Semestre filtro - Chimica e propedeutica biochimica

LA COSTITUZIONE DELLA MATERIA

La materia è tutto ciò che ha e occupa La materia è composta da particelle microscopiche : e

massa spazio. ATOMI

MOLECOLE.

FONDAMENTI DELLA TEORIA ATOMICA

La moderna nasce per spiegare la della materia. Ecco i passaggi principali:

teoria atomica natura discontinua

A. Democrito (V sec a.C.)

• Propone che tutta la materia sia fatta di particelle invisibili: gli àtomos

• Idea non scientifica (mancavano prove sperimentali)

filosofica,

B. Dalton (1803) - teoria atomica moderna

1. La materia è costituita da = La materia non è continua, ma è formata da particelle minuscole chiamate

atomi

atomi

2. Gli atomi di uno stesso elemento sono e possiedono le stesse proprietà fisiche e chimiche

uguali tra loro

3. Gli atomi di elementi diversi = hanno masse proprie e proprietà chimiche differenti

sono diversi

4. Gli atomi si combinano in rapporti semplici e definiti per formare composti

5. Le reazioni chimiche avvengono per degli atomi = film atomi

riorganizzare non si creano ne si distruggono,

ma semplicemente si riorganizzano e si combinano i modi diversi

—> ha spiegato leggi come: legge della legge delle

conservazione della massa, proporzioni definite

C. Thomson (1897) - scoperta dell’elettrone

• L’atomo non è divisibile!

• Propone il : carica positiva diffusa con elettroni “infilati”

modello a panettone

D. Rutherford (1911) - modello nucleare

• Esperimento della lamina d’oro

• Scopre che l’atomo è per la maggior parte, ha un molto denso, gli elettroni orbitano intorno.

vuoto nucleo positivo

1 di 37

E. Bohr (1913) - modello quantizzato

• Gli elettroni orbitano solo su livelli quantizzati

• Introduce i : gli elettroni assorbono o emettono energia passando da un

salti quantici

livello all’altro

STRUTTURA DEL NUCLEO ATOMICO

Un atomo è formato da:

PARTE CARICA MASSA RELATIVA POSIZIONE

PROTONE 1 1u Nucleo

NEUTRONE 0 1u Nucleo

ELETTRONE -1 ~0 (1/1836 u) Nube elettronica

Unità di massa atomica (u) : circa la massa di un protone o neutrone

NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA

• : numero di protoni = numero di elettroni in un

Numero atomico (Z)

atomo neutro

• : somma di protoni e neutroni

Numero di massa (A)

MASSA ATOMICA

La è la di un elemento, espressa

massa atomica massa di un singolo atomo

in (simbolo:

unità di massa atomica u o amu)

1u (unita di massa atomica):

1u = 1/12 della massa dell’atomo di carbonio-12 ≈1,66× 10 ^(-27) kg

2 di 37

—> massa atomica relativa

Definizione:

La massa atomica relativa (senza unità) è il tra la massa di un atomo e 1u.

rapporto

Ma siccome è espressa in unità di u, con la massa atomica in u.

coincide numericamente

Esempi (tratto dalla tavola periodica):

ELEMENTO SIMBOLO MASSA ATOMICA RELATIVA

(u)

Idrogeno H 1,008

Carbonio C 12,0111

Ossigeno O 15,999

Ferro Fe 55,845

Uranio U 238,029

I numeri non sono interi perchè sono media ponderata degli isotopi

GLI ISOTOPI

Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento che hanno un numero di neutroni diverso.

