Biochimica - Cenni di chimica e metabolismi

BIOCHIMICA

1. INTRODUZIONE E CENNI DI CHIMICA

La biochimica è la chimica della vita.

Chimica organica: Studia i composti derivati dal carbonio (elemento più diffuso);

- Chimica inorganica: Studia tutti gli altri elementi;

- Chimica analitica: Studia la metodologia;

- Chimica biologica: Studia il comportamento di composti nella cellula.

-

Il metabolismo è quell’insieme di reazioni chimiche e fisiche che avvengono in un organismo per mantenerlo in vita.

La materia è definita come ciò che occupa spazio ed è dotato di massa. La materia presenta delle proprietà fisiche che

descrivono le reazioni della materia quando viene sottoposta a sollecitazioni fisiche (perdita di gas da una bevanda), e

delle proprietà chimiche che descrivono i comportamenti di una sostanza verso altre con le quali interagisce

chimicamente (mosto d’uva che diventa vino). La materia successivamente si divide in sostanze pure (porzioni

omogenee di materia) e in miscele (unioni di varie specie chimiche che formano materia).

Un gas nobile si chiama così perché ha la perfetta configurazione elettronica (ottetto) che tutti gli elementi provano ad

avere. Gli enzimi sono proteine che accelerano le reazioni. Una molecola è un insieme di atomi uniti mediante legami

chimici.

ATOMO

L’atomo è la più piccola unità, è composto da un protone (positivo), un elettrone (negativo) ed un neutrone.

Presenta un nucleo dove si trovano i protoni e i neutroni, mentre gli elettroni li troviamo attorno, disposti sui gusci

elettronici, che girano attorno al nucleo.

Un Isotopo è un elemento che presenta forme diverse di atomi, avente lo stesso numero atomico (protoni + elettroni)

ma differente numero di massa (protoni + neutroni presenti nel nucleo).

Ogni atomo si definisce elettricamente neutro, poiché per essere stabile deve presentare lo stesso numero di protoni ed

elettroni che essendo di carica opposta, fanno sì che l’atomo sia neutro.

LIVELLI ENERGETICI

Gli elettroni si dispongono secondo un preciso ordine sui livelli energetici, il 1° livello deve essere totalmente riempito

prima di passare al 2° e così via. Si definisce assorbimento quando un elettrone passa da un livello più alto ad uno più

basso, sprigiona energia (2° si definisce emissione quando un elettrone passa da un livello più basso ad uno più

→1°),

alto, richiede energia (dal 1° al 2° livello).

Si possono trovare gli elettroni di un orbitale eseguendo la seguente relazione 2n infatti:

2

1s = n=1 contenere 2 elettroni nel suo livello energetico;

→può

- 2

2s = n=2→ può contenere al massimo 8 elettroni nel suo livello energetico…

- 2

Ogni orbitale non può contenere più di 2 elettroni.

Gli elettroni di valenza sono quegli elettroni posizionati nello strato più esterno che prendono parte alle reazioni

chimiche, determinano le caratteristiche degli elementi.

ELETTRONEGATIVITA’ E LEGAMI CHIMICI

Elettronegatività: Tendenza di un atomo ad attrarre elettroni verso di sé.

Legami chimici: Atomi che scambiano o condividono elettroni con altri atomi per raggiungere una configurazione

chimica stabile, infatti i gas nobili non li formano, tali legami si indicano col trattino (C – C, H – H);

Si distinguono in primari (tra atomi): ionici e covalenti. Secondari (tra molecole): legami di stabilizzazione.

Vediamo i legami primari:

Legame ionico tra atomi: Atomi che cedono o acquistano interi elettroni ad altri atomi, diventando di segno

- opposto anione (negativo, colui che lo acquisisce) e catione (positivo, colui che lo cede) e di conseguenza

attraendosi (Na + Cl ), appunto si va a creare il legame ionico, per raggiungere una configurazione esterna più

+ --

stabile. Tale legame porta alla formazione di 2 ioni con strutture elettroniche ad ottetto. Chi cede l’elettrone

diventa positivo e quindi è il meno elettronegativo, chi lo acquista diventa negativo e quindi è il più

elettronegativo. Per definirsi legame ionico la differenza di elettronegatività deve essere superiore a 1,8.

Legame covalente: Qui invece è prevista la condivisione di elettroni, affinché gli atomi formino una molecola

- unica. Per definirsi un legame covalente la differenza di elettronegatività deve oscillare tra 0,4 e 1,8.

Polare: Differenza di elettronegatività = 0,4;

Apolare: Differenza di elettronegatività tra 0,4 e 1,8.

