Appunti Biochimica I - Scienze Motorie

ORBITALE ELETTRONICO

contiene massimo 2

definito da 4 numeri elettroni con numero di

quantici spin differente

LEGAMI CHIMICI

Atomi solitamente legati ad altri

NO entità isolate

ELEMENTI COMPOSTI

Atomi tutti uguali costituti da 2 o più atomi

chimicamente diversi tra loro

tenuti insieme da

Atomi si organizzano in gruppi legami

discreti (MOLECOLE) numero dei

FORMULA MOLECOLARE singoli atomi

FORMULA DI STRUTTURA modalità di

legame

LEGAME COVALENTE

- È formato da una coppia di elettroni del livello esterno

(elettroni di valenza)

- Questa coppia è condivisa fra due atomi

- Può essere singolo, doppio o triplo

- Gli elettroni condivisi sono attratti dai nuclei degli atomi

- Questa forza attrattiva è dovuta all'elettronegatività

- L'elettronegatività è responsabile della formazione del

legame

- La differenza di elettronegatività tra i due atomi coinvolti

fornisce un'indicazione sulla natura del legame che si formerà Ionico:

Eteropolare:

Omopolare (puro): - Δelettronegativitа > 1.9

- Δelettronegativitа < 1.9

- Δelettronegativitа = 0 - Si forma tra atomi con una

- Si forma tra atomi con una piccola

- Si forma tra atomi con la stessa grande differenza di

differenza di elettronegatività

elettronegatività elettronegatività

- Elettroni più da una parte

- Elettroni equamente distribuiti - Elettroni completamente a uno

dei due atomi

POLARITÀ delle MOLECOLE

Correlata alla simmetria della nube elettronica di

legame e alla geometria molecolare

Legame covalente polare,

Legame covalente polare, molecola dipolare (es. H₂O):

molecola non polare (es. CO₂): - Geometria tetraedrica

- Molecola lineare - Risulta in un dipolo

- Legami C-O polari - Molecola polare

- I dipoli alle estremità si neutralizzano

- Risultato: molecola non polare

LEGAMI INTRAMOLECOLARI

• Energia chimica:

- La formazione e la scissione dei legami coinvolge sempre una certa

quantità di energia chimica

- L'energia chimica è direttamente associata alla forza dei legami

coinvolti

• Processo di formazione del legame:

- Quando gli atomi si legano, viene rilasciata energia all'esterno

- Il sistema risultante ha un minor contenuto energetico ed è più

stabile

• Processo di rottura del legame:

- È un processo endoergonico

- Richiede disponibilità di energia per rompere il legame

• Energia di legame covalente:

- È l'energia necessaria per allontanare gli atomi a una distanza

infinita

• Tipi di legami:

- Possono essere singoli, doppi o tripli

- L'energia cresce dal legame singolo al triplo

• Carbonio:

- Può formare 4 legami covalenti nei composti organici

- I legami possono essere singoli, doppi o tripli

- Le geometrie molecolari variano (tetraedrica/planare)

LEGAMI CHIMICI

importanti

proteine

- nelle

LEGAME IDROGENO

Interazione elettrostatica tra: Accettore

Donatore atomo con carica parzialmente

atomo di H legato covalentemente negativa (solitamente azoto e

ad un elemento molto ossigeno)

elettronegativo Legame

Covalente Legame

Idrogeno

Struttura molecolare dell'acqua:

- Le molecole si uniscono labilmente tra loro

- Formano un reticolo di legami idrogeno estremamente

coeso

Proprietà dell'acqua:

Natura coesiva giustifica molte proprietà insolite:

- Alta tensione superficiale

- Alto calore specifico

- Alto calore di evaporazione

Struttura elettronica dell'ossigeno nell'acqua:

- 6 elettroni nell'orbitale esterno

- 2 elettroni coinvolti in legami covalenti con l'idrogeno

- 4 elettroni formano doppietti liberi

Ruolo dei doppietti liberi:

- Sono eccellenti donatori di legami idrogeno

Caratteristica unica della molecola d'acqua:

Ogni molecola è simultaneamente:

- Donatore di legame idrogeno

- Accettore di legame idrogeno

INTERAZIONI ELETTROSTATICHE

Interazione fra due atomi o gruppi chimici

elettricamente carichi (attrazione vs repulsione)

esempio, tra due ioni o tra uno ione e un dipolo

INTERAZIONI DI VAN DER WAALS

Interazioni deboli che avvengono tra tutte le molecole

• Tipi di forze:

1. Dipolo permanente - dipolo permanente:

- Forza attrattiva o repulsiva

2. Dipolo permanente - dipolo indotto:

- Forza attrattiva

3. Dipolo indotto istantaneo - dipolo indotto istantaneo:

- Forza attrattiva

Forze deboli tra molecole non polari

Interazione tra una molecola polare e una non polare - Chiamate "forze di dispersione di London" dal fisico

• Processo: che le ha studiate

- Una molecola polare si avvicina a una non polare

- Induce un dipolo elettrico di minore intensità nella • Meccanismo:

molecola non polare - Gli elettroni in movimento attorno al nucleo creano

- Il dipolo indotto perdura finché le due molecole restano dipoli istantanei

vicine - Questi dipoli inducono dipoli istantanei su molecole

vicine

• Caratteristiche dell'intensità:

- Proporzionale al dipolo che induce polarizzazione • Caratteristiche:

- Dipende dalla polarizzabilità della seconda molecola - Sono forze estremamente deboli

