Propedeutica biochimica (tavola periodica, elettronegatività, legami, soluzioni e reazioni)

Tavola periodica degli elementi:

La tavola periodica è costituita in modo da avere un raggruppamento secondo date caratteristiche.

Gli ATOMI sono costituiti principalmente da 2 parti:

• NUCLEO POSITIVO
  • Sono presenti i NEUTRONI (particelle le neutre) e i PROTONI (particelle cariche positivamente).
• ELETTRONI carichi negativamente che girano intorno al nucleo.
  • (sono inseriti in orbitali che ne determinano il valore energetico).

La posizione degli atomi nella tabella vede:

• (es.) IVA
• NUMERO ATOMICO (Z)
  • È il numero in alto nel riquadro.
  • Indica il numero di protoni in quell'atomo.
  • n° protoni = n° elettroni
• NUMERO DI MASSA (A)
  • o massa atomica
  • indica la somma di protoni e neutroni.

→ L'atomo è definito, in condizioni normali, NEUTRO.

L'ordine degli elementi nella tavola è dato dal numero atomico Z.

La tavola è divisa in:

• GRUPPI → ovvero le colonne
• PERIODI → ovvero le righe orizzontali

Tavola periodica degli elementi

La tavola periodica è costituita in modo da avere un raggruppamento secondo date caratteristiche.

Gli atomi sono costituiti principalmente da 2 parti:

• Nucleo positivo
  • Sono presenti i neutroni (particelle neutre) e i protoni (particelle cariche positivamente)
• Elettroni carichi negativamente che girano intorno al nucleo (sono inseriti in orbitali che ne determinano il valore energetico).

La posizione degli atomi nella tabella vede:

• (es.) IVA

• Numero atomico (Z)
  • è il numero in alto nel riquadro.
  • Indica il numero di protoni in quell'atomo (n° protoni = n° elettroni).
• Numero di massa (A)
  • o massa atomica indica la somma di protoni e neutroni.

L'atomo è definito, in condizioni normali, neutro.

L'ordine degli elementi nella tavola è dato dal numero atomico Z.

La tavola è divisa in:

• Gruppi → ovvero le colonne
• Periodi → ovvero le righe orizzontali

La prima zona è formata dai gruppi I, II e III A, ad eccezione del boro, questi sono chiamati METALLI.

Poi i gruppi IV, V, e VI A sono i NON METALLI. L'ultimo gruppo (VIII A) sono i GAS NOBILI. La parte centrale della tabella sono i METALLI DI TRANSIZIONE.

Gli elementi hanno caratteristiche comuni in base alla collocazione. La presenza degli elementi in uno stesso gruppo vede lo stesso numero di e⁻ nello strato esterno, le VALENZE.

es.: gruppo I, ci sarà 1 elettrone esterno

Spostandosi poi verso i gruppi di destra vicino ai gas nobili, questi sono i più stabili e non hanno dunque la tendenza a reagire. Gli altri elementi della tavola ricercano dunque la stessa condizione.

es.: il litio ha 1 solo e⁻ esterno (I gruppo), le condizioni possono dunque essere 2:

• acquistare 7 e⁻
• cedere 1 e⁻

Nel caso in cui venga perso l’e⁻ l'elemento diventerà ione positivo CATIONE.

Il numero massimo di cariche negative perse da un elemento equivale al numero di e⁻ presenti sul livello più esterno. Nei gruppi dei non metalli la tendenza è di acquistare e⁻, l’elemento diventerà ione negativo ANIONE.

Tutto il meccanismo è legato ad un valore.

Elettronegatività (χ)

Si tratta della capacità degli elementi di "strapparè" e agli altri elementi cercando di raggiungere lo stato di equilibrio.

L'elettronegatività è un valore numerico che ha tendenza variabile. Questa aumenta da sinistra a destra lungo il periodo - i più elettronegativi sono in alto a destra (F, O, N, Cl) - e diminuisce lungo il gruppo dall'alto al basso - i più elettronegativi sono in basso a sinistra (Cs, Rb) -.

Fa eccezione l'idrogeno che ha elettronegatività media simile a quella del gruppo IV A.

Inoltre il suo equilibrio viene raggiunto con soli 2 elettroni di legame. Tende ad imitare l'elio presente nell'VIII gruppo.

I legami chimici

I legami chimici sono di diversa natura.

