Riassunto esame Elementi di biologia generale , Prof. Barbiroli Alberto Giuseppe, libro consigliato Introduzione alla biochimica di Lehningher, David L. Nelson

Biologia – modulo 2

Unità di misura

Ci sono diverse unità di misura che si possono utilizzare per quantificare determinate richieste. Alcune di queste siamo abituati ad utilizzarle nella quotidianità, tuttavia nella biologia sono fondamentali i micro e nano. Inoltre, bisogna tener conto del numero di Angstrom (Å), il quale equivale a 10 alla -10 m.

L'energia

La vita ha costante bisogno di energia, per questo l'energia viene definita come la capacità di produrre lavoro o cambiamenti. Tutte le attività che gli esseri viventi svolgono quotidianamente richiedono energia, per questo motivo esistono diversi tipi di energia:

• Chimica: ovvero l'energia che è contenuta nelle molecole del cibo che consumiamo e che quindi provoca catabolismo e anabolismo. Per questo motivo questa energia è fondamentale per gli uomini;
• Elettrica: la quale avviene attraverso la trasmissione nervosa;
• Termica: omeostasi termica;
• Meccanica: che può essere ad esempio l'azione muscolare che provoca dunque il movimento;
• Luminosa: la quale avviene attraverso visione e fotosintesi, infatti quest'energia è molto importante per le piante che necessitano di luce solare.

Una certa quantità di energia viene però dispersa nell'ambiente, questa quantità prende il nome di calore. Il calore, essendo prodotto di scarto, non può essere utilizzato per un lavoro metabolico. Dunque, quando parliamo di energia dissipata, facciamo proprio riferimento a quella parte di energia che disperdiamo sotto forma di calore.

L'unità di misura che si utilizza per l'energia sono i joule o la caloria. Nella nutrizione però spesso si utilizza la chilocaloria che equivale a 1000 cal. 1Kcal = 1000cal = 4184J: 1 cal è sufficiente per innalzare di 1° la temperatura di 1 kg di acqua.

Struttura atomo

L'atomo è formato da un nucleo centrale che ha carica positiva e che viene circondato da una nuvola di elettroni negativi. Il nucleo centrale a sua volta, possiede protoni, che hanno carica singola positiva, e neutroni, privi di carica.

Terminologie tecniche

Quando parliamo del peso atomico, intendiamo la massa dell'atomo che dipende dalla massa dei suoi protoni e dei suoi neutroni. Per il numero atomico invece intendiamo il numero di protoni che ha il compito di determinare la natura chimica dell'atomo. Elemento chimico sono gli atomi con numero atomico uguale. Con il termine isotopi si parla di elementi che hanno lo stesso numero atomico, ma con peso atomico diverso.

Gli orbitali

Gli elettroni hanno una singola carica negativa e una massa trascurabile, ruotano intorno al nucleo su orbite ben determinate, le quali prendono il nome di orbitali. Ogni orbitale può avere un massimo di due elettroni. Gli orbitali di valenza sono quelli più esterni. Gli elettroni di questi orbitali determinano il numero di legami (valenza) che un atomo può formare con altri atomi, grazie alle reazioni chimiche alle quali gli elettroni prendono parte. Gli elettroni in questi orbitali possono variare da 1 a 8, esclusi però i metalli di transizione. Negli elementi chimici il numero di elettroni è uguale al numero di protoni, non hanno dunque carica netta. Al contrario però, ci sono degli elementi che tendono a perdere o acquistare elettroni in modo tale da avere gli orbitali di valenza vuoti o riempiti, otteniamo così una carica netta sull'atomo. Gli atomi che hanno carica netta si chiamano ioni. Più precisamente, cationi se hanno carica positiva, anioni se hanno carica negativa.

La tavola periodica

La tavola periodica serve per la classificazione degli elementi chimici. Il numero degli elettroni presenti negli orbitali di valenza aumenta quando ci spostiamo da sinistra a destra, determiniamo così i gruppi o le famiglie di elementi. La valenza diminuisce invece a spostarsi da sinistra verso destra. I gruppi di elementi possiedono un comportamento chimico simile. Il periodo comprende un ciclo completo di variazione nel comportamento chimico.

I legami chimici

I legami chimici permettono agli atomi di legarsi fra loro e formare molecole, ovvero l'interazione stabile tra due o più atomi. I legami chimici si dividono in legami covalenti e legami non covalenti.

