Chimica e propedeutica biochimica

CHIMICA

Introduzione alla Chimica

La chimica è la scienza che studia la materia, la sua composizione, le trasformazioni che essa

può subire e i relativi scambi energetici. La materia può trovarsi in diversi stati fisici principali:

solido, liquido e gassoso. Nei gas le particelle sono molto distanti tra loro e interagiscono

debolmente, risultando libere di muoversi e occupando tutto il volume disponibile. Nei liquidi

le particelle sono più vicine, interagiscono maggiormente ma non occupano posizioni fisse: il

liquido possiede quindi volume proprio ma non forma propria. Nei solidi invece le particelle

sono disposte in posizioni fisse con legami forti, il che conferisce forma e volume propri.

Esistono anche stati particolari come il plasma, cioè un gas ionizzato presente ad esempio

nelle stelle, e i condensati di Bose-Einstein, ottenuti a temperature prossime allo zero

assoluto.

I passaggi di stato sono trasformazioni fisiche, non chimiche, poiché la sostanza non cambia

composizione ma solo disposizione delle particelle. La condensazione porta da gas a liquido,

la solidificazione da liquido a solido, la fusione da solido a liquido, l’evaporazione o

ebollizione da liquido a gas, la sublimazione da solido a gas e il brinamento (o deposizione) da

gas a solido. Durante questi processi l’energia cinetica delle particelle varia: aumenta con la

temperatura e con il passaggio verso stati meno ordinati, ovvero da solido a liquido a gas.

Le proprietà della materia si distinguono in intensive, che non dipendono dalla quantità di

materia (come densità, temperatura e colore), ed estensive, che invece dipendono dalla

quantità (come massa, volume ed energia). Le trasformazioni della materia possono essere

fisiche, cioè reversibili e limitate all’aspetto esteriore, come i passaggi di stato, oppure

chimiche, cioè irreversibili, che portano alla formazione di nuove sostanze attraverso la

rottura e formazione di legami chimici.

Le grandezze fisiche si misurano secondo il Sistema Internazionale (SI). Le grandezze

fondamentali sono: lunghezza (metro, m), massa (chilogrammo, kg), tempo (secondo, s),

temperatura (kelvin, K), corrente elettrica (ampere, A), intensità luminosa (candela, cd) e

quantità di sostanza (mole, mol). Le grandezze derivate comprendono frequenza (hertz, Hz),

forza (newton, N), pressione (pascal, Pa), energia (joule, J), potenziale elettrico (volt, V),

volume (m³) e molte altre come viscosità e volume molare. Gli strumenti di misura si

caratterizzano per portata (quantità massima misurabile), sensibilità (quantità minima

rilevabile), prontezza (rapidità nel fornire il risultato), accuratezza (vicinanza al valore reale) e

precisione (capacità di ripetere la misura con scarti minimi).

Le scale termometriche più comuni sono quella Celsius, in cui 0 °C corrisponde al punto di

congelamento dell’acqua e 100 °C al punto di ebollizione a pressione atmosferica, la scala

Kelvin, assoluta, in cui 0 K rappresenta lo zero assoluto e in cui 0 °C equivale a 273,15 K, e la

scala Fahrenheit, usata nei paesi anglosassoni. Le conversioni sono: °C = (°F – 32) × 5/9 e °F =

°C × 9/5 + 32.

La materia può essere classificata in sostanze pure e miscele. Le sostanze pure hanno

composizione costante e possono essere elementi, formati da atomi uguali come O₂ o Fe,

oppure composti, costituiti da più elementi combinati in proporzioni fisse, che possono

essere ionici come NaCl o molecolari come H₂O. Le miscele hanno composizione variabile e

possono essere omogenee, cioè uniformi in ogni punto come le soluzioni, o eterogenee,

distinguibili a occhio nudo o al microscopio come la sabbia in acqua. Per separare le miscele

si usano vari metodi: filtrazione, distillazione, cromatografia, centrifugazione ed estrazione

con solvente.

Le leggi ponderali fondamentali sono la legge di conservazione della massa formulata da

Lavoisier nel 1785, secondo cui in una reazione chimica la massa dei reagenti è uguale a

quella dei prodotti, la legge delle proporzioni definite enunciata da Proust nel 1799, secondo

cui in un composto gli elementi si combinano sempre secondo proporzioni in massa costanti,

e la legge delle proporzioni multiple di Dalton, che afferma che quando due elementi si

combinano in modi diversi i rapporti tra le masse sono multipli semplici.

