Appunti Biologia applicata

Biologia applicata

Lezione 1: Il big bang e le particelle subatomiche

Si pensa che il nostro universo sia nato in un momento circoscritto a 20 miliardi di anni fa circa, con un gigantesco scoppio incredibilmente violento, il "big bang", che produsse una ampia varietà di componenti elementari degli atomi, le cosiddette particelle subatomiche.

Una volta prodotte, le particelle subatomiche hanno cominciato ad aggregarsi naturalmente tra di loro, formando associazioni con dimensioni, proprietà e composizione diverse. Tuttora il processo della associazione di particelle subatomiche ha luogo nel sole e nelle altre stelle, vere e proprie fornaci nucleari, mentre quello della scissione dell'atomo e delle particelle subatomiche è artificialmente riprodotto negli acceleratori nucleari.

Le aggregazioni di particelle subatomiche sono per lo più altamente instabili, con l'eccezione dei cosiddetti protoni, neutroni ed elettroni. I protoni ed i neutroni hanno massa simile. Mentre però i protoni sono forniti di una carica elettrica positiva, i neutroni non hanno carica e sono quindi neutri. Gli elettroni sono forniti di una carica elettrica uguale in valore assoluto ma di segno opposto a quella dei protoni. La loro massa è pari a solamente 1/1836 circa di quella dei protoni ed è perciò trascurabile rispetto a quella dei protoni e dei neutroni.

L'atomo e i suoi isotopi

I protoni, i neutroni e gli elettroni tentano di unirsi tra di loro formando dei complessi detti atomi, di diversi tipi a seconda del numero e dell’ordinamento delle particelle formanti. I protoni e i neutroni si sistemano al centro dell'atomo formando il così chiamato nucleo, assai piccolo e denso, attorno al quale si muovono gli elettroni.

Il numero dei protoni di un definito atomo è detto numero atomico ed è indicato con la lettera Z. Gli atomi sono di regola neutri dal punto di vista elettrico, perché in essi il numero degli elettroni uguaglia il numero dei protoni. Dunque il numero atomico dell'atomo determina anche il numero degli elettroni solitamente presenti nell'atomo stesso. Poiché l'attività chimica di un definito atomo deriva principalmente dal numero e dalla collocazione dei suoi elettroni esterni, sapendo il numero atomico sarà anche possibile presumere la maggior parte delle proprietà chimiche dell'atomo stesso.

I vari tipi di atomi, distinti ciascuno da un differente numero atomico, sono detti elementi. Ognuno di essi è indicato con un nome proprio, cui coincide un simbolo di una o due lettere. Gli elementi in natura hanno un numero atomico incluso tra 1 e 92 e comprendono da 0 a 146 neutroni. Ad esempio, l'elemento più semplice, l'idrogeno (simbolo H), è costituito soltanto da 1 protone e da 1 elettrone ed il suo numero atomico è quindi uguale ad 1. Il successivo elemento, l'elio (He; Z = 2), comprende, oltre ai 2 protoni e ai 2 elettroni, anche 2 neutroni. Gli elementi via via più articolati contengono un numero vario e crescente di neutroni nel loro nucleo.

Elementi con numero atomico maggiore a 92 sono stati costruiti artificialmente negli acceleratori nucleari. Oltre che dal numero atomico, un atomo è contraddistinto dal numero di massa, cioè il numero totale dei suoi protoni e neutroni, indicato con la lettera A. Quindi, ad esempio, il numero di massa dell'H, il cui nucleo è costituito da un solo protone, è 1, quello dell'He, il cui nucleo contiene 2 protoni e 2 neutroni, è 4, mentre quello del litio (Li), contenente 3 protoni e 3 neutroni, è 6.

Atomi facenti parte dello stesso elemento ma con un differente numero di neutroni (e quindi uguale valore di Z e diverso valore di A) sono detti isotopi di quell'elemento. I vari isotopi di un elemento sono indicati mettendo il valore del numero di massa dell'isotopo come esponente del simbolo dell'elemento stesso. Effettivamente, tutti gli elementi naturali sono una mistura di isotopi, ognuno dei quali ha una propria frequenza caratteristica e costante. Ad esempio, l'idrogeno naturale è una mistura di 3 diversi isotopi: un isotopo ampiamente preponderante con A = 1, indicato con il simbolo 1H, e, molto più rari rispetto al primo, il deuterio (2H) con A = 2 ed il trizio (3H) con A = 3.