Legame covalente semplice: Cl – Cl, 1 coppia condivisa;

Legame covalente doppio: O=O, 2 coppia condivisa;

Legame covalente triplo: 3 coppie condivisa;

I legami chimici secondari sono di stabilizzazione, avvengono tra molecole, sono reversibili, si formano e si rompono

con poca spesa energetica.

Legame a idrogeno (ponte di idrogeno): L’idrogeno deve essere legato tramite legame covalente semplice,

- con atomi molto elettronegativi (F,O,N) e devono stare sullo stesso piano;

Legami dipolo – dipolo: Sono una versione più debole di un legame ad idrogeno, tutti le molecole polari

- formano questi legami;

- Legame ione – dipolo: Si verificano quando uno ione positivo o uno ione negativo interagisce con una

molecola polare. Esso è attratto dal polo negativo o positivo del dipolo.

Cl perché acquisendo un elettrone per completare l’ottetto, avrà 7 protoni e 8 elettroni, per questo si indica con il

—

meno, perché avrà una carica negativa data dalla maggioranza degli elettroni.

Forze di Van der Waals: Alla forza di van der Waals si attribuisce l'abilità del geco di camminare su superfici

- lisce verticali senza l'uso di secrezioni adesive (le estremità delle sue zampe sono ricoperte da milioni di peli

che moltiplicano le deboli forze elettromagnetiche di interazione con la superficie).

ACQUA E POLARITA’

H O Perché come ben sappiamo, l’ossigeno ha 6 elettroni, l’idrogeno 1, il tipo di legami è covalente, ma dato che

2

l’ossigeno è più elettronegativo, attrae maggiormente l’elettrone condiviso con l’idrogeno. Infatti l’acqua è polare proprio

per questa condizione dove H ha una maggiore carica positiva e O ha una maggiore carica negativa.

L’acqua funge da solvente, quando vogliamo sciogliere il sale nell’acqua, le molecole d’acqua accerchieranno quelle del

sale, Cl verrà accostato da H mentre Na verrà accostato ad O. Per sciogliere bene il sale nell’acqua bisogna fornire

— , +

energia, ad esempio energia termica, riscaldando l’acqua, in questo modo le molecole di Na verranno solvatate

+

dall’acqua. Ma se la soluzione è satura (piena) pur fornendo energia il sale non si scioglierà, perché tutte le molecole

avranno già formato legami.

Tensione superficiale: Le molecole d’acqua creano delle interazioni tra loro, formano un reticolo che consente ad

oggetti leggeri di galleggiare.

2. FORZE INTERMOLECOLARI, EQUAZIONI CHIMICHE ED

ENERGIA

MOLECOLE IDROFOBICHE

Le molecole idrofobiche (ovvero quelle che presentano legami non polari e non interagiscono con l’acqua), le molecole

idrofobiche tendono a raggrupparsi escludendo l’acqua (tipo l’olio). Tendono a formare strutture ordinate e sferiche

riducendo l’entropia del sistema.

EQUAZIONI CHIMICHE

Come ben sappiamo la tendenza delle molecole a reagire con altre serve a raggiungere un equilibrio chimico. Tale

equilibrio chimico è dato dalla velocità della reazione diretta uguale alla velocità della reazione inversa. La legge di

azione di massa dice che la velocità della reazione è proporzionale alla concentrazione dei reagenti. REAGENTI = A +

B C + D = PRODOTTI

→  []∗[]

Relazione di equilibrio: = =

[]∗[]

Se Keq > 1 è spostata verso destra ovvero verso la formazione dei prodotti, se Keq < 1 è spostata verso sinistra ovvero

verso la formazione dei reagenti.

ENERGIA

Una reazione esoergonica o esotermica è una reazione che libera energia in modo spontaneo.

Es. CH + 2O O + energia Combustione del metano

→2H

4 2 2

Una reazione endoergonica o endotermica è una reazione che richiede energia, ad esempio la fotosintesi

clorofilliana ha bisogno dell’energia termica del sole per attuarsi.

L’ENERGIA è la capacità di agire, di compiere lavoro.

- Energia cinetica: Movimento di compiere lavoro modificando lo stato della materia;

- Energia termodinamica: Temperatura

SISTEMI TERMODINAMICI

- Sistema isolato: Non scambia energia con l’esterno;

- Sistema chiuso: Scambia energia con l’esterno, ma non materia;

- Sistema aperto: Scambia sia energia con l’esterno che materia, come ad esempio la membrana cellulare.

ENTALPIA ED ENTROPIA

Energia interna: Misura del calore scambiato in un processo a volume costante

- ENTALPIA: Misura del calore scambiato in un processo a pressione costante;

- ENTROPIA: Misura del disordine del sistema;

Energia libera di Gibbs: Entropia + Entalpia.

La variazione di entalpia ΔH equivale al calore scambiato (variazione di energia interna del sistema).

