani ortogonali x, y, z.

Perché gli orbitali si dispongono lungo gli assi?

Affinché le cariche negative si dispongano il più lontano possibile l’una dall’altra, devono collocarsi perpendicolarmente tra di loro e quindi lungo gli assi cartesiani.

Il sottolivello p è dunque formato da tre orbitali ortogonali tra loro indicati con le sigle p, p, x y p. [Fig. 8] z

Figura 8 p p p x y z

Figura 9

L’equazione che descrive la forma degli orbitali dà come risultato, per gli orbitali di + + tipo p, uno con il segno positivo e uno con - + il segno negativo. - [Fig. 9] -

Per passare da un valore positivo ad uno negativo, per ovvio di cosa, dobbiamo passare per il centro degli assi cartesiano e quindi per il valore 0 che sta a indicare l’impossibilità, anche dal punto di vista matematico, della presenza degli elettroni nel nucleo.

Questi orbitali (2p, 2p, e 2p) hanno tutti la stessa energia e vengono chiamati orbitali degeneri. x y z [Fig. 10]

Figura 10 5 orbitali degeneri 6

Orbitali che si trovano allo stesso livello hanno diversa energia:

• L’orbitale S è il meno energetico; viene sempre riempito per primo in ogni livello.
• Gli orbitali P hanno uguale energia tra loro; massima distribuzione degli elettroni.
• Gli orbitali D hanno energia maggiore rispetto all’orbitale S del livello successivo.

Configurazione elettronica

2.6. Per configurazione elettronica degli elementi si indica la disposizione degli elettroni negli orbitali, sottolivelli e livelli energetici di un atomo.

Essa serve per prevedere le proprietà chimiche di un elemento, ovvero: il comportamento metallico (atto a cedere elettroni), non metallico (atto ad acquistare elettroni) o metalloide (entrambe le cose).

Per descrivere la configurazione elettronica, ogni orbitale viene rappresentato convenzionalmente da un quadratino all’interno del quale vanno inseriti gli elettroni prestando attenzione a tre principi fondamentali: il Principio della costruzione progressiva di Aufbau, il Principio di esclusione di Pauli e il Principio della massima molteplicità di Hund [§ 2.7.] [§ 2.8.] [§ 2.9.]

7s 6p 6s 6d 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s

Principio della costruzione progressiva di Aufbau

2.7. Il principio afferma che la configurazione elettronica relativa allo stato fondamentale dell’atomo o della molecola viene ricavata assegnando gli elettroni agli orbitali disponibili, partendo da quelli di più bassa energia e salendo via via verso quelli a maggior contenuto energetico. [Fig. 11]

Figura 11 7

Principio di esclusione di Pauli

2.8. “In un orbitale possono coesistere due elettroni purché abbiano spin opposto (antiparallelo).”

Wolfang Pauli (1900 - 1958)

1° Elettrone 1s 1

_________________________________

2° Elettrone 1s 1 1s 2

_________________________________

3° Elettrone 2s 1 Livello Energetico 1s 2

_________________________________

Tipo di Orbitale

4° Elettrone Numero di elettroni 2s 2 presenti nell’orbitale 1s 2

_________________________________

5° Elettrone 2p 1 2s 2 1s 2

_________________________________ 8

Principio della massima molteplicità di Hund

2.9. “Nel completamento di orbitali isoenergetici (degeneri), gli elettroni occupano, con spin parallelo tra loro, il maggior numero possibile di orbitali vuoti”

Friedrich Hund (1896 - 1997)

6° Elettrone 2p 2 2s 2 1s 2

________________________________

7° Elettrone 2p 3 2s 2 1s 2

________________________________

8° Elettrone 2p 4 2s 2 1s 2

________________________________

9° Elettrone 2p 5 2s 2 1s 2

________________________________

10° Elettrone 2p 6 2s 2 1s 2

________________________________ 9

La tavola periodica degli elementi

3. La tavola periodica degli elementi è lo schema con cui sono ordinati gli elementi chimici sulla base del loro numero atomico (Z) e del numero di elettroni presenti negli orbitali atomici.

