Appunti di biochimica

Materia

Occupa spazio ed è caratterizzata da una massa e da un volume.

Sostanze pure

Porzioni omogenee di materia con composizione fissa e costante.

Elementi

Sono sostanze pure formate da atomi dello stesso tipo. Non possono essere scomposti in sostanze più semplici, mediante mezzi chimici. 92 elementi naturali + 11 elementi artificiali. L'atomo è la più piccola particella di un elemento.

Composti

Due o più elementi in rapporto fisso e costante. Possono essere scomposti negli elementi che li compongono. La molecola è la più piccola particella di un composto.

Miscele

Porzioni di materia formate da due o più specie chimiche in rapporti variabili.

Miscele omogenee o soluzioni

Hanno proprietà chimiche e fisiche identiche in ogni punto, siano esse solide, liquide o gassose. La dimensione delle particelle della fase dispersa è inferiore a un nanometro.

Miscele eterogenee

Non hanno proprietà chimico-fisiche uguali in ogni punto. Al loro interno, possono sussistere fasi diverse. Le dispersioni colloidali hanno particelle disperse di dimensioni comprese tra 1 e 1000 nanometri (es. latte). Le sospensioni hanno particelle disperse di dimensioni maggiori a 1000 nanometri (es. sangue).

Stati della materia

Gli stati della materia (solido, liquido e aeriforme) sono mantenuti dalle forze di coesione che tengono uniti gli atomi e le molecole. I solidi hanno forti forze di coesione al contrario dei gas che hanno debolissime forze di coesione. Temperatura (che dipende dall'energia cinetica delle molecole e misura la tendenza del calore ad abbandonare un corpo) e pressione influenzano lo stato fisico della materia, perché agiscono sul movimento delle molecole e sulle forze intermolecolari.

Calore latente (J/Kg)

Il calore latente è l'energia necessaria a produrre un passaggio di stato. Indebolisce/demolisce i legami tra molecole.

Fasi e passaggi di stato

• Solido → Liquido = fusione
• Solido → Aeriforme = sublimazione
• Liquido → Solido = solidificazione
• Liquido → Aeriforme = vaporizzazione (evaporazione a temperatura ambiente o ebollizione a T = 100°C)
• Aeriforme → Liquido = condensazione o liquefazione
• Aeriforme → Solido = brinamento

Tensione di vapore

Se un liquido riempie parzialmente un recipiente chiuso, all'aumentare della temperatura, sempre più molecole avranno sufficiente energia cinetica per passare allo stato gassoso (evaporazione); parte di queste particelle rientra in fase liquida e nella situazione di equilibrio la pressione del gas è detta tensione di vapore saturo. Se il recipiente è aperto, la condizione di vapore saturo non potrà essere raggiunta.

Ebollizione

È il fenomeno che si verifica quando la tensione di vapore saturo eguaglia la pressione esterna. L'evaporazione non avviene solo sulla superficie esterna del liquido, ma avviene anche all'interno, creando bolle di vapore. Tanto più bassa è la tensione di vapore di un liquido, tanto più alta sarà la temperatura di ebollizione.

Tensione superficiale

È la tendenza che hanno i liquidi a ridurre al minimo l'area esposta all'esterno.

Solubilizzazione o solvatizzazione

È l'interazione tra soluto e solvente, che porta le singole molecole di soluto disciolto a circondarsi di molecole di solvente. Si verifica solo se la forza attrattiva tra le particelle di soluto (parte minore) e di solvente (parte maggiore) è sufficiente a controbilanciare le forze intermolecolari esistenti tra le particelle di soluto e di solvente.

Diffusibilità

È la capacità di due liquidi miscibili di diffondere l'uno nell'altro. Un aumento della temperatura, quindi l'aumento dell'energia cinetica, favorisce la diffusibilità.

Tensione interfacciale

È la tendenza di due liquidi non miscibili ad avere la minima superficie di contatto tra loro.

Solubilità

È la massima quantità di soluto che si può sciogliere in 100 g di solvente. Aumenta all'aumentare della temperatura. La solubilità di NaCl in acqua è di 36 g per 100 ml a 20°C. Aggingendo ad una soluzione satura (ovvero in equilibrio tra solvente e soluto) ulteriore soluto, questo non si scioglie ma si separa dalla soluzione: precipita se è un solido, forma una nuova fase se è un liquido, gorgoglia se è un gas.

Concentrazione

È la quantità di soluto presente in una certa quantità di soluzione o di solvente. Concentrazione = q.tà soluto / q.tà soluzione o solvente.