Dalton formulò la prima teoria atomica moderna (1803-1808) sostenendo che la materia è

costituita da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi, che gli atomi dello stesso

elemento sono identici, che atomi di elementi diversi si distinguono per massa e proprietà,

che gli atomi si combinano in rapporti numerici semplici per formare composti e che in una

reazione chimica gli atomi si riordinano ma non si creano né si distruggono. A questa teoria si

affiancano le leggi sui gas: Gay-Lussac osservò che i volumi dei gas reagenti e prodotti,

misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, sono in rapporti numerici

semplici, mentre Avogadro nel 1811 affermò che volumi uguali di gas alle stesse condizioni

contengono lo stesso numero di molecole.

La scoperta dell’elettrone avvenne grazie agli esperimenti con i tubi di Crookes, in cui si

osservò che un fascio di particelle si propagava dal catodo (polo negativo) verso l’anodo (polo

positivo). Questi raggi, detti catodici, furono identificati come un flusso di particelle cariche

negativamente: gli elettroni. Thomson nel 1897 propose quindi il suo modello atomico, detto

a panettone o plum pudding, in cui l’atomo era immaginato come una sfera di carica positiva

in cui erano immersi gli elettroni come “uvette”. Questo modello però non spiegava la stabilità

delle cariche né gli spettri atomici.

Goldstein nel 1886 osservò che, usando tubi a raggi catodici perforati, si formavano fasci di

particelle che si muovevano in direzione opposta ai raggi catodici, dall’anodo verso il catodo.

Questi raggi canale o raggi anodici erano composti da particelle positive, e quella più leggera,

osservata con gas idrogeno, corrispondeva al protone. Nel frattempo la scoperta della

radioattività da parte di Becquerel e dei coniugi Curie mostrò che alcuni elementi emettono

spontaneamente radiazioni separabili in particelle alfa (nuclei di elio ⁴₂He²⁺ formati da due

protoni e due neutroni), particelle beta (elettroni o positroni emessi dal nucleo) e raggi gamma

(radiazioni elettromagnetiche ad altissima energia).

Nel 1911 Rutherford bombardò una sottile lamina d’oro con particelle alfa. La maggior parte

passava senza deviazione, alcune venivano deviate ad angoli significativi e una minima parte

rimbalzava indietro. Ciò dimostrò che la carica positiva e quasi tutta la massa dell’atomo

erano concentrate in un piccolissimo volume centrale, il nucleo. Rutherford propose così un

modello planetario con nucleo centrale formato da protoni (e successivamente neutroni) ed

elettroni orbitanti. Tuttavia il modello risultava instabile, poiché secondo l’elettromagnetismo

classico gli elettroni in moto accelerato dovrebbero emettere energia e cadere nel nucleo. La

scoperta del neutrone avvenne nel 1932 ad opera di James Chadwick, che individuò una

particella priva di carica elettrica e con massa simile a quella del protone. Proton e neutroni

costituiscono i nucleoni, che sono tenuti insieme dalla forza nucleare forte, potentissima ma

a cortissimo raggio, capace di vincere la repulsione elettrostatica tra protoni.

Ogni atomo è caratterizzato da due numeri: il numero atomico Z, che indica i protoni nel

nucleo e coincide con gli elettroni in un atomo neutro, e il numero di massa A, che indica il

numero totale di nucleoni. Il numero di neutroni è quindi dato da A – Z. Gli isotopi hanno

stesso Z ma diverso A, gli isobari stesso A ma diverso Z, e gli isotoni stesso numero di neutroni

ma differente Z.

Per misurare la massa atomica si usa l’unità di massa atomica (u o uma), definita come 1/12

della massa di un atomo di carbonio-12, pari a 1,6606 × 10⁻²⁴ g. La massa atomica relativa è il

rapporto tra la massa media di un atomo, considerando isotopi e abbondanza naturale, e

l’unità di massa atomica. La massa molecolare è la somma delle masse atomiche relative

degli atomi presenti in una molecola. Una mole contiene 6,022 × 10²³ particelle, secondo il

numero di Avogadro. La massa molare è la massa in grammi di una mole di sostanza,

numericamente uguale alla massa molecolare. Le formule fondamentali sono m = n × M,

dove m è la massa del campione, n il numero di moli e M la massa molare, e n = N/NA, dove N

è il numero di particelle e NA il numero di Avogadro.