- La polarizzabilità cresce con la superficie della molecola - La loro somma genera una risultante che tiene insieme

molecole non polari

• Durata: - L'intensità è proporzionale alla superficie delle molecole

-L'interazione persiste finché le molecole rimangono vicine interagenti

INTERAZIONI IDROFOFICHE

Non si tratta di interazione tra le

molecole idrofobiche ma di

repulsione nei confronti delle

molecole polari

REAZIONI CHIMICHE

Definizione:

- Trasformazione della materia in cui le sostanze cambiano

composizione

- Non provocano un cambiamento di natura della materia

- Non influenzano i costituenti fondamentali (gli atomi)

- Modificano solo la maniera in cui gli atomi sono aggregati in molecole

Processo:

- Scomposizione dei reagenti (rottura dei legami)

- Riaggregazione degli atomi

- Formazione di nuovi composti (prodotti)

Rappresentazione:

- Equazioni chimiche: A + B C + D

→ Tipi di reazioni:

Tipi di reazioni: 1. Senza trasferimento di elettroni:

- Decomposizione: un reagente più prodotti

→ - Trasformazioni chimiche di scambio

Esempio: NH₄Cl NH₃ + HCl

→ - Variazione di legami chimici

- Sintesi: più reagenti un prodotto

→ 2. Con trasferimento di elettroni:

Esempio: Fe + S FeS

→ - Reazioni di ossidoriduzione

- Sostituzione: sostituzione di un gruppo chimico

Esempio: Na₂CO₃ + 2HCl 2NaCl + H₂CO₃

→

OSSIDORIDUZIONI

Trasferimento di elettroni da una sostanza che si ossida ad una che si riduce

• Ossidazione: perdita di elettroni da parte di un atomo reagente

• Riduzione: acquisto di elettroni da parte di un atomo reagente

Agenti chimici:

• Ossidanti (ox): specie chimiche che accettando elettroni si riducono

• Riducenti (red): specie chimiche che cedendo elettroni si ossidano

Caratteristiche:

• La sostanza che si ossida è il donatore di elettroni (e-)

• La sostanza che si riduce è l'accettore di elettroni (e-)

TERMODINAMICA DELLE

REAZONI

Ad ogni reazione è associata una variazione di energia

Due leggi fondamentali della termodinamica:

1. Principio di conservazione dell'energia: 2. Tendenza all'aumento dell'entropia:

• In qualsiasi trasformazione chimica o fisica, la • In tutti i processi naturali, l'entropia tende

quantità totale di energia nell'universo rimane ad aumentare

costante • L'universo tende ad essere sempre più

disordinato

Termodinamica definisce :

Sistema: porzione delimitata dell'universo in cui avviene la reazione

Ambiente: tutto ciò che circonda il sistema

Tipi di sistema:

- Isolato: nessuno scambio di energia e materia con l'ambiente

- Chiuso: può scambiare solo energia con l'ambiente

- Aperto: può scambiare energia e materia con l'ambiente (es. sistemi

biologici)

Caratteristiche dei sistemi biologici:

- Trasformazioni avvengono a pressione e temperatura costanti

- Organismi viventi in stato stazionario dinamico

- Mai in equilibrio con l'ambiente circostante

ENERGIA

Variazioni di energia descritte da tre grandezze

termodinamiche:

1. Entalpia (H):

• Contenuto termico del sistema reagente

• Riflette numero e tipo di legami chimici dei reagenti e

prodotti

• Reazione esotermica: rilascia calore

• Reazione endotermica: assorbe calore

2. Entropia (S):

• Espressione quantitativa della casualità e del disordine di un

sistema

• Guadagno entropico: prodotti meno complessi e più

disordinati dei reagenti

3. Energia Libera (G):

• Definita da entalpia ed entropia

• Rappresenta lo stato energetico del sistema

ENERGIA LIBERA di GIBBS

Misura dell'energia in grado di produrre lavoro durante una

reazione a temperatura e pressione costanti

• Caratteristiche:

- Quando una reazione rilascia energia libera (sistema passa

da stato più ricco a più povero di energia):

* ΔG ha valore negativo

* La reazione è detta esoergonica

- Nelle reazioni endoergoniche:

* Il sistema guadagna energia libera

* ΔG è positivo

• Funzioni di stato correlate:

- G: Energia libera

- H: Entalpia (calore)

- S: Entropia (disordine molecolare)

• Equazione di Gibbs:

G = H - TS

ΔG = ΔH - TΔS

VARIAZIONE ENERGIA

LIBERA GIBBS

• Equazione: ΔG = ΔH - TΔS

• Per una reazione chimica reversibile: A + B C + D

⇌

• Interpretazione del ΔG:

- ΔG < 0: reazione procede spontaneamente da sinistra a destra

(esoergonica)

- ΔG > 0: reazione procede spontaneamente da destra a sinistra

(endoergonica)

- ΔG = 0: la reazione chimica si trova all'equilibrio

• Significato:

- ΔG misura la tendenza di una reazione a procedere spontaneamente

- Determina la direzione spontanea di una reazione reversibile

- Indica lo stato di equilibrio quando è uguale a zero

COORDINATE DI REAZIONE

• S = reagenti, P = prodotti

• L'energia associata ad una reazione dipende da:

- Temperatura (ambiente)

- Pressione (atmosferica)

- Quantità di reagenti e prodotti (1 molare, costante)

• Condizioni standard:

- Temperatura 25°C (298 K) L’immagine descrive