La formazione dei legami è data dalla presenza di elettroni.

Si tratta di forze.

Ci sono diversi tipi di legami:

• ionici - cessione e acquisto di e-
• covalenti - condivisione di legame
• interazioni non covalenti (reversibili)

Si dividono in 4 categorie:

1. interazioni tra molecole polari (ione-dipolo)
2. legame idrogeno (direzionale)
3. interazioni di Van der Waals (dipoli indotti)
4. interazioni idrofobiche (gruppi non polari)

La funzione dei legami è di formare molecole

grazie all'interazione tra gli atomi.

Un composto si forma solo se la sua energia potenziale è minore dei singoli atomi che lo costituiscono.

La formazione del legame è caratterizzata da liberazione di energia da parte degli atomi mentre formano il composto.

L'ENERGIA DI LEGAME (KJ/mol) è la quantità di energia che è necessario fornire ad una mole di sostanza per rompere i legami tra i suoi atomi.

Nei legami entrano in gioco gli ELETTRONI DI VALENZA che sono gli e- di un atomo posti nel suo ultimo livello d'energia.

→ determinano anche le proprietà chimiche di un elemento.

legame ionico:

si stabilisce tra le cariche opposte di cationi e anioni.

L'atomo o il gruppo di atomi che vi partecipano si dividono in due parti con cariche opposte (e formazione di ioni +/-).

L'elettro-negatività tra gli atomi del legame è differente ed è un'interazione attrattiva elettrostatica.

differenza di elettronegatività superiore a 1,9 (Δχ > 2)

es.: NaCl

Na perde 1 elettrone → Na⁺ si uniscono a Cl⁻ lo acquista→ Cl⁻ formare un solido con

tipico dei sali diminuzione di en.

Gli ioni in un composto ionico hanno una disposizione precisa e possono portare ad avere un reticolo cristallino.

legame covalente

è formato da una coppia di e⁻ messa in compartecipazione tra due atomi.

• ciascun atomo (dei 2 presenti) fornisce un elettrone e si forma il legame covalente POLARE o APOLARE.
• entrambi gli e⁻ sono messi a disposizione ne dallo stesso atomo → legame co valente DATIVO.

La differenza di elettronegatività nel legame covalente è Δχ < 1 La forza del legame è collegata all'entalpia.

L'entalpia di legame è l'en. che si libera con la rottura del legame considerato.

I legami di ordine maggiore sono più forti e le entalpie sempre positive.

La lunghezza del legame è correlata alla forza.

legame covalente apolare (puro)

Il legame è detto puro se i 2 atomi del legame sono identici. Il doppietto elettronico è condiviso equa- mente.

::Cl· ·Cl:: → :Cl ⋯ Cl: → :Cl::Cl: · · · ·

:Cl–Cl: Cl₂

• legame singolo → condivisione 1 coppia e⁻
• doppio → condivisione 2 coppie e⁻
• triplo → condivisione 3 coppie e⁻

legame covalente polare

Entra in gioco il concetto di polarità. La coppia elettronica di legame si sposta ver- so l'atomo a maggiore elettronegatività. Si ha quindi la separazione di frazio- ni di carica o cariche parziali.

- nel dipolo elettrico una carica + è in prossimità di una - di uguale intensità.

- Un legame cov. polare è tra atomi che recano cariche parziali di segno opposto. (Ibrido tra leg. puramente covalente e puramente ionico).

es. leg. cov. polare:

HF, H₂O, NH₃, CH₄, HCl

LEGAME COVALENTE DATIVO

Si verifica con il doppietto elettronico fornito esclusivamente da un atomo. Si identificano così:

• DONATORE → fornisce gli e-
• ACCETTORE → riceve gli e-

es. NH₄⁺

la molecola in questione è formata da 3 legami (N-H) covalenti comuni 1 legame (N-H⁺) covalente dativo.

es. HClO₂

HClO₃

HClO₄

legami deboli (forze intermolecolari)

Le molecole sono attratte da forze intermolecolari che determinano l'aggregazione in liquidi e solidi. Sono caratterizzate da energie molto piú basse dei legami covalenti. I legami deboli includono interazioni tra molecole sia polari che apolari.