! la massa atomica riportata nella tavola periodica è una media ponderata:

∑

m a ss a m e d i a = (m a ss a i s o t o p o × a b b o n d a n z a)

Esempi: Cloro (Cl)

• Cl-35 (abbondanza 75%) —> massa = 35u

• Cl-37 (abbondanza 25%) —> massa = 37u

Massa media = 0,75⋅35 + 0,25 ⋅37 = 35,5 u

Altri esempi: carbonio-12, carbonio-13, carbonio-14

RELAZIONE CON LA MOLE E LA MASSA MOLARE

di un elemento ha massa in grammi

1 mole uguale alla massa atomica relativa

Massa molare (g/mol) = massa atomica (u)

Esempio:

- 1 mole di carbonio = 12,011g

- Contiene (numero di Avogadro)

6,022 ⋅ 10^23 atomi 3 di 37

PROPRIETÀ MAGNETICHE DEL NUCLEO

Le sono alla base del funzionamento della

proprietà magnetiche del nucleo risonanza magnetica nucleare

una tecnica fondamentale sia in ambito chimico (spettroscopia RMN) sia in medicina (risonanza magnetica,

(RMN),

RM). Vediamo come queste proprietà vengono sfruttate:

✅

1. Momento magnetico nucleare

Alcuni possiedono un momento angolare intrinseco chiamato Quando questo spin è diverso da

nuclei atomici spin.

zero, il nucleo genera un in pratica, si comporta come un piccolo magnete.

momento magnetico:

• Solo nuclei con sono "visibili" alla RMN (es.

spin ≠ 0 ¹H, ¹³C, ³¹P, ¹⁹F).

• Il più utilizzato in diagnostica medica è (protone), perché è abbondante nei tessuti umani (nell'acqua e nei

¹H

lipidi). ✅

2. Interazione con un campo magnetico esterno (B₀)

Quando un campione viene posto in un i momenti magnetici nucleari

campo magnetico esterno molto forte,

tendono ad allinearsi:

• Alcuni nuclei si con il campo (bassa energia).

allineano

• Altri si al campo (alta energia).

oppon-gono

Questo crea una nello stato a bassa energia base per la

leggera sovrappopolazione rilevazione del segnale

→

RMN. #

3. Frequenza di Larmor

In presenza di B₀, i nuclei precessano (ruotano) attorno alla direzione del campo con una frequenza caratteristica,

detta frequenza di Larmor:

ω = γB₀

- ω : frequenza di precessione

- γ : rapporto giro magnetico (caratteristico per ogni nucleo)

- B₀ : intensità del campo magnetico

$

4. Risonanza e rilassamento

Se si applica un a una frequenza pari a quella di Larmor, i nuclei assorbono

impulso di radiofrequenza (RF)

energia e "saltano" allo stato eccitato.

Dopo l’impulso, tornano allo stato di equilibrio rilasciando energia → segnale RMN rilevato dalla

macchina.

Il ritorno allo stato fondamentale avviene attraverso due meccanismi:

• recupero dell’allineamento con il campo B₀

Rilassamento longitudinale (T1):

• perdita di coerenza di fase tra i nuclei

Rilassamento trasversale (T2):

Questi tempi variano tra tessuti diversi base per il delle immagini RM.

contrasto

→ In sintesi

PROPRIETÀ NUCLEARE Ruolo nella RMN

≠ 0

Spin nucleare Permette l’interazione con il campo

Momento magnetico nucleare Comportamento da piccolo magnete

Frequenza di Larmor Determina la frequenza di eccitazione

Tempi di rilassamento (T1, T2) Generano contrasto nei tessuti

4 di 37

ELEMENTI E COMPOSTI

➡ ELEMENTO

È una costituita da un solo tipo di atomo es. ossigeno (O2), ferro (Fe), idrogeno (H2)

sostanza pura

➡ COMPOSTO

È una sostanza chimica uniti in proporzioni fisse es. acqua (H2O), anidride

formata da atomi di elementi diversi

carbonica (CO2), cloruro di sodio (NaCl)

➡ MOLE

È l’unità di misura della quantità di sostanza

1 mole = (numero di Avogadro).

6,022 × 10²³ particelle

Es: una mole di H2O contiene 6,022×10²³ molecole d’acqua.

