Biochimica del movimento e della prestazione

Biochimica del movimento umano

Richiami di chimica

La più piccola porzione di un elemento che conserva le sue proprietà caratteristiche è l’atomo. Quando più atomi si uniscono tra loro, formano le molecole.

Struttura dell’atomo

L’atomo è formato da un nucleo centrale e da elettroni che si muovono intorno ad esso in regioni chiamate orbitali.

Nel nucleo si trovano:

• I protoni, con carica positiva e massa pari a 1 unità di massa atomica;
• I neutroni, privi di carica e con massa simile a quella del protone.

Protoni e neutroni sono detti nucleoni.

Gli elettroni invece hanno carica negativa e una massa trascurabile.

Il numero atomico (Z) indica il numero di protoni presenti nel nucleo ed è caratteristico di ogni elemento. In un atomo neutro il numero di protoni è uguale a quello degli elettroni.

Il numero di massa (A), invece, corrisponde alla somma di protoni e neutroni (A = Z + n).

Atomi dello stesso elemento che hanno uguale numero atomico ma diverso numero di massa sono chiamati isotopi.

Ioni

Quando un atomo reagisce con un altro può verificarsi il trasferimento di uno o più elettroni. Se un atomo acquista elettroni assume carica negativa e diventa un anione; se invece perde elettroni assume carica positiva e diventa un catione. In generale, un atomo che possiede una carica elettrica prende il nome di ione.

Radioattività e decadimento radioattivo

La stabilità del nucleo atomico dipende dal numero di protoni e neutroni presenti. Quando il numero di protoni è molto elevato (in genere Z > 83), il nucleo tende a essere instabile. Gli isotopi instabili, detti radioisotopi, vanno incontro a reazioni nucleari in cui il nucleo si libera di particelle per raggiungere una condizione più stabile. Questo processo è chiamato decadimento radioattivo, mentre l’emissione di particelle o radiazioni è detta radioattività.

Elementi e tavola periodica

Un elemento è una sostanza costituita da un solo tipo di atomo, mentre i composti sono specie chimiche formate dall’unione di atomi diversi. Gli elementi sono organizzati nella tavola periodica, ordinata in base al numero atomico (Z) crescente. Gli elementi sono organizzati in:

• Periodi (righe): sono sette e indicano il livello elettronico più esterno in cui si trovano gli elettroni di valenza.
• Gruppi (colonne): riuniscono elementi che hanno una configurazione elettronica esterna simile e quindi proprietà chimiche analoghe; il numero romano corrisponde al numero di elettroni di valenza.

La periodicità degli elementi dipende da come sono disposti gli elettroni di valenza intorno al nucleo. Il livello energetico più esterno dove si trovano questi elettroni prende il nome di guscio di valenza (n).

In base alle proprietà fisiche e chimiche, gli elementi si distinguono in metalli, non metalli e semimetalli (metalloidi). I metalli, situati nella parte sinistra della tavola, sono generalmente solidi a temperatura ambiente, lucenti, buoni conduttori di calore ed elettricità, malleabili e duttili; sono spesso molto reattivi e si trovano in natura combinati con altri elementi. I non metalli, collocati a destra, possono essere solidi o gassosi, sono cattivi conduttori e non sono né malleabili né duttili; la loro reattività dipende dall’affinità elettronica. I semimetalli occupano la zona intermedia lungo la linea obliqua che separa metalli e non metalli e presentano proprietà intermedie; sono solidi a temperatura ambiente e diventano eccellenti semiconduttori quando contengono impurezze di elementi vicini.

Nella parte inferiore della tavola sono collocate due serie separate: i lantanidi, con proprietà metalliche simili tra loro, e gli attinidi, molti dei quali sono elementi artificiali, instabili e radioattivi.

Proprietà periodiche degli elementi

Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo regolare lungo la tavola periodica perché dipendono dalla configurazione elettronica. Gli elettroni di valenza risentono della carica positiva del nucleo:

• Scendendo lungo un gruppo aumenta la distanza tra nucleo ed elettroni di valenza e di conseguenza diminuisce la forza di attrazione del nucleo su di essi.
• Procedendo invece da sinistra a destra lungo un periodo aumenta la carica positiva del nucleo, mentre l’effetto schermo degli elettroni interni non cresce in modo proporzionale e per questo l’attrazione del nucleo sugli elettroni di valenza aumenta.