FORZE DI VAN DER WAALS

• forze di dispersione (London): deboli interazioni nelle molecole apolari (gas).
• forze ione-dipolo e dipolo-dipolo: interazioni tra cariche opposte. (NaCl in H₂O)
• legame idrogeno

è l'attrazione che si esercita fra un atomo di idrogeno legato covalentemente ad un atomo di N, O, F (molto elettroneg) di una molecola e un atomo di N, O, F di un'altra molecola.

es. fra molecole di H₂O, di ammoniaca, di alcoli e nei legami intramolecolari di proteine, polisaccaridi o ac. nucleici.

Principali tipi di legame ad H

donatore - accettore

Nelle proteine i legami ad idrogeno che si stabiliscono fra gli atomi di H legati a quelli di N e gli atomi di O legati a C, portano alla STRUTTURA EUCIDIANE.

Effetto idrofobico

Si tratta della forza fondamentale che guida l'organizzazione di tutte le macromolecole biologiche in soluzione acquosa. Le proteine ad avere una forma che presenta sempre una parte idrofobica. Le interazioni idrofobiche contribuiscono a diminuire i contatti con l'acqua di sost. non polari.Il legame idrofobico è quella forza che

tiene unite le molecole che non riescono a formare legami con molecole d'H₂O, stabilizza la struttura di pr, ac. nucleici e membrane biologiche.

Nozioni generali

u.m.a unità di massa atomica corrisponde ad 1/12 della massa atomica del carbonio ¹²C (6p⁺ + 6n). Quindi 1 atomo di ¹²C ha un peso atomico (in massa) pari a 12 u.m.a.

mole (n= numero di moli) é la quantità espressa in grammi corrispondente al peso atomico, peso formula, peso molecolare. Una mole contiene, sempre 6,02 x 10²³ numero di Avogadro di atomi, formule o molecole.

1 mole di una sostanza (atomi, molecole) contiene un numero di grammi pari al peso atomico/molecolare di quella sostanza.

1 atomo di ¹²C pesa 12 u.m.a.

1 mole di ¹²C pesa 12 g

n = ^g/_PM grammo equivalente = ^g/_P.E.

Nella mole abbiamo sempre la stessa quantità di atomi, molecole, elettroni. Ma il peso di una mole varia in base alla sostanza considerata.

es. una mole di H₂O:

• H = 1 g
• O = 16 g

2 + 16 = 18 g - 1 mole di molecola di H₂O

* In 2 sostanze ad uguale peso non corrisponde lo stesso numero di unità elementari (stesse moli).

Le soluzioni

Le soluzioni sono miscele omogenee in cui è fondamentale la concentrazione. Questa è il rapporto tra soluto disciolto e volume soluzione.

_{concentrazione =} ^{soluto disciolto}_{vol. soluzione}

La concentrazione può essere espressa in diversi modi:

• Gruppo peso/peso
  • % = ^{grammi soluto}_{100g soluzione}
  • molalità (m) = ^{moli soluto}_{Kg solvente}
• Gruppo peso/volume
  • % = ^{grammi soluto}_{100 ml soluzione}
  • MV = ^g_PM → molarità (M) = ^{moli soluto}_{l soluzione}
  • normalità (N) = ^{equivalenti soluto}_{l soluzione}

La normalità

Indica gli equivalenti di soluto in 1 litro di soluzione.

N = neq/l Eq = numero di specie attive

Neq = n moli per numero di specie attive

→ per gli acidi il numero di equivalenti e' il numero di p⁺ dissociabili. per le basi il numero di equivalenti e' il numero di ossidili di dissociabili.

es. se n° di p⁺ ceduti e' 1

HCl 0,1 M = 0,1 N

se il numero di p⁺ ceduti e' 2

H₂SO₄ 0,1 M = 0,2 N

questo vale per qualsiasi numero di p⁺ ceduti.

la molarita

Si esprime con numero di moli di soluto in 1 L di soluzione.