➡ MOLECOLA

È un insieme stabile di due o più atomi legati chimicamente

Può essere: (es. O2) o (es. H2O)

elementare composta

—> dal modello atomico di Bohr:

• Nello in cui gli elettroni possiedono il minor contenuto energetico, il moto dell’elettrone è

Stato fondamentale,

possibile solo su determinate orbite circolari (orbite stazionarie)

• L’elettrone, quando assorbe energia, passa dal livello energetico inferiore (stato fondamentale) a un livello energetico

(stato l’elettrone quindi non può trovarsi tra due livelli energetici

superiore eccitato):

• Per il principio di indeterminazione è impossibile misurare con

l’orbita dell’elettrone non si può definire:

precisione e contemporaneamente coppie di grandezze; anzi, la precisione di misura di una grandezza è inversamente

proporzionale alla precisione di misura dell’altra.

Se non è possibile definire l’orbita dell’elettrone, anche la sua posizione diventa indeterminata; e quindi possibile

delimitare la probabilità di trovare l’elettrone entro una dal nucleo in una certa regione di

determinata distanza

spazio. è la regione dello spazio intorno al nucleo in cui la probabilità di trovare l’elettrone è del 95%.

Orbitale

L’elettrone, quindi non si muove su un’orbita ben precisa, ma occupa uno spazio tridimensionale intorno al

detto orbitale. Nel caso la regione di spazio non abbia un contorno finito viene chiamata

nucleo nube elettronica.

⚛ . I numeri quantici definiscono la dimensione e l’energia, la forma e

l’orientamento degli orbitali atomici.

➡ NUMERI QUANTICI

Descrivono lo stato quantico di un elettrone in un atomo. Sono 4:

NUMERO QUANTICO SIMBOLO COSA DESCRIVE VALORI POSSIBILI

Principale n Livello energetico 1,2,3….

Secondario l Forma dell’orbitale 0 —> n-1

Magnetico m Orientamento nello spazio -l —> +l

Di Spin Rotazione dell’elettrone pari a +1/2 o a -1/2

m s 5 di 37

Orbitali con lo stesso valore del numero quantico principale (n) il

numero quantico secondario (l), ma con diversa orientazione, si

chiamano degeneri.

ORBITALI ATOMICI

La forma degli orbitali atomici è definita dal numero quantico secondario (l)

l TIPO ORBITALE FORMA

0 s Sferica

1 p A doppio lobo

2 d Complessa

3 f Ancora più complessa

Ogni orbitale può contenere massimo con spin opposto.

2 elettroni, 6 di 37

PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI

'

Due elettroni in uno stesso atomo avere tutti e quattro i numeri quantici uguali —> in ogni orbitale

non possono

possono esserci al massimo due elettroni con spin opposto.

In base al principio di Pauli possiamo innanzitutto stabilire il minimo massimo di elettroni per sottolivello:

Inoltre, il principio di Pauli ci permette di determinare anche il numero massimo di elettroni per livello:

❓ PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG

• È impossibile conoscere contemporaneamente con precisione assoluta la posizione e la quantità di

(es. elettrone)

moto (velocità) di una particella

Questo significa che non possiamo sapere “ dove si trova esattamente” un elettrone e “ quanto velocemente si muove”

• nello stesso momento.

Conseguenza: parliamo di come probabilità di presenza, non come orbite fisse (diversamente dal vecchio

• orbitali

modello planetario di Bohr) 7 di 37

REGOLA DI HUND

La regola di Hund riguarda il riempimento degli orbitali degeneri (cioè con la stessa energia, con i tre orbitali p, o i

cinque d)

—> enunciato:

Quando si riempiono orbitali di uguale energia (es. p,d,f), gli elettroni si distribuisco o uno per ogni orbitale, con spin

opposto, prima di accoppiarsi

—> perchè?