Legami covalenti

Nei legami covalenti gli atomi si legano gli uni agli altri mettendo in comune gli elettroni. Ogni singolo legame equivale ad una coppia di elettroni condivisi. Ogni atomo fornisce uno dei due elettroni. L'elettro-negatività è la capacità degli atomi di attirare a sé gli elettroni. Quando il legame viene instaurato tra due atomi diversi, gli elettroni di legame si spostano verso l'atomo più elettronegativo. Il legame a questo punto acquisisce un carattere polare. Nel legame covalente polare gli elettroni di legame si spostano quindi verso l'atomo più elettronegativo. La simmetria delle cariche si simboleggia con la lettera greca δ (delta), la quale indica la carica parziale che un atomo prende dopo aver formato il legame. Nelle molecole biatomiche dell'idrogeno e dell'ossigeno, abbiamo una distribuzione della carica simmetrica, per questo gli elettroni di legame si attraggono con la stessa forza dei due atomi, rimanendo così equidistanti da essi. Ciò significa che queste molecole non sono polari. L'elettro-negatività viene determinata da una scala che afferma più negativo l'ossigeno rispetto all'azoto, che a sua volta è più negativo rispetto al carbonio, il quale è invece negativo uguale all'idrogeno. Quando diciamo che un elemento è più negativo rispetto un altro, affermiamo che gli elettroni in quel caso stanno più vicini a quegli elementi che hanno maggiore elettronegatività, che di conseguenza ne determinano il carattere polare.

Legami non covalenti

I legami non covalenti sono 20 volte più deboli di quelli covalenti, tanto è vero che vengono rappresentati con delle linee tratteggiate. Di questi legami ne fanno parte quello ionico, idrogeno, di Van der Waals e l'interazione idrofobica.

Legame idrogeno

I legami idrogeno si formano tra un atomo di idrogeno che si lega covalentemente ad un atomo elettronegativo e ad un altro atomo elettronegativo; abbiamo quindi una carica parziale positiva che si somma ad una carica parziale negativa. Quando queste cariche sono allineate si forma un legame molto forte. Abbiamo quindi un donatore che è un atomo elettronegativo che fa il legame covalente con l'idrogeno e un accettore, ovvero un altro atomo elettronegativo, che fa il vero legame con l'idrogeno in questo caso non covalente. La lunghezza del legame idrogeno si determina dalla distanza del donatore all'accettore.

Legame ionico

Il legame ionico viene anche chiamato legame elettrostatico, in quanto si crea tra due atomi che hanno carica netta completamente opposta. Ci sono molecole in cui l'attrazione dell'elettrone è talmente forte da provocare un vero e proprio trasferimento di elettroni tra gli atomi che sono coinvolti nel legame; parliamo dunque di attrazione elettrostatica.

Peso molecolare / Mole

Il peso molecolare di una molecola si determina sommando il peso atomico di tutti i suoi atomi. La mole è la quantità di materia, la quale viene espressa in grammi, che numericamente è uguale al peso molecolare della sostanza stessa. Il numero di molecole che sono presenti in 1 mole equivale al numero di Avogadro. La moralità è la concentrazione di massa presente in un certo volume, parliamo dunque del numero di moli presenti in 1l.

Reazione chimica

La reazione chimica è l'interazione tra atomi che acquistano e mettono in comune gli elettroni di valenza. Le reazioni portano alla rottura di alcuni legami della specie reagente, formandone poi altri nuovi. Tra le varie molecole coinvolte si ha un preciso rapporto stechiometrico, dove 2 è il coefficiente stechiometrico.

Tipi di reazioni

Ci sono due diversi tipi di reazioni chimiche:

• Reazione completa: in questo caso tutti i reagenti diventano prodotti, determinando una reazione finita;
• Reazione all'equilibrio: al contrario dalla precedente, la reazione qui si stabilizza nel momento in cui c'è un equilibrio chimico tra reagenti e prodotti. L'equilibrio chimico viene stabilito dalla costante.

Rapporto KG è l'energia libera di Gibbs. Il ΔG è la differenza tra lo stato energetico finale e quello iniziale di una determinata reazione o di un processo. Quando questo è maggiore di zero abbiamo un passaggio non spontaneo, parliamo dunque di differenza endoergonica; quando minore di zero abbiamo un passaggio spontaneo, definendo quindi la differenza esoergonica; quando invece abbiamo ΔG=0 abbiamo un equilibrio. Nel caso in cui una reazione spontanea viene associata ad una reazione non spontanea, bisogna avere ΔG totale uguale alla somma tra i due ΔG < di zero. È importante ricordare che la velocità di reazione non si può collegare alla spontaneità della stessa in quanto la termodinamica è diversa dalla cinetica.