Spettroscopia

La spettroscopia studia la luce e in generale le radiazioni elettromagnetiche che

interagiscono con la materia. Quando un fascio di luce bianca passa attraverso un gas, non

tutti i colori arrivano dall’altra parte: alcune frequenze vengono assorbite dagli atomi del gas,

creando uno spettro di assorbimento, cioè uno spettro continuo con linee scure. Al contrario,

quando un gas eccitato emette energia, produce uno spettro di emissione, cioè una serie di

linee luminose su sfondo nero. Ogni elemento ha il proprio “codice a barre” di linee, che lo

rende riconoscibile, ed è grazie a questo che possiamo sapere, ad esempio, di quali elementi

sono fatte le stelle. Un caso fondamentale è l’idrogeno: se eccitato non emette luce continua,

ma solo a frequenze ben precise. Questo fu un indizio decisivo che gli elettroni potevano

trovarsi solo in determinati livelli energetici e non ovunque.

Dalla luce alla meccanica quantistica

Gli studi sulla radiazione emessa dai corpi caldi portarono a capire che più aumenta la

temperatura, più il colore della radiazione si sposta verso il blu: le stelle più calde appaiono

blu, quelle più fredde rosse. Per spiegare fenomeni come questo e lo spettro dell’idrogeno,

Bohr propose il suo modello atomico: gli elettroni si muovono intorno al nucleo in orbite

stabili e quantizzate. Quando un elettrone passa a un’orbita più esterna assorbe energia,

quando ritorna ne emette sotto forma di luce. Questo modello spiegava l’idrogeno, ma non gli

atomi più complessi.

Una conferma dell’esistenza dei quanti arrivò con l’effetto fotoelettrico: se un metallo viene

colpito da radiazione con sufficiente energia, emette elettroni. Qui non conta l’intensità della

luce, ma solo se la frequenza supera una certa soglia. Questo fenomeno dimostrò che la luce

si comporta come particelle, i fotoni. Poco dopo, de Broglie propose il contrario: se la luce

può avere natura corpuscolare, allora anche gli elettroni possono avere natura ondulatoria.

Questa visione portò alla nascita della meccanica quantistica. Heisenberg formulò il

principio di indeterminazione, secondo cui non possiamo conoscere esattamente e

contemporaneamente posizione e velocità di un elettrone. Schrödinger introdusse l’idea di

descrivere gli elettroni come funzioni d’onda, che non rappresentano traiettorie ma zone di

probabilità, cioè regioni nello spazio in cui è più probabile trovarli.

Orbitali e configurazioni elettroniche

Gli orbitali sono le zone di spazio intorno al nucleo in cui è più alta la probabilità di trovare un

elettrone. Possono avere forme diverse: gli orbitali s sono sferici, i p hanno forma di manubrio,

i d e gli f sono più complessi. Oltre al numero quantico principale che indica il livello

energetico, ogni orbitale è caratterizzato da altri numeri: quello azimutale (che definisce la

forma), quello magnetico (che definisce l’orientamento nello spazio) e lo spin, che indica la

rotazione intrinseca dell’elettrone.

Il riempimento degli orbitali segue alcune regole fondamentali. Il principio di minima energia

stabilisce che gli elettroni occupano prima gli orbitali a energia più bassa. Il principio di

esclusione di Pauli dice che in uno stesso orbitale possono stare al massimo due elettroni,

purché con spin opposto. La regola di Hund aggiunge che gli elettroni tendono a occupare

orbitali dello stesso tipo da soli, con spin parallelo, prima di accoppiarsi: questo massimizza

la stabilità dell’atomo.

Tavola periodica

La disposizione degli elementi nella tavola periodica riflette proprio la loro configurazione

elettronica. Le righe orizzontali, chiamate periodi, indicano il numero di livelli energetici

occupati dagli elettroni, mentre le colonne verticali, i gruppi, raccolgono elementi con

proprietà simili perché hanno lo stesso numero di elettroni esterni. Gli elementi sono

suddivisi in blocchi a seconda dell’orbitale che si sta riempiendo: blocco s (metalli alcalini e

alcalino-terrosi), blocco p (non metalli, semimetalli e alcuni metalli), blocco d (metalli di

transizione) e blocco f (lantanidi e attinidi).

Proprietà periodiche

Le proprietà chimico-fisiche degli elementi cambiano in modo regolare lungo la tavola. Il

raggio atomico aumenta scendendo in un gruppo perché aumentano i livelli elettronici,

mentre diminuisce andando da sinistra a destra perché il nucleo più carico attrae meglio gli

elettroni. Il carattere metallico cresce scendendo e andando verso sinistra, mentre quello non

metallico aumenta salendo e spostandosi a destra. L’energia di ionizzazione, cioè l’energia

necessaria a strappare un elettrone, aumenta da sinistra a destra e diminuisce dall’alto verso

il basso. L’affinità elettronica, che misura la tendenza ad acquisire elettroni, è molto elevata

negli alogeni, che sono infatti forti ossidanti. Anche gli ossidi cambiano comportamento:

quelli dei metalli sono basici, quelli dei non metalli sono acidi.