Il raggio atomico, cioè la distanza tra il nucleo e l’orbitale elettronico più esterno, aumenta scendendo lungo un gruppo e decresce lungo un periodo.

L’energia di ionizzazione (I) o potenziale di ionizzazione, è l’energia minima necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo neutro allo stato fondamentale, trasformandolo in un catione (ione positivo). Essa aumenta lungo un periodo, perché cresce l’attrazione del nucleo sugli elettroni, e decresce lungo un gruppo, dove l’elettrone più esterno è più lontano dal nucleo.

L’affinità elettronica è l’energia che si libera quando un atomo cattura un elettrone formando un anione; esprime quindi la tendenza di un atomo a catturare elettroni. In generale, aumenta lungo un periodo e decresce lungo un gruppo.

L’elettronegatività misura la capacità di un atomo di attrarre a sé gli elettroni coinvolti nel legame con un altro atomo. Quando due atomi formano un legame, mettono in comune degli elettroni. L'atomo più forte, e dunque più elettronegativo, cercherà di tirare quegli elettroni verso di sé, come se volesse tenerli più vicini. L’elettronegatività tiene conto dei valori dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica. L’elettronegatività aumenta lungo un periodo e decresce lungo un gruppo.

La differenza di elettronegatività tra due atomi è molto importante:

• Se la differenza è bassa, i due atomi si contendono gli elettroni quasi alla pari.
• Se la differenza è alta, l'atomo più forte ruba quasi del tutto l'attenzione degli elettroni, creando un legame sbilanciato (chiamato legame polare o ionico).

Se l’Ossigeno (O) si lega all’idrogeno (H) per fare l’acqua (H2O), l’ossigeno tirerà gli elettroni molto più forte verso di sé perché ha un valore di elettronegatività più alto (3.5 contro 2.1).

Energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività determinano la tendenza degli atomi a perdere o acquistare elettroni e quindi influenzano direttamente la loro reattività chimica.

Legami chimici

Gli atomi in natura si trovano spesso combinati tra loro e il motivo principale di quest’aggregazione risiede nella ricerca della stabilità. Un atomo isolato si trova in uno stato energetico più elevato rispetto ad un atomo legato. Attraverso la formazione di legami chimici, gli atomi riescono a raggiungere una condizione di energia minore, che corrisponde ad una maggiore stabilità complessiva del sistema. Dal punto di vista strutturale, questa stabilità viene ottenuta completando il proprio guscio di valenza, ovvero lo strato di energia più esterno.

Per raggiungere questa condizione di equilibrio, gli atomi utilizzano principalmente due meccanismi, entrambi basati sul coinvolgimento degli elettroni di valenza:

• Trasferimento di elettroni (legame ionico).
• Condivisione di elettroni (legame covalente).

Entrambi i meccanismi prevedono il coinvolgimento degli elettroni di valenza.

Gli elettroni di valenza sono gli unici a partecipare attivamente alla formazione di legami chimici. Il comportamento degli atomi è guidato dalla cosiddetta regola dell'ottetto. Secondo questo principio, un atomo è particolarmente stabile quando possiede 8 elettroni nel suo guscio di valenza. I gas nobili rappresentano il modello di massima stabilità in quanto già possiedono il guscio di valenza completo (tranne l’elio, che ne ha due). Proprio a causa di questa configurazione completa, i gas nobili mostrano una reattività molto bassa, ovvero non hanno bisogno di legarsi ad altri atomi per migliorare la propria condizione. Gli altri elementi tendono a raggiungere questa configurazione cedendo elettroni, acquistandoli oppure condividendoli con altri atomi.

Tre tipi di legami chimici

Un legame chimico è l’insieme delle forze che tengono uniti gli atomi (intramolecolari, cioè legami forti si formano fra gli atomi). Esistono tre principali tipologie di legame:

Legame ionico

Questo legame si basa su una forza di natura elettrostatica che si instaura tra gli ioni di carica opposta (cationi positivi e anioni negativi). Nei composti binari, il legame ionico si instaura tra due elementi con caratteristiche diverse (un metallo e un non metallo). Il metallo perde uno o più elettroni per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile successivo, mentre il non metallo li acquista per lo stesso motivo.