- minimizza la tra elettroni

repulsione elettrica

- Ottiene una configurazione più stabile (più simmetrica e meno energetica)

—> esempio: Carbonio (z=6)

- 1s² 2s² 2p²

configurazione elettronica

- I due elettroni 2p si disporranno in orbitali diversi, con spin parallelo, cosi:

2p_x 2p_y 2p_z _ (non

↑ ↑ ↑↓)

CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEGLI ELEMENTI

La configurazione elettronica descrive la di un atomo nei valori

distribuzione degli elettroni orbitali.

base per scriverla:

Principi

- principio di (costruzione) = gli elettroni riempiono

Aufbau prima gli orbitali a energia più bassa

- Principio di esclusione di = in ogni orbitale possono esserci

Pauli massimo due elettroni con spin opposto

- Regola di = gli elettroni si distribuiscono poi si accoppiano

Hund prima in orbitali separati,

ORDINE DI RIEMPIMENTO DEGLI ORBITALI

• Gli elettroni tendono a occupare gli orbitali di minore energia secondo l’ordine dei livelli energetici crescenti (principio

della minima energia)

• Due elettroni in un atomo non possono avere i quattro numeri quantici uguali (il principio di esclusione di Pauli)

• Gli elettroni di un atomo che hanno a disposizione orbitali degeneri (i tre orbitali p , i cinque orbitali d, i sette orbitali

f) si dispongono con spin parallelo occupando il maggior numero di orbitali o

(regola di Hund della massima molteplicità)

8 di 37

9 di 37

Esempi pratici:

- Ossigeno : Z=8

1s² 2s² 2p⁴

- Ferro : Z=26

[Ar] 4s² 3d⁶

([Ar] rappresenta la configurazione dell'Argon: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶)

⚠

- Rame : Z=29 ECCEZIONE

[Ar] 4s¹ 3d¹⁰

(non [Ar] 4s² 3d⁹)

→ Perché un dⁱ⁰ completo è più stabile. 10 di 37

I RADIOISOTOPI E LA RADIOATTIVITÀ ☢

Cos’è la radioattività?

La radioattività è un fenomeno naturale o artificiale in cui alcuni nuclei atomici instabili si trasformano

spontaneamente, emettendo radiazioni. Questo processo porta alla formazione di nuclei più stabili.

Tipi di radiazioni:

1. Alfa (α) – Emissione di particelle composte da 2 protoni e 2 neutroni (come un nucleo di elio).

2. Beta (β) – Emissione di elettroni (β⁻) o positroni (β⁺).

3. Gamma (γ) – Emissione di energia sotto forma di onde elettromagnetiche, senza cambiamenti nel numero di

protoni/neutroni.

Cosa sono i radioisotopi?

Un (o isotopo radioattivo) è un di un elemento chimico che

radioisotopo isotopo instabile emette radiazioni

durante il decadimento del suo nucleo

Caratteristiche:

• Hanno lo (quindi appartengono allo stesso elemento chimico), ma

stesso numero di protoni numero diverso di

(ISOTOPI)

neutroni.

• Hanno un caratteristico, detto (tempo necessario affinchè la metà degli atomi

tempo di decadimento emivita

presenti si trasformi) Esempi comuni di radioisotopi:

ISOTOPO UTILIZZO TIPO DI DECADIMENTO

Carbonio-14 Datazione archeologica Beta (β⁻)

Iodio-131 Trattamento della tiroide Beta (β⁻), gamma

Cobalto-60 Radioterapia, sterilizzazione Gamma

Uranio-238 Produzione di energia nucleare Alfa (α)

DECADIMENTO RADIOATTIVO

Il e le (alfa, beta, positroni, gamma, X) hanno

radiazioni ionizzanti

un impatto molto importante nel campo soprattutto per la e la ma comportano

biomedico, diagnostica terapia,

anche rischi biologici se non gestiti correttamente.