Idrogeno

Nome 1 Numero atomico -259 Temperatura di fusione (°C) H -253 Temperatura di ebollizione (°C) Simbolo 1312 Energia di prima ionizzazione (kJ/mol) 2,20 Elettronegatività (secondo Pauling) 1,0079 Massa atomica (u) 0,0899 Densità ±1 Numeri di ossidazione 1s1 Configurazione elettronica

Proprietà della tavola periodica

3.1. Le quattro principali proprietà periodiche degli elementi sono:

• Raggio atomico;
• Affinità elettronica;
• Elettronegatività;
• Potenziale di ionizzazione.

Raggio atomico

3.2. La più diffusa definizione di raggio atomico è:

“La misura delle dimensioni degli atomi dell’elemento”.

Tuttavia, è importante precisare che poiché gli atomi non hanno un confine netto, si può individuare il raggio atomico solo in maniera approssimativa.

Il raggio atomico decresce lungo il periodo e aumenta lungo il gruppo. [Fig. 12]

Figura 12 10

Affinità elettronica

3.3. Per affinità elettronica si intende:

“L’energia liberata o spesa dall’atomo per aggiungere un elettrone in uno stato neutro isolato in forma gassosa, per formare uno ione negativo, ovvero con carica -1”.

Più questa caratteristica dell’elemento è spontanea, più l’affinità elettronica sarà positiva.

L’unità di misura dell’affinità elettronica è il kJ/mol.

La maggior parte degli elementi della tavola periodica ha affinità elettronica negativa, quindi libera energia per acquisire un elettrone.

L’affinità elettronica negativa aumenta in un gruppo dal basso verso l’alto lungo il periodo e aumenta lungo il gruppo. [Fig. 13]

Figura 13

Elettronegatività

3.4. Una misura relativa della capacità di un atomo di attrarre elettroni L’elettronegatività è quando prende parte ad un legame chimico. (Linus Pauling).

Essa è una proprietà correlata alle tre proprietà periodiche legate agli atomi isolati.

Infatti, più l’atomo è elettronegativo, maggiore è la sua tendenza ad acquisire elettroni di legame, però:

• Più è elevato il valore del raggio atomico, meno gli elettroni degli orbitali esterni sono soggetti alla repulsione degli elettroni di valenza;
• Minore è il raggio atomico e maggiori sono il potenziale di ionizzazione e l’affinità elettronica, più l’atomo risulta elettronegativo.

Tra i vari criteri utilizzati per calcolarla, il più diffuso è quello proposto dal chimico statunitense Linus Pauling, che ha definito una scala arbitraria assegnando il valore minimo (0,7) al francio e il valore massimo (4,0) al fluoro.

Con questo metodo non è calcolabile l’elettronegatività dei gas nobili, per i quali si assume il valore 0.

L’elettronegatività aumenta dal basso verso l’alto nei gruppi e da sinistra a destra in un periodo. [Fig. 14]

Figura 14 11

Potenziale di ionizzazione

3.5. L’energia minima, espressa in kcal/mol (o Si definisce energia di ionizzazione di un atomo è: kJ/mol), necessaria per allontanare un elettrone ad un atomo in fase di gas.

+ − + . . +

L’energia di prima ionizzazione è l’energia che serve per allontanare l’elettrone più esterno o quello a minor energia tra quelli esterni e ha un valore inferiore a quello dell’energia di seconda ionizzazione (energia necessaria per allontanare il secondo elettrone) e così via.

L’energia di ionizzazione aumenta da sinistra a destra in un periodo e diminuisce dall’alto verso il basso in un gruppo. [Fig. 15]

Figura 15

Metalli e non metalli

3.6. Linea di confine

Caratteristiche metalliche

Le caratteristiche metalliche sono:

• Lucentezza;
• Malleabilità;
• Conducibilità.

Metallo Non Metallo

Il carattere metallico, lungo la tavola periodica, di