M = _g/^PM

H = _m(g)/^{PM × V (ml)}

l'osmolarita (Osm)

Corrisponde alla molarita moltiplicata per il numero di ioni in cui si dissocia il composto in H₂O. (le molecole devono essere isotoniche con il sangue)

es. NaCl si dissocia in 2 ioni Na⁺ Cl^- una soluzione 0,3 M di NaCl e' O₃ 2 = 0,6 Osm

Una soluzione di 0,3 M di glucosio, che in H₂O non si dissocia (molecola non io

Esercizi

1. quanti g di NaCl (PM=58) occorrono per fare 250 ml di una soluzione 0,2M

   se abbia 0,2 moli in 1 l in 250 ml sono 1/4 g = PM • m

   0,2 • 0,25 • 58 = 2,9 g

2. quanti g di KCl (PM=74) occorrono per fare 250 ml di una soluzione al 10% (P/V)

   contiene 10g in 100 ml di soluz. si può fare una proporzione

   10 : 100 = x : 250 10 • 250/100 = 25 g

3. quanti grammi di NaCl (PM=58) contiene la soluzione fisiologica (0,3 Osm).

   si si dissocia in 2 ioni coeff. di dissociazione 2 la molarità è 0,3/2 = 0,15 M

   0,15 • 58 = 8,7 g 1 litro di sol. fisiologica contiene 8,7 g

Reazioni chimiche

Le reazioni chimiche sono trasformazioni in cui si "trasformano" dei reagenti in prodotti. La trasformazione avviene rompendo e formando nuovi legami.

Le reazioni chimiche sono di 2 tipi:

• non cambia il numero di ossidazione e si dividono in:
  • Reaz. neutralizzazione
  • Reaz. dissociazione
  • Reaz. ionizzazione
• varia il numero di ossidazione

* reazioni di ossidoriduttasi:

Cuso₄ + Zn → Cu + ZnSO₄

• elementi ossidati
• elementi ridotti

Le reazioni di ossidoriduttasi sono caratterizzate da 2 reazioni:

• L'ossidazione
  • un elemento si ossida se cede i propri elettroni → aumenta il numero di ossidazione

es: ho n° ossidazione 1 che diventa 3.Ho ceduto 2 e^-

La variazione può essere anche da -3 a -5 specie chimica riducente

• La riduzione vede la diminuzione del numero di ossidazione per l'acquisto di e^-:
• specie chimica ossidante

Si deve arrivare neutralità finale, quin

di le 2 reazioni avvengono autemporan

neamente. Reazione ionica

la specie chimica che si ossida tende a

far ridurre un' altra specie e vicerven

sa.

Il passaggio (aumento/diminuzione) di

e deve essere uguale.

Reaz. Ossidodirione

H₂ + 1/2 O₂ → H₂O

L'ossigeno si riduce (agente ossidante)

-1/2 O₂ + 2e^- → O^2-

L'idrogeno si ossida (agente riducente)

H₂ → 2H⁺ + 2e^-

* Le molecole organiche sono

ossidate se tendono a perdere H

deidrogenarsi (poco H)

ridotte se tendono a acquisire H

metano → completamente ridotto

anidride carbonica → completamente

ossidata

(Ci sono specie chimiche che nativi

realmente tendono ad

ossidansi.)

Reazioni Redox

Molte reazioni Redox sono reazioni

del catobolismo ossidativo che produ

cono energia sotto forma di coenzimi

ridotti (NADH e FADH₂) secondo la reazione

generale

Xrid + coenzima ⇒ X_ox + coenzima ridotto

I coenzimi sono molecole che aiutano l'enzima nella sua reazione.

A contatto con l'O₂, la reazione di combustione è:

CH₄ + O₂ = CO₂ + H₂O

Reagenti sx

• C = -4, stato ridotto → ossidarsi
• H = +1, stabile
• O = 0 stato neutro → ridursi
• (l'O è sempre -2 a parte lo stato neutro)

Prodotti dx

• C = +4, stato ossidato
• H = +1
• O = -2 stato ridotto

Esempi ossidoriduzione

Alcool primario

H        H        H        H

|          |          |          |

H - C - C - OH ⇨ H - C - C - O ⇨ H - C - C - O

|          |          |          |

H        H        H        O - H

Più ridotto      intermedio      ossidato

          (aldeide)            (acido)

Alcool secondario

H

H - C - H

H

H - C - C - OH

H H

OK

H

H - C - H

H

H - C - C = O

H

Chetoni

Alcool terziario

H

H - C - H

H

H - C - C - OH

H

H - C - H

H

L'ossidazione avviene solo con rottura legame C-C

Questo perché non ci sono H che possono reagire

• Ossidazione Fe → Fe⁺⁺ + 2e^-
  • Forma ridotta → Forma ossidata
  • Riducente → Ossidante
• Riduzione 2H⁺ + 2e^- → H₂
  • Forma ossidata → Forma ridotta
  • Ossidante → Riducente

I coenzimi sono generalmente di nucleo