L'isotopo più frequente del carbonio (C) ha A = 12 (isotopo 12C), ma in natura esistono anche gli isotopi più pesanti 13C e 14C, contenenti rispettivamente 7 e 8 neutroni. A causa dell'esistenza dei vari isotopi di un elemento, il numero di massa è di fatto una misura il più delle volte inadeguata a rappresentare i rapporti quantitativi che sussistono tra i molti atomi facenti parte di una reazione chimica. A tal fine si è scelto di usare un altro parametro detto peso atomico, uguale alla media ponderale delle masse dei diversi isotopi costituenti la miscela di atomi con cui ciascun elemento si presenta in natura, rapportato all'unità di massa atomica, denominata dalton (Da) e pari a 1/12 della massa dell'isotopo 12C (1,67 x 10^-24g). Il peso atomico è adimensionale. Esprimendo questo parametro in Dalton, possiamo dire che il carbonio ha un peso atomico di 12,011 Da e l'idrogeno di 1,008 Da.

Alcuni isotopi di vari elementi sono instabili e tendono a variare la loro configurazione nucleare “decadendo” in atomi più stabili. Questo processo è spesso seguito dalla emissione di energia sotto forma di radiazioni di vario tipo. Gli isotopi che presentano tale fenomeno sono detti radioattivi o radioisotopi. Alcuni isotopi radioattivi sono largamente adoperati in ambito biomedico sia a fini diagnostici che terapeutici. Nella sperimentazione biologica, è possibile introdurre atomi radioattivi in molecole per studiare vie metaboliche, sia in vitro, cioè in cellule mantenute in coltura, che in vivo, cioè in un organismo vivente di specie animali o vegetali di laboratorio.

Nella diagnostica, molecole con radioisotopi possono essere direttamente somministrate a pazienti per determinare la funzionalità di organi, quali la tiroide, un’importante ghiandola endocrina del nostro corpo. In ambito neurobiologico, molecole contenenti un isotopo radioattivo possono essere somministrate ad animali di laboratorio o a volontari umani, per studiarne l'attivazione di specifiche strutture cerebrali durante la messa in atto di un dato comportamento o lo svolgimento di particolari compiti, evidenziando la distribuzione cerebrale della radioattività mediante tecniche dette di imaging funzionale.

Ancora, la tossicità delle radiazioni emesse da un radioisotopo nel corso del suo decadimento può essere utilizzata per uccidere in modo esclusivo cellule malate del nostro corpo. Ad esempio alcuni tumori della tiroide possono essere annientati dalle radiazioni emesse da un radioisotopo dello iodio, lo 131I, che le cellule tumorali catturano avidamente dal sangue, scambiandolo per il normale iodio non radioattivo. Un altro isotopo meno tossico dello iodio, lo 123I, è invece utilizzato a fini diagnostici, per evidenziare nella tiroide la presenza di “noduli caldi”, cioè di regioni potenzialmente caratterizzate da una elevata attività di captazione dello iodio.

La tomografia computerizzata (TC) usa anch'essa raggi X per riprodurre sezioni digitali particolareggiate del corpo di un paziente, che vengono registrate da specifici apparati e infine composte in elaborazioni tridimensionali con software adeguati. Perché dapprima le immagini erano prodotte su un piano assiale, il nome originale della tecnica è tomografia assiale computerizzata o TAC. La crescita della tecnica ha permesso di acquisire direttamente volumi interi, con una ricostruzione tridimensionale più semplice da ottenere e soprattutto con minor esposizione dei pazienti agli effetti dannosi dei raggi X. L'uso di mezzi di contrasto, cioè sostanze che introdotte nell'organismo con modalità varie, assorbono i raggi X, permette di riprodurre immagini accurate dei tessuti molli.

Gli orbitali e i legami chimici

Le proprietà chimiche di un atomo provengono dal numero e dalla ripartizione degli elettroni nello spazio intorno al nucleo. In base all'energia di cui sono dotati, i diversi elettroni di un atomo si ripartiscono su diversi livelli energetici tra loro discontinui. Gli elettroni con minore energia sono i più vicini al nucleo e si dicono far parte del 1^o livello energetico, indicato con la lettera K. Al 1^o livello segue poi il 2^o, indicato con la lettera L, e così via sino al livello più distante dal nucleo, del quale fanno parte quelli più ricchi di energia. Un definito livello energetico può essere abitato da uno o più elettroni solo se i livelli energetici inferiori sono già pieni.