% Peso/Peso

È la quantità di soluto, in peso, per 100 g di soluzione.

% Volume/Volume

È la quantità di soluto, in volume, per 100 parti di soluzione, in volume.

% Peso/Volume

È la quantità di soluto, in peso, per 100 ml di soluzione.

Unità di massa atomica (u o uma)

-24 uma = u = 1/12 della massa dell'atomo di C = 1,66 x 10 g. 231 g = 6,022 x 10 u = numero di Avogadro (N) = numero di particelle contenute in una mole (mol).

Numero atomico (Z)

Numero dei protoni nel nucleo di un elemento. Z = n° protoni = n° elettroni. È indicato in basso a sinistra del simbolo chimico.

Numero di massa (A)

È la somma tra il numero dei protoni e quello dei neutroni di un elemento. A = n° protoni + n° neutroni. È indicato in alto a sinistra del simbolo chimico.

Isotopi

Uguale Z e diverso A: n° e = n° p ≠ n° n.

Allotropia

È la capacità di un elemento di esistere in più forme (allotropi). Es. O₂ (ossigeno) e O₃ (ozono) sono due forme allotropiche dello stesso elemento.

Massa atomica o peso atomico

È la massa media degli atomi presenti in un campione naturale. È il rapporto tra la massa media degli atomi di un elemento e l'unità di massa atomica (UMA). es. peso atomico C = 12,0107.

Peso molecolare

È la somma delle masse atomiche degli elementi/atomi presenti in una molecola. PM = 18 (H = 1 x 2 + O = 16) H₂O.

Mole (mol)

È la quantità di sostanza costituita da un numero definito di unità elementari (atomi, molecole, ioni, elettroni, ecc.) pari a quello degli atomi di carbonio presenti in 12 grammi del carbonio-12 (¹²C), che è uguale al numero di Avogadro (N_A). N_A = 6,022·10²³ unità elementari. Una quantità in grammi pari al peso atomico (PA) di un elemento o al peso molecolare (PM) di un composto contiene un numero di atomi o di molecole pari a N_A e corrisponde ad 1 mol.

• Es. 1 mol di O (PA = 16 uma) = 16 g = 6,022·10²³ atomi di O
• Es. 1 mol di H (PA = 1 uma) = 1 g = 6,022·10²³ atomi di H
• Es. 1 mol di H₂O (PM = 18 uma) = 18 g = 6,022·10²³ molecole di H₂O

Molarità (M)

La molarità (M) è il numero di moli di soluto per litro (L) di soluzione. M = n°mol / V = mol / L soluzione.

Molalità (m)

La molalità (m) è il numero di moli di soluto per 1 Kg di solvente. m = n°mol / V = mol / Kg solvente.

Frazione molare (X)

È il rapporto tra il numero di moli del soluto e il numero di moli totali della soluzione. X = n° mol soluto / n° mol soluzione.

Proprietà colligative

Dipendono esclusivamente dal numero di particelle disciolte in soluzione e non dalla natura di queste.

Abbassamento della tensione di vapore

Le soluzioni evaporano più lentamente del solvente puro. ΔP = P₀ · X_soluto. ΔP = abbassamento della tensione di vapore. P₀ = tensione di vapore del solvente puro. X_soluto = frazione molare del soluto.

Innalzamento della temperatura di ebollizione

L'aumento della temperatura di ebollizione di una soluzione rispetto al solvente puro, o innalzamento ebullioscopico, è una conseguenza dell'abbassamento della tensione di vapore della soluzione. L'innalzamento del punto di ebollizione (ΔT_eb) è proporzionale alla molalità (m) della soluzione.

ΔT_eb = K_eb · m. ΔT_eb = innalzamento ebullioscopico. K_eb = costante ebullioscopica. m = molarità della soluzione. La costante ebullioscopica dell'acqua vale 0,52, per cui ogni soluto presente nella concentrazione di 1 mol per Kg di acqua provoca un innalzamento di 0,52°C del punto di ebollizione.

Abbassamento della temperatura di congelamento

La diminuzione della temperatura di congelamento (solidificazione) di una soluzione rispetto al solvente puro, o abbassamento crioscopico, è una conseguenza dell'abbassamento della tensione di vapore. L'abbassamento crioscopico (ΔT_cr) è proporzionale alla molalità (m) della soluzione.

ΔT_cr = -K_cr · m. ΔT_cr = costante crioscopica. K_cr = costante crioscopica. m = molarità della soluzione. La costante crioscopica dell'acqua vale 1,86, per cui ogni soluto presente nella concentrazione di 1 mol per Kg di acqua provoca un abbassamento di 1,86°C del punto di congelamento.