L'acqua

L'acqua è determinata da una molecola che ha forma tetraedrica. Ai vertici del tetraedro abbiamo due atomi di idrogeno e due doppiette elettronici non condivisi, ovvero orbitali di valenza che possiedono due elettroni negativi. Le molecole d'acqua tendono ad orientarsi in modo preciso per fare legame idrogeno con le altre molecole d'acqua che hanno intorno, evitando di puntare l'H direttamente verso la sostanza idrofobica.

Proprietà dell'acqua

L'acqua ha diverse proprietà molto importanti: possiede un punto di fusione e uno di ebollizione, grazie a una stabilità chimica di un punto di ebollizione elevato, legato al suo peso molecolare; ha proprietà solvente, grazie alla polarità con sali e molecole; strutturante; è in grado di ionizzare; può essere un reagente. Le sue proprietà dipendono dai due dipoli elettrici e il legame idrogeno. L'acqua è un sistema composto da due cariche elettriche uguali e di segno opposto separate da una distanza costante nel tempo. L'ossigeno è molto più elettronegativo rispetto all'idrogeno. Si forma attrazione elettrostatica tra ossigeno di una molecola e l'idrogeno di un'altra. A temperatura ambiente, e pressione atmosferica, l'acqua è allo stato liquido: ogni molecola d'acqua forma circa 3,4 legami idrogeno. Ogni molecola di acqua può formare quattro legami idrogeno, due come donatore e altri due come accettore del legame. Queste molecole sono in continuo movimento, in uno stato disordinato, per questo motivo si rompono e si riformano in continuazione. Ecco perché non possono essere sempre quattro legami fissi ma ci si basa su una media. Quando le molecole d'acqua sono sotto forma di stato solido, ovvero nel ghiaccio, le molecole sono bloccate nello spazio e di conseguenza abbiamo quattro legami idrogeno costanti. Nel caso si voglia avere l'acqua in stato gassoso durante l'evaporazione, serve calore per rompere i legami idrogeno. L'acqua può formare legami idrogeno con soluti polari, tanto che può sciogliere sostanze polari. È infatti l'acqua il solvente per eccellenza, in quanto interagisce con sostanze polari idrofiliche, come gli zuccheri, e minimizza i suoi contatti con le sostanze non polari idrofobiche, come i lipidi. L'acqua, inoltre, indebolisce le interazioni elettrostatiche con ioni di sostanze polari (NaCl). L'interazione idrofobica dell'acqua, determina la sua proprietà strutturante. Le molecole d'acqua non hanno la capacità di formare legami idrogeno con le sostanze idrofobiche. Le molecole dunque, che si trovano a contatto con le sostanze idrofobiche, non assumono alcuna orientazione. Per questo motivo le molecole d'acqua sulla superficie di separazione con la sostanza idrofobica sono in uno stato più ordinato. Quando poi si minimizza la superficie di separazione tra acqua e sostanza idrofobica, di conseguenza si minimizza anche il numero di molecole d'acqua ordinate. Sotto il punto di vista termodinamico abbiamo una situazione più stabile dove i sistemi tendono al massimo disordine.