Tipi di radiazioni nel decadimento radioattivo:

Tipo di radiazione Natura Potere penetrante Effetto biologico

(tossicità)

Alfa (α) 2 protoni + 2 neutroni Basso (fermata da un foglio di se

Alta tossicità interna

carta o pelle) inalata o ingerita

Elettrone Medio (fermata da plastica o Media

Beta (β⁻) vetro)

Antiparticella dell’elettrone Usato nella PET

Simile al β⁻, genera

Beta (positrone)

⁺ emissione

annichilazione →

di 2 fotoni gamma

Gamma (γ) Fotone ad alta energia Alta (serve piombo o cemento) Bassa per basse dosi, alta per

esposizione prolungata

X (raggi X) Fotoni (come i γ ma energia Alta Usati in radiodiagnostica,

minore) rischio di sovraesposizione

11 di 37

UNITÀ DI MISURA DELLA RADIOATTIVITÀ e della dose

Misura della radioattività (sorgente)

• 1 disintegrazione al secondo

Becquerel (Bq):

• 3,7 × 10¹⁰ disintegrazioni al secondo (unità storica)

Curie (Ci):

Misura della dose assorbita (fisica)

Gray (Gy) : energia assorbita per kg di tessuto (1 Gy = 1 J/kg)

Misura dell’effetto biologico (biologico)

• considera il tipo di radiazione e la sensibilità biologica dei tessuti.

Sievert (Sv):

Formula: Dose equivalente (Sv) = Dose assorbita (Gy) × Fattore di ponderazione (WR)

◦ WR: 1 per beta/gamma/X, 20 per alfa (più dannose)

◦

EFFETTI BIOLOGICI E TOSSICITÀ

Dipende da:

• Tipo di radiazione (alfa è la più tossica internamente)

• Energia della radiazione

• Tessuto irradiato

• Durata dell’esposizione

• Dose assorbita (Gy o Sv) DOSE EFFETTO BIOLOGICO

< 0.1 Sv Nessun effetto rilevabile

O.1 - 1 Sv Cambiamenti cellulari lievi, rischio aumentato di tumori

1-2 Sv Nausea, calo dei globuli bianchi

2-5 Sv Sindrome acuta da radiazione, rischio morte

>5 Sv Altamente letale

APPLICAZIONI BIOMEDICHE E CORRELAZIONI

✅ Diagnostica

- : radiografie, TAC

raggi X

- scintigrafia, SPECT

Gamma :

- : PET (es. Fluoro-18 cervello, tumori)

Positroni →

✅ Terapia

- Iodio-131 per ipertiroidismo o cancro tiroideo

radiazioni β⁻:

- (Cobalto-60) : radioterapia esterna

Gamma

- (es. Radium-223) : trattamenti mirati per metastasi ossee

Alfa

—> correlazioni importanti in biochimica:

• La dipende dall’emivita, tipo di radiazione e organo target

scelta del radioisotopo

• Il ha : breve emivita, emissione compatibile con imaging, bassa tossicità

tracciante ideale

• La tossicità richiede protezione (piombo, schermature, limiti di dose per operatori sanitari)

biologica 12 di 37

IL SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI

Il , noto anche come è una tabella che organizza tutti gli

sistema periodico degli elementi tavola periodica,

elementi chimici conosciuti in base alle loro proprietà chimiche e fisiche. È uno strumento fondamentale per

comprendere il comportamento degli elementi e prevedere le loro reazioni.

STRUTTURA DELLA TAVOLA PERIODICA

• = ci sono 7 periodi. Ogni periodo rappresenta un livello energetico degli elettroni

Righe (periodi)

• = ci sono 18 gruppi. Gli elementi nello stesso gruppo hanno proprietà chimiche simili

Colonne (gruppi)

• = determinano il tipo di orbitale in cui si trovano gli elettroni esterni

Blocchi : s, p, d, f

Gli elementi sono ordinati in base al numero atomico crescente

PRINCIPALI CATEGORIE DI ELEMENTI

CATEGORIA CARATTERISTICHE

Metalli Buoni conduttori, lucenti, malleabili, tendono a perdere elettroni

Non metalli Scarsi conduttori, fragili, tendono ad acquistare elettroni

Metalloidi Proprietà intermedie tra metalli e non metalli

Gas nobili Gruppo 18, molto stabili, reattività molto bassa

Alogeni Gruppo 17, molto reattivi, formano sali con i metalli

Metalli alcalini Gruppo 1, estremamente reattivi (es. sodio, potassio)

Metalli alcalino- terrosi Gruppo 2, reattivi ma meno degli alcalini

13 di 37

PROPRIETÀ PERIODICHE

• Configurazione elettronica esterna

La configurazione elettronica indica la disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo. Gli elettroni di valenza

(quelli nel livello energetico più esterno) determinano la reattività chimica di un elemento.