Esempio: Nel cloruro di sodio (NaCl), l'atomo di sodio (Na) cede un elettrone al cloro (Cl), permettendo a entrambi di raggiungere la configurazione stabile dei gas nobili più vicini.

Legame metallico

Questo legame riguarda esclusivamente gli atomi dei metalli, che si organizzano in una struttura rigida chiamata cristallo metallico.

• La "Nuvola" di elettroni: Gli atomi metallici mettono in comune i loro elettroni di valenza, i quali non appartengono più a un singolo atomo ma sono liberi di muoversi tra i vari nuclei positivi.
• Conducibilità: Questa libertà di movimento degli elettroni è ciò che rende i metalli ottimi conduttori di calore ed elettricità.

Legame covalente

Il legame covalente avviene tra atomi di non metalli che scelgono di mettere in condivisione una o più coppie di elettroni di valenza.

• Legame puro (omeopolare): Si forma tra due atomi uguali che hanno la stessa forza di attrazione (elettronegatività) sugli elettroni.
• Legame polare (eteropolare): Si forma tra atomi diversi con differente elettronegatività; in questo caso la coppia di elettroni è più vicina all’atomo più elettronegativo e si crea una separazione di carica, detta dipolo.

Gli elettroni impegnati nel legame covalente sono detti elettroni condivisi o di legame.

A seconda del numero di coppie condivise, il legame covalente può essere:

• Singolo: Se viene condivisa una sola coppia di elettroni.
• Doppio: Se le coppie condivise sono due.
• Triplo: Se vengono condivise tre coppie (come nella molecola di azoto).

In generale, all'aumentare del numero di legami tra due atomi, aumenta anche l'energia necessaria per spezzarli.

In alcuni casi la coppia di elettroni condivisa proviene interamente da uno solo dei due atomi: si parla allora di legame covalente dativo. L’atomo che fornisce la coppia è detto donatore, mentre l’altro è l’accettore.

L’elettronegatività come guida ai legami

Per determinare con precisione che tipo di legame si instaurerà tra due atomi, la chimica utilizza il concetto di elettronegatività. È proprio la differenza di elettronegatività tra i due atomi coinvolti a stabilire la natura del legame secondo soglie numeriche precise:

• Legame covalente puro: Si forma quando la differenza è minima o nulla (differenza di elettronegatività minore/uguale di 0,4). Gli elettroni sono condivisi equamente perché gli atomi hanno una forza di attrazione simile o identica.
• Legame covalente polare: Si forma quando la differenza è intermedia (differenza di elettronegatività compresa tra 0,4 e 1,9). Gli atomi esercitano una forza diversa e gli elettroni si spostano maggiormente verso l'atomo più elettronegativo.
• Legame ionico: Si forma quando la differenza è molto elevata (differenza di elettronegatività maggiore di 1,9). In questo caso, l'atomo più forte strappa letteralmente l'elettrone al più debole, portando alla formazione di ioni.

I legami deboli (intermolecolari)

Oltre ai legami intramolecolari, esistono anche i legami intermolecolari, detti anche legami deboli. Queste sono interazioni di natura elettrostatica che avvengono tra molecole già formate, sia della stessa specie che di specie diverse.

Sebbene richiedano molta meno energia per essere spezzati rispetto ai legami forti (covalenti, ionici o metallici), sono fondamentali perché determinano le proprietà fisiche dei composti. Sono legami intermolecolari: il legame a idrogeno, le interazioni dipolo-dipolo, le interazioni ione-dipolo e le forze di Van der Waals.

Il legame a idrogeno e le sue proprietà

Il legame a idrogeno rappresenta la più intensa tra le forze attrattive intermolecolari, sebbene risulti circa dieci volte più debole di un legame covalente. Questa interazione si stabilisce quando un atomo di idrogeno, già legato covalentemente a un elemento molto elettronegativo che possiede coppie elettroniche libere (nello specifico Azoto, Ossigeno o Fluoro), viene attratto dalla carica negativa di un atomo simile appartenente a una molecola vicina.

Questo legame è di fondamentale importanza biologica e chimica, poiché influenza drasticamente le proprietà fisiche delle sostanze che lo contengono.