Interazione idrofobica

L'interazione idrofobica avviene nel momento in cui le sostanze idrofobiche a contatto con l'acqua tendono a raggrupparsi. Sulla superficie di separazione tra sostanza idrofobica e sostanza idrofilica, l'acqua non ha libertà di movimento, dovrà assumere solo posizioni specifiche per la formazione di altri legami idrogeno con le altre molecole di acqua a lei vicine. Dal punto di vista termodinamico, se l'acqua è obbligata ad assumere certe posizioni, significa che deve stare in uno stato ordinato. Il sistema si organizza in modo da rendere minimo il numero di molecole d'acqua ordinate, dato che non è così semplice tenere delle molecole sotto controllo seguendo le regole della termodinamica. Più piccola sarà la superficie che divide le due sostanze, minore saranno le molecole che devono ordinarsi. La superficie si riduce quando tutta la sostanza idrofobica è raggruppata in un'unica goccia. Quando una sostanza è idrofobica le sue molecole tendono a raggrupparsi, così da minimizzare la superficie di contatto con l'acqua e, di conseguenza, il numero di molecole che devono essere ordinate sulla superficie stessa, otteniamo così un guadagno entropico. Le membrane biologiche sono fatte grazie a molecole che hanno struttura comune, ovvero molecole anfipatiche. Esse hanno nella loro struttura chimica una regione idrofobica non polare e una idrofilica, polare che ha carica netta o parziali. I saponi sono ad esempio sostanze anfipatiche, o tensioattivi, essi sono dei sali. In questo caso la catena idrofobica è molto lunga rispetto a quella idrofilica che c’è segnata in rosso con carica netta, questo comporta una grande anfipaticità. Il sapone permette di togliere l'unto dalle mani perché è in grado di avvolgere la sostanza idrofobica, come ad esempio dell'olio, e di rimuoverla di conseguenza per via dell'emulsione. L'emulsione rende stabili le sostanze idrofobiche in acqua, perché in presenza di queste molecole non c'è un contatto diretto con l'acqua ma essa tocca la testa polare della sostanza anfipatica. L'acqua è una molecola polare e, grazie alla sua polarità, ha un punto di fusione e fissione caratteristici. Può essere considerata un solvente e, con il suo contatto, costringe le molecole idrofobiche o quelle anfipatiche a comportarsi in un certo modo. L'acqua è una molecola che si può ionizzare, ovvero una molecola H₂O può dissociarsi in H⁺ e OH^-. Tra reagente e prodotti c'è una freccia bidirezionale, perché c'è un equilibrio chimico che viene mantenuto grazie alla costante d'equilibrio. Nelle reazioni chimiche, le costanti sono tutte scritte calcolando il rapporto di concentrazione dei prodotti, diviso il prodotto delle concentrazioni dei reagenti. Con questa formula si ricava dunque la costante di equilibrio della dissociazione dell'acqua.

Il pH

La percentuale di molecole d'acqua che si dissociano è molto bassa, ecco perché il reagente a denominatore può essere considerato la costante stessa. Il prodotto ionico dell'acqua, indicato con K_w, è il prodotto che si ottiene dalla moltiplicazione dei prodotti della formula precedente. Esso, dovrà sempre essere pari a 10^-14. K_w = K[H₂O] = [H⁺] [OH^-] = 10^-14

La concentrazione degli ioni idrogeno in soluzione acquose è misurata con la scala del pH. Il pH, dal punto di vista chimico, indica che stiamo facendo il -log[H⁺].

pH = -log [H⁺]; pOH = -log[OH^-], quindi pH + pOH = 14

Quando la molecola d'acqua pura si dissocia è scontato che in assenza di altre molecole di soluzione, quindi di altri soluti, la concentrazione ioni H⁺ e OH^- deve essere uguale, perché da ogni molecola d'acqua ricaviamo una molecola H⁺ e una OH^-. Quindi, se [H⁺] [OH^-] = 10^-14, e pH + pOH = 14, nelle molecole d'acqua pura il pH varrà 7 esattamente come il pOH. Ecco perché il pH 7 è considerato pH neutro. (pH 7 corrisponde a 10 alla -7 molare) La concentrazione degli ioni idrogeno in soluzione acquosa è misurata con la scala del pH. La scala del pH parte dal valore 0 e arriva al 14, tuttavia il pH potrebbe assumere, in casi meno frequenti, valori inferiori allo 0 e superiori al 14. Il valore 0 della scala corrisponde all'1 molare degli ioni H⁺, mentre 14 corrisponde all'1 molare degli ioni OH^-. Ci sono più definizioni che ci permettono di distinguere gli acidi dalle basi che, se miscelati insieme in una soluzione, formano un sale.

Acidi

Sono acidi tutte quelle sostanze che, una volta disciolte in acqua, ne aumentano il contenuto in idrogeno positivo, c'è quindi un aumento di ioni H⁺, i quali però abbassano di conseguenza il pH. Distinguiamo di conseguenza gli acidi forti da quelli deboli in base a come si dissociano:

• Gli acidi forti si dissociano completamente, come ad esempio l'acido cloridrico HCl presente nel nostro stomaco utile per ridurre il pH gastrico, esso si dissocia in H⁺ e Cl^- (→);
• Gli acidi deboli creano un equilibrio dissociando gli ioni H⁺, come ad esempio l'acido acetico CH₃COOH ⇌ CH₃COO^- + H⁺, possiamo pertanto scrivere la sua costante di dissociazione.