In ogni livello energetico gli elettroni si muovono attorno al nucleo, venendosi a trovare con più probabilità in regioni di forma definita e statisticamente predicibili dello spazio perinucleare, dette orbitali. Ogni orbitale può ospitare massimo 2 elettroni, con spin (una proprietà degli elettroni in qualche modo analoga alla rotazione di una trottola o di un pianeta intorno al suo asse) di direzione opposta. A loro volta, i vari livelli energetici possono ospitare un numero di orbitali sempre più grande con l'aumentare della distanza del livello energetico dal nucleo dell'atomo. Ad esempio, il livello energetico K contiene 1 solo orbitale, il livello L ne può contenere fino a 4, e così via.

In ogni livello energetico, il primo orbitale che viene popolato dagli elettroni ha sempre forma sferica ed è indicato con la lettera s. Nel secondo e terzo livello, gli altri tre orbitali hanno invece una forma a manubrio e sono disposti ortogonalmente l'uno rispetto all'altro. Tali orbitali sono indicati con la lettera p.

Oltre gli orbitali s e p, i livelli energetici più elevati presentano anche altri orbitali di forma più complessa. Questi orbitali non sono però importanti in biologia, perché la maggior parte degli elementi della materia vivente ha un numero atomico inferiore a 30 e quindi un numero di elettroni non sufficiente ad occupare questi orbitali complessi. Le regole di ripartizione degli elettroni in tutti i possibili orbitali dell'atomo definiscono la capacità dell'atomo a reagire chimicamente con altri atomi.

Difatti, siccome tutti gli atomi tendono ad avere i loro livelli energetici tutti occupati dagli elettroni, saranno chimicamente inerti solamente quegli elementi, i cosiddetti gas nobili (ad es. il neon, l'argon, lo xenon, il kripton), i cui elettroni sono in numero uguale a quello essenziale per riempire tutti i vari livelli energetici dell'atomo stesso. Esibiranno all'opposto una reattività chimica quegli elementi ai quali manca 1 solo elettrone per riempire del tutto il proprio livello energetico esterno (ad esempio, i cosiddetti "alogeni" come il cloro, il bromo, il fluoro, lo iodio), o ancora quegli elementi con un solo elettrone nel loro livello energetico esterno (ad esempio, i cosiddetti "metalli alcalini", come il sodio, il litio, il potassio).

Tipicamente, gli alogeni tendono a riempire il loro livello energetico esterno prendendo l'elettrone loro mancante da un altro atomo; i metalli alcalini risolvono il problema all’opposto, cedendo l'unico elettrone del loro livello energetico esterno ad un altro atomo. Quindi, il numero dei protoni di un atomo individua il numero di elettroni e il grado di saturazione del livello energetico esterno dell'atomo. Da questo grado nasce l’attitudine dell'atomo di scambiare o condividere elettroni con altri atomi per completare il proprio livello energetico, di conseguenza la sua capacità di stabilire legami chimici con altri atomi.

Ordinando gli elementi per numero atomico crescente, essi si metteranno allineandosi a seconda del numero degli elettroni che sono sul livello energetico esterno. Si forma così una tabella, detta Sistema periodico degli elementi e dedicata al chimico russo D. Mendeleev, che intorno al 1870 la sviluppò sulla base delle proprietà chimiche e sul peso atomico di quegli elementi a quel tempo conosciuti.

La Tavola di Mendeleev può essere divisa in righe e colonne. Le righe individuano i livelli elettronici principali, mentre le colonne il numero di elettroni che gli atomi hanno nel loro livello più esterno. Gli elementi presenti sulla stessa riga hanno gli elettroni esterni sistemati sullo stesso livello energetico, quelli della stessa colonna hanno lo stesso numero di elettroni nel livello energetico più esterno, indipendentemente da quale sia questo livello. Dal punto di vista chimico, elementi collocati nella stessa colonna hanno caratteristiche simili e sono raccolti in gruppi, come ad es. quelli dei gas nobili o degli alogeni.

Lezione 2: Il legame covalente

Due atomi, facenti parte dello stesso elemento, si dicono legati con legame covalente quando collocano in comune uno o più elettroni dei loro livelli esterni, raggiungendo in tal modo la loro completa saturazione. Da quanto abbiamo detto nella lezione precedente, sembrerà quindi ovvio che i gas nobili, i quali hanno orbitali esterni già totalmente saturi di elettroni, non possono formare legami covalenti con altri atomi.

