Riassunto esame Biochimica

Chimica

Chimica è la scienza che studia la natura, la composizione e la trasformazione degli elementi che costituiscono la materia.

Materia

Materia: Tutto ciò che ha una massa (m) ed occupa volume (v).

Massa

Massa: Grandezza fisica fondamentale corrispondente alla resistenza opposta da un corpo all’accelerazione (unità di misura nel SI: kg). È una proprietà intrinseca di un corpo, il peso dipende dalla presenza di un campo gravitazionale, essendo dato da m*a (con a = accelerazione di gravità).

Unità di misura

Le grandezze che caratterizzano un sistema devono essere misurate mediante il confronto con le unità di misura, grandezze campione di riferimento definite da convenzioni internazionali.

Grandezze fisiche e unità di misura

Le unità di misura utilizzate in biochimica sono quelle appartenenti al sistema internazionale (SI):

Unità di misura derivate

Le unità di misura derivano da queste sette grandezze fondamentali:

Un volume di 1L corrisponde a un cubo con il lato di 10cm, 1mL corrisponde a un cubo con il lato di 1cm (per questo 1mL viene spesso denominato cm³ o cc). Un atomo ha dimensioni inferiori al nm: per questo esiste un’unità di misura apposita, l’Ångström (Å), che è pari a 1/10 di nm (10^-10 m). Una molecola ha dimensioni nell’ordine dei nm (ad esempio il glucosio è circa 1nm e l’emoglobina è circa 10nm). Una cellula si aggira intorno ai 10μm.

Sistemi omogenei ed eterogenei

Sistema omogeneo: in cui ogni parte è accomunata dalle stesse proprietà chimiche e fisiche, ad esempio una sostanza monofasica o una soluzione.

Sistema eterogeneo: in cui si distinguono più fasi, ad esempio acqua e olio.

Trasformazioni della materia

La materia può andare incontro a trasformazioni fisiche (ad esempio variazioni di volume in seguito a variazioni di temperatura) e chimiche (ad esempio variazioni di composizione in seguito a combustione o digestione).

La materia può essere costituita da sostanze pure o da miscele.

Sostanza pura e miscela

• Sostanza pura: porzione di materia con composizione definita e costante. Può essere costituita da:
  • Un solo elemento (si tratta quindi di una sostanza semplice, costituita da unità tutte uguali, che non può essere scomposta chimicamente in sostanze più semplici).
  • Un composto (combinazione di più elementi. I composti possono essere ionici, ad esempio il cloruro di sodio, o molecolari, ad esempio l’acqua).
• Miscela: insieme di due o più sostanze pure che non reagiscono tra loro. Se è omogenea si parla di soluzione, se è eterogenea si parla di miscuglio.

Proprietà della materia

Proprietà fisiche

Non dipendono dalla composizione.

• Proprietà intensive (non dipendono dalle dimensioni del campione): Densità e Temperatura
• Proprietà estensive (dipendono dalle dimensioni del campione): Peso, Volume, Calore

Proprietà chimiche

Dipendono dalla composizione.

• Composizione in sostanze: Rapporto fra sostanze Reattività

Le trasformazioni fisiche

Sono reversibili, possono tornare allo stato iniziale trovando la sostanza immodificata.

Le trasformazioni chimiche

Comportano un cambiamento nella composizione elementare della materia, si pensi ad esempio alla combustione della benzina o alla digestione degli alimenti: in entrambi i casi, le sostanze iniziali si trasformano irreversibilmente in altre.

Atomi

Sono unità semplici di cui sono costituiti gli elementi, che ne conservano le proprietà. Si compongono di:

• Protoni (+1) e neutroni, che formano il nucleo e determinano la gran parte della massa dell’atomo
• Elettroni (-1), che orbitano nello spazio attorno al nucleo

Gli elementi sono caratterizzati da:

• Numero atomico (Z): numero di protoni
• Numero di massa (A): somma di protoni e neutroni

Possiamo inoltre distinguere:

• Isotopi: elementi aventi lo stesso Z ma un diverso A
• Ioni: atomi con diverso numero di protoni ed elettroni

Ogni elemento è rappresentato da una sigla accompagnata generalmente da un numero in alto a sinistra, corrispondente al suo A per distinguere tra eventuali isotopi.

• ¹²C = isotopo prevalente del carbonio (6 protoni e 6 neutroni)
• ¹⁴C = isotopo meno abbondante del carbonio (6 protoni e 8 neutroni)
• ¹H = prozio, isotopo prevalente dell’idrogeno (1 protone)
• ²H = deuterio, isotopo stabile dell’idrogeno (1 protone e 1 neutrone). Costituente della cosiddetta “acqua pesante”
• ³H = trizio, isotopo radioattivo dell’idrogeno (1 protone e 2 neutroni)

Unità di massa atomica

(u o uma): è pari a 1/12 della massa del ¹²C ed è stata introdotta per esprimere la massa degli elementi, essendo la massa di un protone (1.673*10^-24 g) un valore molto scomodo. Così la massa atomica di ogni elemento è approssimativamente pari a un numero di uma corrispondente al numero di massa (es. C = 12.01u; H = 1.008u; N = 14.01u). Tali masse atomiche derivano dalla media pesata delle masse atomiche dei vari isotopi naturali, che tiene conto della loro abbondanza percentuale.