Elementi della vita

La chimica degli organismi viventi si basa su pochi elementi fondamentali, che si trovano

nella tavola periodica in posizioni ben precise. I principali sono ossigeno, carbonio, idrogeno e

azoto, che costituiscono la maggior parte della materia vivente. Altri elementi importanti sono

fosforo, zolfo, calcio, potassio, sodio, cloro e magnesio. Questi elementi, grazie alle loro

proprietà elettroniche e ai legami che possono formare, sono alla base di tutte le molecole

biologiche come zuccheri, proteine, lipidi e acidi nucleici.

Risonanza Magnetica

La risonanza magnetica nucleare (RMN) è una tecnica di diagnostica per immagini che sfrutta

il comportamento dei nuclei atomici, in particolare quelli di idrogeno, quando sono immersi

in un forte campo magnetico e sottoposti a radiofrequenze. L’idrogeno è molto importante

perché è l’elemento più abbondante nel corpo umano, essendo presente nell’acqua e nei

tessuti biologici. I protoni dei nuclei di idrogeno si comportano come piccoli magneti: se

vengono “eccitati” da un’onda radio, emettono un segnale che può essere rilevato e

trasformato in immagine.

Le immagini ottenute possono essere diverse a seconda del tipo di sequenza usata. Nelle

immagini T1, i tessuti adiposi e quelli normali appaiono particolarmente visibili, e per questo

sono utili per distinguere la struttura anatomica. Le immagini T2, invece, sono molto sensibili

alla presenza di acqua e di liquidi: sono quindi particolarmente utili per individuare edemi,

infezioni, traumi o tumori, perché queste condizioni comportano un aumento del contenuto

fluido nei tessuti. In questo modo la risonanza magnetica non si limita a “fotografare” l’interno

del corpo, ma riesce anche a mettere in evidenza processi patologici in corso.

Energia nucleare e difetto di massa

Ogni nucleo atomico è formato da protoni e neutroni, tenuti insieme da forze nucleari

fortissime. Se si somma la massa dei singoli nucleoni isolati (protoni e neutroni) e la si

confronta con la massa del nucleo effettivamente misurata, si scopre che il nucleo pesa

meno di quanto ci si aspetterebbe. Questa differenza prende il nome di difetto di massa.

Il difetto di massa corrisponde all’energia di legame che tiene uniti i nucleoni nel nucleo. Più

forte è il legame, maggiore sarà il difetto di massa, perché una parte della massa dei nucleoni

viene convertita in energia. Questa relazione è descritta dalla celebre equazione di Einstein,

che mostra come massa ed energia siano due facce della stessa realtà. È proprio questa

energia di legame a spiegare fenomeni come la fusione nucleare nelle stelle: l’idrogeno,

fondendosi, forma nuclei più stabili di elio, liberando enormi quantità di energia che

alimentano il Sole e le altre stelle.

Decadimento radioattivo

Non tutti i nuclei atomici sono stabili. Alcuni presentano un eccesso di protoni o neutroni,

oppure sono troppo grandi per restare coesi a lungo. Questi nuclei instabili sono detti

radionuclidi, e col tempo tendono a trasformarsi in nuclei più stabili attraverso il decadimento

radioattivo, rilasciando energia sotto forma di radiazioni.

Nei nuclei molto pesanti, con numero atomico superiore a 83, è frequente il decadimento

alfa, durante il quale il nucleo emette una particella composta da due protoni e due neutroni,

cioè un nucleo di elio. Questo processo riduce la massa del nucleo, rendendolo più stabile.

Quando invece un nucleo ha troppi neutroni, avviene un decadimento beta meno: un

neutrone si trasforma in protone, emettendo un elettrone ad alta energia e una particella

chiamata antineutrino. Se invece ci sono troppi protoni, può avvenire il decadimento beta più,

in cui un protone si trasforma in neutrone con l’emissione di un positrone (cioè l’equivalente

positivo dell’elettrone) e un neutrino.

Oltre a questi, esistono altri tipi di trasformazioni: la cattura elettronica, in cui il nucleo

cattura un elettrone orbitale trasformando un protone in neutrone; la cattura neutronica, in

cui un nucleo assorbe un neutrone, diventando più pesante e spesso instabile; l’emissione