Le forze di Van der Waals

Sotto la denominazione di forze di Van der Waals si raggruppano diverse interazioni di natura elettrostatica che avvengono tra molecole della stessa specie, o specie diverse, già formate. Se ne distinguono tre tipologie principali a seconda della natura delle molecole coinvolte:

• Interazione dipolo-dipolo: Si verifica tra molecole polari, dove le estremità cariche oppostamente si attraggono stabilmente.
• Forze di dispersione (o di London): Avvengono tra molecole apolari. In questo caso, il movimento degli elettroni può portare ad una casuale distribuzione asimmetrica della carica. Si forma così un dipolo istantaneo che a sua volta crea un dipolo indotto.
• Interazione dipolo-dipolo indotto: Avviene quando una molecola polare si avvicina a una apolare, provocando in quest'ultima una separazione di carica per effetto induttivo.

Energia e forza del legame

La stabilità di un legame chimico è direttamente misurabile attraverso la sua energia di legame, ovvero la quantità di energia necessaria per allontanare particelle legate tra loro o per rompere una molecola allo stato gassoso (energia di dissociazione).

Dall'analisi delle energie si nota una netta gerarchia di forza tra i legami:

• I legami forti (covalente, ionico e metallico) richiedono energie molto elevate per essere spezzati.
• I legami deboli (intermolecolari) presentano valori molto più bassi; tra questi, il legame a idrogeno è significativamente più forte delle forze di Van der Waals.

L’acqua

L’acqua è la sostanza più abbondante negli esseri viventi. Una molecola d’acqua è formata da due atomi di idrogeno legati a un atomo di ossigeno tramite legame covalente. Tuttavia, questi legami non sono perfettamente simmetrici: l’ossigeno è più elettronegativo e attira maggiormente verso di sé gli elettroni condivisi. Di conseguenza, la distribuzione della carica non è uniforme: l’atomo di ossigeno presenta una parziale carica negativa, mentre ciascun atomo di idrogeno possiede una parziale carica positiva. Per questo la molecola d’acqua è polare.

La molecola d'acqua ha una struttura a tetraedro non regolare. Al centro si trova l'ossigeno e ai vertici i due idrogeni con due doppietti elettronici liberi; questa geometria asimmetrica genera un dipolo permanente. La polarità delle molecole d'acqua permette loro di attrarsi reciprocamente attraverso il legame a idrogeno. Questo legame si forma tra l’idrogeno di una molecola, già legato covalentemente all’ossigeno, e l’ossigeno di una molecola vicina. Sebbene questi legami siano relativamente deboli rispetto ai legami covalenti, l’elevato numero di legami a idrogeno presenti nell’acqua liquida determina molte delle sue proprietà fisiche.

L'acqua come "Solvente universale"

L'acqua viene definita solvente universale per la sua straordinaria capacità di sciogliere una vastissima gamma di sostanze e in quantità superiori rispetto a qualsiasi altro solvente. Questa capacità è dovuta al suo carattere polare, che la rende un ambiente ideale per interagire con materiali idrofili, come i composti ionici e le altre molecole polari.

Interazione tra acqua e soluti polari

L'acqua è in grado di solubilizzare le sostanze polari e i composti ionici (come il sale K Cl) grazie alla sua capacità di indebolire le forze di attrazione tra ioni con cariche opposte. Quando un sale viene immerso in acqua, le molecole di solvente orientano i propri dipoli verso gli ioni: l'ossigeno (negativo) attrae i cationi positivi come K+, mentre l'idrogeno (positivo) attrae gli anioni negativi come Cl-. Questo processo crea un guscio di idratazione attorno agli ioni che li scherma, impedendo loro di ricongiungersi e mantenendoli separati in soluzione.

Oltre agli ioni, l'acqua scioglie facilmente anche molecole neutre ma polari, come gli zuccheri, le aldeidi e i chetoni. Questo avviene perché tali molecole contengono gruppi funzionali (come i gruppi -OH o -NH) capaci di formare nuovi legami a idrogeno con le molecole d'acqua, facilitando la loro dispersione nel solvente.

Sostanze idrofobiche ed effetto idrofobico

Le sostanze non polari sono praticamente insolubili in acqua e vengono definite idrofobiche. Quando una sostanza idrofobica viene aggiunta all'acqua, non avviene alcuna interazione favorevole; al contrario, le molecole d'acqua tendono a escludere quest