Se ΔH < 0 viene liberato calore, quindi la reazione è spontanea. La spontaneità di una reazione è data dall’entalpia ed

entropia.

L’energia libera ΔG della reazione è data dalla differenza tra la variazione di entalpia meno la temperatura* variazione di

entropia. ΔG = ΔH –T ΔS

- ΔG < 0 = Processo esoergonico e spontaneo ΔH < ΔS

- ΔG > 0 = Processo endoergonico non spontaneo ΔH > ΔS

- ΔG = 0 = Equilibrio ΔH = ΔS

3. ACIDI E BASI e SISTEMA TAMPONE

I primi studi su acidi e basi vennero fatti da Boyle, egli diede una spiegazione al sapore pungente di alcuni alimenti

definendoli acidi e viceversa basi. Infatti gli acidi sono aspri, corrodono i metalli.

In seguito secondo Arrhenius sono acide le sostanze che in acqua rilasciano ioni H , mentre le basi poste in acqua si

+

dissociavano in ioni OH , ad esempio HCl + H O Cl + H O , in questo caso il Cloro funge da acido.

→

-- -- +

2 3

L’ammoniaca posta in acqua crea un eccezione, invece di funzionare come un acido, essa funziona come una base,

infatti si dissocia in uno ione ossidrile, mentre l’acqua funge da acido. NH + H O NH + OH . A tal punto Arrhenius

→ 4+ --

3 2

ha sbagliato la definizione.

Secondo la teoria di Bronsted – Lowry: Un acido è una sostanza che in acqua può donare un protone. Una base

è una sostanza che in acqua può accettare un protone.

Infatti NH posta in acqua è una base, poiché è diventato NH .

3 4

HCl + H O Cl + H O . Una base ed un acido formano una base coniugata ed un acido coniugato (che in questo

→ -- +

2 3

caso sono Cl e H O ), si dice coniugati perché possono comportarsi in modo opposto e quindi riformare i reagenti ma

-- +

3

con i ruoli scambiati. Quindi una base formerà un acido coniugato ed un acido formerà una base coniugata.

In caso di acidità, non bisogna bere limone (acido) e bicarbonato (base), perché non ridurrà l’acidità dello stomaco,

meglio bere acqua e bicarbonato.

Si definiscono acidi o basi forti quelli che si dissociano completamente una volta posti in acqua (quindi non formano ioni,

Keq > 1). Si definiscono acidi o basi deboli quei composti che sono in equilibrio se posti in acqua.

L’acqua è una sostanza anfotera ovvero è così versatile che si può comportare sia da acido che da base.

Il PH è una grandezza che esprime la concentrazione di ioni H in una soluzione. PH > 7 = Soluzione basica, PH < 7 =

+

Soluzione acida, PH = 7 = Soluzione neutra.

Si definisce forza acida di un acido il numero di ioni H che l’acido rilascia quando si scioglie in acqua, più forte è

+

l’acido, più si dissociano gli ioni e la reazione andrà a completamento. HCl = Acido forte.

K = Costante di dissociazione o di ionizzazione, è una misura quantitativa dell’acido, se K < 1 = Acido debole

a a

Acidi che produciamo a livello organico:

- Acido solforico (metabolismo proteico)

- Acido fosforico (metabolismo fosfolipidi)

- Acido lattico

Limitare e correggere la concentrazione idrogenica nell’organismo

Meccanismi che si oppongono alla variazione del PH che risulterebbe solo dannosa per l’organismo.

Sistema tampone: Difesa contro le alterazioni acido – basiche + trasporto acidi e basi verso gli apparati escretore;

Il rene è proprio uno di questi, perché elimina gli acidi in eccesso attraverso le urine

Il polmone elimina acidi volatili come la CO 2.

La CO entra nel sangue a livello dei tessuti (mitocondrio) ma il nostro organismo riesce ad espellerla portandola ai

2

polmoni ed evitando che entri in circolo, al suo posto entrerà in circolo l’emoglobina.

SISTEMA TAMPONE BICARBONATO - CO 2

I polmoni si oppongono alle variazioni del PH, eliminando tutta la CO che noi produciamo a livello cellulare, più

2

precisamente la produciamo a livello dei mitocondri nella respirazione cellulare. Essendo un gas la CO non può entrare

2

in circolo perché danneggerebbe l’organismo. Ecco come avviene l’espulsione della CO e la conseguente entrata in

2

circolo dell’emoglobina:

La CO a livello tissutale entra nel globulo rosso, dove troverà un enzima anidrasi carbonica che permetterà la

2

scissione della CO reagendo con l’acqua formando l’acido carbonico (H CO ); Qui l’acido carbonico si dissocerà in

2 2 3

uno ione H e in uno ione bicarbonato(HCO ). Lo ione bicarbonato a questo punto entra nel globulo rosso (in

+ 3--

ambiente polmonare) dato che è un ambiente ricco di ioni H (molto acido), lo ione bicarbonato riacquisirà uno ione H

+ +

tornando Acido Carbonico. Sarà presente l’anidrasi carbonica che permetterà la scissione dell’acido carbonico in acqua

e in anidride carbonica che verrà espulsa con l’espirazione.