Osmosi

È il passaggio di solvente attraverso una membrana semipermeabile, dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata.

Membrana semipermeabile

Permette il passaggio di solvente ma non di soluto.

Flusso osmotico

È il passaggio di solvente da una soluzione all'altra che si crea per osmosi.

Flusso idrostatico

È generato dalla differenza di pressione idrostatica. È contrario al flusso osmotico.

Equilibrio dinamico

È la condizione che si raggiunge quando il flusso osmotico eguaglia il flusso idrostatico.

Pressione osmotica

Date due soluzioni con lo stesso solvente, ma con concentrazioni differenti di soluto, e separate da una membrana semipermeabile, si definisce pressione osmotica la pressione necessaria (e applicata sulla soluzione più concentrata) affinché non avvenga il passaggio del solvente dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata. È la pressione che si esercita per impedire l'osmosi. Le soluzioni isotoniche hanno la stessa pressione osmotica e la stessa concentrazione di soluto. Le soluzioni ipertoniche hanno una pressione osmotica maggiore rispetto ad un'altra soluzione e quindi una maggiore concentrazione di soluto. Le soluzioni ipotoniche hanno una pressione osmotica minore rispetto ad un'altra e quindi una minore concentrazione di soluto. Un globulo rosso immerso in una soluzione isotonica mantiene la sua forma normale a disco biconcavo, un globulo rosso immerso in una soluzione ipertonica raggrinzisce (si ha passaggio di solvente dall'eritrocita all'esterno), un globulo rosso immerso in una soluzione ipotonica esplode (si ha passaggio di solvente all'interno dell'eritrocita facendolo gonfiare, emolisi).

Osmole (Osm)

È il numero di particelle che contribuiscono alla pressione osmotica di una soluzione.

Osmolarità

È il numero di osmoli (Osm) per litro (L) di soluzione. Osmolarità = Osm / L soluzione.

Osmolalità

È il numero di osmoli (Osm) per Kg di solvente. Osmolalità = Osm / Kg solvente.

Nota: la soluzione fisiologica è una soluzione isotonica, ma il suo livello di osmolarità è leggermente più elevato rispetto a quello del sangue (308 mOsm/L contro i 300 mOsm/L del sangue), è pertanto il liquido più sicuro da assumere in grandi quantità.

Nota: l'emodialisi è il procedimento con cui il rene artificiale filtra il sangue dalle sostanze di rifiuto.

Modello quantistico e orbitali

Secondo il moderno modello quantico, esistono 7 livelli concentrici, a distanze definite dal nucleo, in cui è possibile che gli elettroni ruotino. A ciascuno dei 7 livelli (o gusci, shell in inglese) energetici corrisponde una lettera: 1 = K - 2 = L - 3 = M - 4 = N - 5 = O - 6 = P - 7 = Q. Lo spazio di ogni livello è ulteriormente suddiviso in orbitali. L'orbitale è la regione, intorno al nucleo, in cui vi è la massima probabilità di trovare l'elettrone. Ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni con spin (verso) opposto.

Tipi di orbitali

Esistono 4 tipi di orbitali (dal più semplice al più complesso): s - p - d - f. L'orbitale s è presente in una sola forma spaziale e può contenere solo 2 elettroni. L'orbitale p è presente in 3 forme spaziali, che possono contenere 6 elettroni (2 per ogni orbitale spaziale diverso). L'orbitale d è presente in 5 forme spaziali, che possono contenere 10 elettroni (2 per ogni orbitale spaziale diverso). L'orbitale f è presente in 7 forme spaziali, che possono contenere 14 elettroni (2 per ogni orbitale spaziale diverso). Il riempimento degli orbitali più complessi (p, d e f) procede posizionando prima gli elettroni che hanno lo stesso verso di rotazione (spin) in ogni forma orbitale spaziale differente e poi completando ogni orbitale di forma spaziale diversa con l'elettrone con spin opposto. Gli orbitali possono andare incontro ad ibridazione, ovvero possono fondere le loro forme spaziali e crearne delle nuove (es. ibridazione sp, sp², sp³). La successione del riempimento degli orbitali subisce alcune inversioni dovute alla forma complessa degli orbitali stessi (es. l'orbitale 4s verrà riempito prima dell'orbitale 3d nonostante appartenga ad un livello energetico superiore).