Elettroni

Il loro contributo alla massa atomica è irrisorio: massa del protone = 1.007276 u; massa del neutrone = 1.008665 u; massa dell’elettrone = 0.0005485799 u, sono fondamentali per definire le proprietà chimiche di un certo elemento. Infatti rappresentano il livello dell’atomo “accessibile” alle trasformazioni chimiche.

Definizione dell’atomo secondo Niels Bohr

Gli elettroni si muovono attorno al nucleo su orbite fisse caratterizzate da un preciso livello energetico (energia quantizzata).

Teoria atomica moderna

La teoria atomica moderna si fonda su alcuni princìpi:

1. Gli elettroni sono così piccoli da avere una duplice natura: possiedono le proprietà delle particelle ma anche quelle delle onde elettromagnetiche (Louis de Broglie).
2. Non è possibile determinare con la stessa precisione la posizione e la velocità di un elettrone (principio di indeterminazione di Heisenberg).
3. È possibile definire delle regioni dello spazio (orbitali) caratterizzate da livelli energetici discreti (quantizzati) nelle quali è massima la probabilità di trovare un elettrone (Erwin Schrodinger).

Disposizione degli elettroni attorno al nucleo

Gli elettroni occupano regioni di spazio attorno al nucleo, dette orbitali. Gli orbitali, rappresentano la distribuzione della probabilità di trovare un elettrone intorno al nucleo, sono caratterizzati da un preciso valore di energia. Sono caratterizzati da 4 numeri quantici:

• Numero quantico principale, n: ha valori pari a 1, 2, 3…, e descrive l’energia di un elettrone.
• Numero quantico azimutale, l: è compreso tra 0 e (n-1), è il sottolivello energetico e descrive il momento angolare orbitale di ciascun elettrone.
• Numero quantico magnetico, m: è compreso tra –l e +l e descrive il momento magnetico di un elettrone.
• Numero quantico di spin, s: è pari a -1/2 o +1/2 e descrive il senso di rotazione di un elettrone attorno al proprio asse.

Esistono orbitali di tipo diverso che si organizzano in strati o livelli. Fra i diversi livelli è particolarmente importante quello più esterno, detto anche “di valenza”.

Principio di esclusione di Pauli

In un atomo non possono esistere due elettroni con gli stessi quattro numeri quantici. Regole di riempimento degli orbitali (Aufbau): gli elettroni occupano sempre l’orbitale disponibile a più basso livello energetico.

Regola di Hund

Se esistono orbitali con lo stesso livello energetico (ovvero uguali n e l), gli elettroni si disporranno ad occuparne il maggior numero possibile, assumendo spin parallelo. In ogni orbitale potranno trovarsi al massimo 2 elettroni con numero di spin opposto. Quindi avremo i seguenti casi:

• n = 1: l = 0 e m = 0 un solo orbitale 1s, identificabile con una regione sferica con al centro il nucleo, contenente al massimo 2 elettroni.
• n = 2: l = 0 e m = 0 1 orbitale 2s (2 e-) l = 1 e m = -1, 0, +1 3 orbitali p (6 e-) Il II livello energetico contiene al massimo 8 elettroni.
• n = 3: l = 0 e m = 0 1 orbitale 3s (2 e-) l = 1 e m = -1, 0, +1 3 orbitali p (6e-) l = 2 e m = -2, -1, 0, +1, +2 5 orbitali d (10 e-) Il III livello energetico contiene al massimo 18 elettroni.

In termini di energia crescente abbiamo: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p…

Geometria degli orbitali

1S 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f … 6s 6p 6d …

Ad esempio configurazione dello ²¹Sc: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹

Configurazione elettronica a ottetto

Gli elementi i cui elettroni riempiono completamente gli orbitali dello strato più esterno sono particolarmente stabili e quindi in una condizione energeticamente favorevole. Il riempimento avviene seguendo la cosiddetta configurazione elettronica a ottetto (configurazione elettronica di 8 e- negli orbitali s e p più esterni, cioè nel livello di valenza. Conferisce particolare stabilità elettronica) ad esempio i “gas nobili”.

La reattività chimica di un elemento è stabilita dalla sua configurazione elettronica esterna (ovvero numero e disposizione di e- negli orbitali più “accessibili”).

Esempio di configurazione elettronica

Ad esempio, il sodio (Na) possiede 11 e- con la seguente configurazione: 1s², 2s², 2p⁶, 3s¹ (3s¹ è la sua configurazione esterna). Seguendo la regola dell’ottetto il Na perderà l’elettrone nell’orbitale 3s¹. Il potassio (K) ha 19 elettroni così distribuiti: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s¹. Si comporterà quindi come i suoi simili.