Per quanto riguarda l’emoglobina, essa parte dai polmoni, a livello tissutale troverà un ambiente acido, quindi HbO

2—

perderà l’ossigeno a causa dell’alta concentrazione di H . L’emoglobina legherà con l’idrogeno diventando emoglobina

+

protonata (HHb), passerà a livello polmonare, rilascerà l’idrogeno (che verrà dato allo ione bicarbonato) e riacquisirà

l’ossigeno per ricominciare il circolo.

4. REAZIONI DI OSSIDO RIDUZIONE

L’elettrochimica è la branca che si occupa delle reazioni di ossido – riduzione, dove si hanno dei trasferimenti di

elettroni. Zn + Cu + Cu

→Zn

2+ 2+

Qui il trasferimento di elettroni è evidente. Quando non c’è scritto nulla il numero di ossidazione è 0 (Quello in alto), lo

Zinco passa da 0 a 2+ (quindi perde 2 elettroni), il rame passa da 2+ a 0 (quindi acquista 2 elettroni).

PERDITA DI ELETTRONI = OSSIDAZIONE – GUADAGNO DI ELETTRONI = RIDUZIONE

Quando un elemento si ossida e libera degli elettroni, questi non possono rimanere liberi, devono per forza essere

acquistati.

- Reazione complessiva: Cu (aq) + Zn (s) (s) + Zn (aq)

→Cu

2+ 2+

Ora andiamo ad esaminare le reazioni singolarmente:

- Zn (s) (aq) +2e- Questa è un ossidazione, il numero di ossidazione aumenta passando da 0 a 2, quindi

→Zn

+2

perde 2 elettroni;

- Cu (aq) + 2e- (s) Questa è una riduzione, il numero di ossidazione diminuisce passando da 2+ a 0,

→Cu

2+

quindi acquista 2 elettroni.

Altro esempio:

- Reazione complessiva: Fe + Cu +Cu Dato che una reazione di ossido riduzione è composta da 2

→Fe

3+ + 2+ 2+

semi reazioni, un’ossidazione ed una riduzione andiamole ad esaminare:

- Fe Questa è una riduzione, perché il numero di ossidazione è passato da +3→+2 quindi è diminuito e

→Fe

3+ 2+

il ferro ha acquisito elettroni.

- Cu Cu Questa è un’ossidazione, perché il numero di ossidazione è passato da +1 quindi è

→ →+2

+ 2+

aumentato, di conseguenza ha ceduto un elettrone.

A Questi 2 elettroni→ B

2e- A – B

2e-

Perciò A si è ossidato e B si è ridotto, di conseguenza A è l’agente riducente e B è l’agente ossidante.

- AGENTE OSSIDANTE = SI RIDUCE, FA OSSIDARE GLI ALTRI

- AGENTE RIDUCENTE = SI OSSIDA, FA RIDURRE GLI ALTRI

In ambito biochimico invece dei classici elettroni si utilizzano gli atomi di idrogeno, perciò nell’esempio, A perde atomi di

idrogeno e B li acquista.

Il trasferimento di elettroni può avvenire anche sotto forma di ione idruro H+ formato da 2 e- e un protone

NAD+ e FAD

Sono dei cofattori che sono in grado di accettare due atomi di H e uno ione H+

NAD + 2H + H

→NADH

+ +

Il NAD diventa così a causa della sua carica positiva non controbilanciata, mentre il FAD:

+ FAD + 2H →FADH

+ 2

Questo spiega la produzione del lattato e del piruvato durante la glicolisi.

NAD e FAD aiutano gli enzimi, perché sono dei coenzimi che trasportano gli elettroni, tutto ciò ovviamente per produrre

+

energia (ATP), gli elettroni saranno alla fine ceduti all’ossigeno per la respirazione. Mentre il NAD esiste in 2 stati: NAD +

(forma ossidata) e NADH (forma ridotta). Il FAD ha solo una forma FADH .

2

Il NAD di base lo scriviamo col +, perché ha perso un elettrone e quindi ha un protone non bilanciato, quindi può

+

acquisire un atomo di H anche non completo. Mentre il FAD può prendersi 2 atomi di H completi. Il NAD non si prende

+

2 atomi di idrogeno. Il NAD non si prende 2 atomi di H, ma 1 di idrogeno e uno ione idruro.

+ NAD + 2H + H

→NADH

+