Numeri quantici

Numero quantico principale (n)

n = livello energetico. Il numero quantico principale (n) indica la distanza media (livello) degli elettroni dal nucleo. Gli orbitale con lo stesso n costituiscono un livello energetico. n assume valori da 1 a 7 (teoricamente può raggiungere un valore intero infinito, ma arrivati al livello energetico 7 tutti gli elettroni degli elementi conosciuti sono già sistemati).

Numero quantico secondario o orbitale (l)

l = sottolivello (s, p, d, f). È un numero intero e assume valori che vanno da 0 a n-1, dove n = numero quantico principale (es. n = 5 - l = 0,1,2,3,4). Ad l = 0 corrisponde l'orbitale s, ad l = 1 corrisponde l'orbitale p, ad l = 2 corrisponde l'orbitale d ed a l = 3 corrisponde l'orbitale f. Ad l > 3 corrispondono orbitali ipotetici non conosciuti che seguono l'ordine alfabetico (es. ad l = 4 corrisponde l'orbitale g).

Numero quantico magnetico (Ml)

Ml = orientamento orbitale nello spazio. È un numero intero che assume valori che vanno da -l a +l, passando per 0 (es. l = 3, Ml = -3,-2,-1,0,1,2,3), e descrive l'orientamento nello spazio degli orbitali.

Numero quantico di spin (Ms)

Ms = rotazione dell'elettrone. Ms indica il verso di rotazione dell'elettrone e può assumere due valori: -1/2 e +1/2. Gli atomi nella tavola periodica sono disposti per numero atomico (Z) crescente, da sinistra a destra e dall'alto verso il basso. Ogni periodo (riga) della tavola periodica corrisponde al riempimento degli orbitali di un certo livello. Ogni gruppo (colonna) presenta elementi con lo stesso numero di elettroni nel livello energetico più esterno. Le proprietà chimiche di un elemento dipendono dalla configurazione elettronica esterna.

Regola dell'ottetto

Ogni atomo tende a raggiungere la configurazione esterna più stabile possibile, caratterizzata dalla presenza di 8 elettroni nel guscio (livello) più esterno, tipica dei gas nobili. La formazione di legami tra atomi della stessa specie o di specie diverse permette il raggiungimento dell'ottetto, caratterizzato dalla configurazione s²p⁶.

Elettronegatività

È la proprietà di un atomo, coinvolto in un legame, di concentrare su di sé la carica elettrica degli orbitali di legame. L'elemento più elettronegativo è quello che assume una carica elettrica negativa parziale rispetto all'altro. L'elettronegatività nella tavola periodica, aumenta da sinistra a destra e dal basso verso l'alto.

Numero di ossidazione

È il numero di elettroni che un elemento può mettere a disposizione per la formazione di un legame con un altro elemento. È rappresentato da un numero intero con segno negativo (-) se l'elemento è più elettronegativo e segno positivo (+) se l'elemento è meno elettronegativo.

Numero di valenza

È il numero di legami che un atomo può formare.

Tipologia di legami

Legame ionico

Trasferimento di uno o più elettroni da un atomo all'altro. Si forma tra due elementi con elevata differenza di elettronegatività. È dovuto all'attrazione elettrostatica tra due cariche opposte. Si forma quando i due elementi si avvicinano fino a raggiungere la distanza che permette la massima attrazione tra i due (distanza di legame). La formazione del legame ionico comporta la formazione di due ioni, positivo (ha perso elettroni) e negativo (ha acquisito elettroni). Il legame ionico porta alla formazione di un composto ionico.

Es. Na⁺ Cl^-: cloruro di sodio, sale da cucina comune.

Legame covalente

Condivisione di uno o più elettroni provenienti da ciascun atomo coinvolto nel legame. Si forma tra elementi con una ristretta differenza di elettronegatività. Può essere semplice (un solo doppietto elettronico condiviso), doppio (due doppietti elettronici condivisi) e triplo (tre doppietti elettronici condivisi). Il legame covalente porta alla formazione di una molecola.

Legame covalente puro o omopolare

Tra due atomi uguali. Il doppietto elettronico è simmetricamente condiviso.

Legame covalente eteropolare

Tra due atomi differenti e con differente elettronegatività. Il doppietto elettronico risulta spostato verso l'atomo più elettronegativo con la conseguente comparsa di una carica parziale positiva e una parziale negativa.

Legame dativo

Un atomo (datore) condivide un doppietto elettronico con un altro atomo (accettore), che presenta un orbitale esterno vuoto disponibile ad accettare i due elettroni.

Es. NH₃ + H⁺: l'azoto dell'ammoniaca presenta due elettroni liberi sul guscio più esterno, quando si forma il legame dativo con lo ione positivo H⁺.