Un caratteristico esempio di legame covalente è quello che si stabilisce tra due atomi di idrogeno. Poiché, come abbiamo già detto, l'atomo dell'H è costituito da 1 protone e da 1 elettrone, l'orbitale 1s nel quale l'elettrone risiede cercherà di acquistare un altro elettrone per saturarsi interamente e arrivare in tal modo alla configurazione del gas nobile He. Quando due diversi atomi di idrogeno si incontrano, due orbitali 1s si “fondono” tra loro, formando un unico orbitale molecolare con due elettroni. In questo modo, ognuno dei due atomi ha, seppure in condivisione, un orbitale di primo livello totalmente riempito e si comporta come se tale orbitale saturo gli appartenesse per intero. L'orbitale molecolare genera attrazione su entrambi gli atomi e li tiene legati fortemente, formando la molecola H₂.

In modo analogo, l'O può condividere orbitali elettronici con un altro atomo di O, formando la molecola O₂, o con due atomi di H, come nella molecola dell'acqua. Considerate che, mentre nel singolo atomo di H l'unico elettrone si distribuisce in modo simmetrico intorno al nucleo, nella molecola H₂ la doppia carica elettronica si concentra soprattutto tra i due nuclei, sistemandosi tra essi in modo simmetrico. Da ciò deriva una elevata forza attrattiva dei due nuclei atomici positivi nei confronti della nube elettronica comune, facendo sì che la molecola di idrogeno sia molto più stabile degli atomi di idrogeno singoli. Dunque la formazione della molecola è favorita rispetto agli atomi singoli e la rottura della molecola stessa richiede la somministrazione di una adeguata quantità di energia.

Per convenzione, i legami covalenti vengono presentati graficamente designando le coppie di elettroni messe in comune come puntini ognuno dei quali corrisponde a un elettrone, oppure, più frequentemente, con un trattino che unisce gli atomi stessi. Quando due atomi pongono in comune 2 o 3 coppie di elettroni, essi si dicono legati da un doppio o da un triplo legame. I doppi o tripli legami si indicano rispettivamente con 2 o 3 trattini tra i due atomi. La forza attrattiva di questi legami è più grande di quella esercitata dal legame singolo.

Vedremo in seguito che, nelle molecole biologiche, la presenza di un doppio legame ha effetti notevoli sulla mobilità relativa dei due atomi coinvolti nel legame stesso. La forza di attrazione che si stabilisce tra due atomi uniti da un legame covalente viene espressa in maniera quantitativa come energia di dissociazione del legame, più brevemente detta energia di legame. L'energia di legame può essere espressa in Kcal/mole e corrisponde all'energia che deve essere somministrata perché quel dato legame possa rompersi. Un altro parametro valido per esprimere la forza di attrazione che unisce due atomi in un legame covalente è la lunghezza di legame, cioè la distanza tra i nuclei dei due atomi legati, espressa in Angström (Å; 1 Å = 1x10^-10 m). Sia l'energia di legame che la lunghezza di legame dipendono principalmente dalla natura degli atomi coinvolti nel legame stesso.

Il legame covalente omeopolare e polarizzato

I legami covalenti contraddistinti da una distribuzione della nube elettronica assolutamente simmetrica, definiti omeopolari, sono in concreto presenti unicamente nelle molecole costituite da atomi identici, quali le molecole H₂, O₂, Cl₂, o simili. All'opposto, il legame covalente unisce atomi diversi, esso è spesso più o meno polarizzato; in esso cioè la nube elettronica prende una distribuzione più o meno asimmetrica, a seconda della differente capacità che i due atomi hanno di attrarre elettroni.

Infatti, come detto prima, la capacità di un dato atomo di attrarre o donare elettroni deriva da quanti elettroni sono essenziali per saturare il suo livello energetico esterno. Tenderanno quindi ad attrarre elettroni quegli atomi cui mancano pochi elettroni per saturare il livello energetico esterno. Questi atomi sono detti elettronegativi. Caratteristiche contrapposte hanno invece gli atomi elettropositivi che, avendo il loro livello energetico esterno occupato solo da pochi elettroni, tendono a cederli.

La presenza in una data molecola di legami covalenti polarizzati causa una distribuzione asimmetrica della nube elettronica complessiva della molecola stessa. In questo caso, infatti, la nube elettronica si presenta più densa nei punti della superficie della molecola corrispondenti agli atomi più elettronegativi e meno densa in corrispondenza degli atomi più elettropositivi. La conseguenza finale di tale fenomeno è che la molecola, pur mantenendo la sua neutralità complessiva, presenta una polarizzazione.