Gruppi: gli elementi di un gruppo hanno configurazioni simili —> proprietà simili

Esempio: Litio (Li): 1s² 2s¹

▪ Sodio (Na): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

▪ Tutti hanno 1 elettrone nel livello esterno gruppo 1.

→

▪ 14 di 37

• Volume atomico

È il volume occupato da un atomo.

(RAGGIO ATOMICO)

—> andamento:

• :

Aumenta scendendo in un gruppo

più livelli atomici —> atomi più grandi

• : il nucleo attrae più gli elettroni —> atomi più compatti

Diminuisce lungo un periodo da sinistra a destra

! : elementi in basso a sinistra (es. cesio)

massimo

! : elementi in alto a destra (es. Fluoro)

minimo

• Potenziale di ionizzazione

È l’energia da un atomo neutro (in fase gassosa)

necessaria per rimuovere un elettrone

—>andamento

• : più protoni —> elettroni più attratti —> servono più energia

Aumenta lungo il periodo

• : elettroni più lontani —> meno attratti —> più facile rimuoverli

Diminuisce scendendo lungo un gruppo

! : gas nobili

massimo

(es. Ne, He)

! : metalli

minimo

alcalini (es. Li, Na)

• Affinità elettronica

È l’energia (sottoforma di calore)

quando un atomo

rilasciata acquista

un elettrone.

—> andamento:

• (diventa

Aumenta lungo un periodo

più negativa) : gli atomi vogliono

completare l’ottetto.

• Diminuisce scendendo di un

: atomi grandi —> elettroni

gruppo

attratti meno facilmente

! (in valore assoluto) : alogeni (es. Cl, F)

massimo

! : gas nobili (non tendono ad acquistare elettroni)

minimo 15 di 37

• Elettronegatività

È la tendenza di un atomo ad attrarre gli elettroni in un legame chimico .

Scala più usata : scala di Pauling

—> andamento

• più protoni —> attrazione maggiore

Aumenta lungo un periodo :

• : più lontani dal nucleo —> attrazione minore

Diminuisce scendendo in un gruppo

! elemento : (F) = 3,98

più elettronegativo Fluoro

! elemento : (cs) = 0,79

meno elettronegativo Cesio

(freccia = aumento)

RIASSUNTO VISIVO

Proprietà Periodo (→) Gruppo (↓)

Configurazione esterna Cambia gradualmente Uguale nello stesso gruppo

Volume atomico ⬇ ⬆

Potenziale di ionizzazione ⬆ ⬇

Affinità elettronica ⬆ ⬇ (meno regolare)

Elettronegatività ⬆ ⬇

16 di 37

GLI ELEMENTI DELLA TAVOLA PERIODICA

Si classificano in metalli, non metalli, semimetalli

ELEMENTI CHIMICI DI RILEVANZA BIOLOGICA

Sono gli elementi chimici essenziali per la struttura e il funzionamento degli esseri viventi. Si dividono in macroelementi,

e microelementi (oligoelementi)

A. MACROELEMENTI (Presenti in grande quantità )

Questi 6 elementi rappresentano il del peso corporeo degli organismi:

96-99%

SIMBOLO NOME Funzione biologica principale

C Carbonio Costituisce la base delle molecole organiche (zuccheri, proteine,

DNA)

H Idrogeno Presente nell’acqua, nelle molecole organiche

O Ossigeno Essenziale per la respirazione cellulare, presente nell’acqua

N Azoto Presente in amminoacidi, proteine, acidi nucleici (DNA, RNA)

P Fosforo Parte di DNA, RNA, ATP, membrane cellulari

S Zolfo Presente in alcuni amminoacidi (es. cisteina, metionina)

Elementi minerali principali (macrominerali)

Necessa