Biochimica 1

Esame di biochimica – Claudio Stefanelli

Programma

1. Generalità di chimica e propedeutica biochimica

L'atomo e il legame chimico. Gli ioni. Molecole e formule. L'acqua. Le soluzioni. Il pH. Acidi e basi. Chimica del carbonio. I gruppi funzionali. Bioelementi. Molecole organiche e inorganiche; macromolecole;

2. Le principali biomolecole

Struttura e funzione delle principali classi di biomolecole. Carboidrati. Lipidi. Aminoacidi e proteine. Nucleotidi e acidi nucleici.

3. Biofisica e bioenergetica cellulare

Enzimi e reazioni chimiche. Principi di bioenergetica. Bioenergetica cellulare. Caratteristiche e strategie di sintesi dell'ATP. La catena respiratoria e la fosforilazione ossidativa.

4. Biochimica dell'ossigeno

Proteine che legano l'ossigeno. L'emoglobina. L'eritrocita e l'eritropoietina. La mioglobina. Specie reattive dell'ossigeno. Meccanismi di difesa. Antiossidanti.

5. Biochimica del muscolo

La cellula muscolare. L'apparato contrattile. Il meccanismo della contrazione. Cenni introduttivi all'esercizio fisico.

Generalità Chimica

Gli atomi sono formati da particelle nucleari quali protoni, neutroni ed elettroni. Quest’ultimi ruotano attorno al nucleo in orbite caratterizzate da diversi livelli energetici. Questo è evidente nel modello dell’atomo di Bohr nel quale lui evidenzia che gli elettroni si muovono attorno al nucleo in orbitali e che essi si possono trovare solo negli orbitali. Le caratteristiche chimiche dell’atomo sono date dal numero di elettroni, che è uguale al numero di protoni.

Z = numero atomico (numero protoni), indicato in basso a sinistra dell’atomo. N = numero neutroni. A = numero di massa dato dalla somma di Z+N, indicato in alto a sinistra nell’atomo. Es. l’atomo di idrogeno H ha A=1 e Z=1.

Nello stesso elemento gli atomi possono contenere un ugual numero di elettroni e protoni ma possono differire per il numero di neutroni. Gli isotopi hanno Z uguale ma A diverso. Es. gli isotopi dell’idrogeno sono il prozio (0 neutroni), il deuterio (1 neutrone) e il trizio (2 neutroni).

Un atomo è costituito da una parte centrale detta nucleo che contiene i protoni, carichi positivamente, e i neutroni, particelle neutre. Gli elettroni sono carichi negativamente e ruotano attorno al nucleo. In un atomo il numero degli elettroni è sempre uguale al numero dei protoni.

L’atomo di carbonio possiede 6 protoni, neutroni ed elettroni (Z=6, A=12).

Un’unità di massa atomica (UMA) corrisponde ad 1/12 della massa di un atomo di C. L’UMA viene spesso misurata in unità Dalton (Da) e quindi 1 Da (1/12 UMA) = 1,66•10^-24 g. 1 protone = 1 neutrone = 1 Da. 1 atomo di idrogeno = 1 Da.

Gli elettroni sono sistemati in livelli, ogni livello è diviso in sottolivelli (s, p, d, f). I sottolivelli sono formati da orbitali che possono contenere al massimo 2 elettroni. La reattività chimica e la capacità di formare legami dipendono dalla configurazione elettronica di un atomo, in particolare dalla disposizione degli elettroni sull’orbitale esterno. Gli atomi tendono a riempire il loro livello esterno. Due atomi con elettroni spaiati sugli orbitali esterni, possono mettere in comune questi elettroni con altri atomi, in modo da riempire il livello esterno. Si forma così un legame tra i due atomi da cui origina una molecola (Es. H₂).

Legame covalente: elettroni di legame sono condivisi in modo uguale tra i due atomi. I gas nobili non sono reattivi perché hanno il livello esterno completo.

Normalmente gli atomi sono neutri (protoni = elettroni). Uno ione è una specie chimica che porta una o più cariche elettriche. Se un atomo perde un elettrone acquista una carica positiva (catione), l’inverso acquista una carica negativa (anione).

Legame ionico: gli elettroni di legame sono completamente trasferiti da un atomo all’altro, generando due ioni con carica opposta (Na⁺ Cl^-). Due ioni di segno opposto subiscono un’attrazione elettrostatica.

Una molecola viene descritta con una formula bruta (Es. H₂O) o di struttura (H-O-H). Due molecole con la stessa formula bruta ma diversa struttura sono dette isomeri. La massa di una molecola si esprime con il peso molecolare: somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono la molecola. Acqua H₂O = 18 P.M.

Una mole corrisponde alla quantità in grammi della sostanza pari alla sua massa. 1 mole di H₂O = 18 g. Una mole di qualsiasi composto contiene sempre lo stesso numero di molecole, pari al numero di Avogadro (6,022•10²³).

Elettronegatività: differenza di affinità per gli elettroni, è responsabile di diversi tipi di interazioni tra specie chimiche. Il fluoro è l’elemento più elettronegativo.

Polarità: una molecola è polare quando le cariche elettriche sono distribuite in modo non omogeneo tra gli atomi che la compongono. L’acqua è una molecola dipolare per l’asimmetrica distribuzione degli elettroni. Essi sono più spostati sull’ossigeno che sugli idrogeni e si vengono a formare 2 cariche parzialmente positive sui due idrogeni (delta +) e due cariche parzialmente negative sull’ossigeno (delta -).

Legame a idrogeno: interazione debole tra un atomo di idrogeno legato ad un atomo elettronegativo ed un atomo elettronegativo di un’altra molecola. L’NaCl è solubile in acqua perché è una molecola polare che si dissocia in ioni. Le molecole prive di polarità sono poco solubili in acqua. Le molecole molto apolari in acqua tendono ad unirsi tra loro per escludere al massimo il contatto con l’acqua (Es. i grassi) interazioni idrofobiche.

• Le soluzioni sono formate da un soluto sciolto in un solvente, la concentrazione di un soluto si misura con la Molarità (M). Concentrazione 1M significa: 1 mole di soluto in 1 litro d’acqua.
• Una soluzione 1M di qualsiasi composto conterrà sempre lo stesso numero di molecole nell’unità di volume.

Le reazioni e l’equilibrio chimico

Una reazione chimica è una trasformazione di una o più sostanze presenti inizialmente dette reagenti, in prodotti. [A + B → C + D]

• Reazione di sintesi: A + B → AB
• Reazioni di decomposizione: AB → A + B
• Reazioni di spostamento o a scambio semplice: A + BC → AB + C
• Reazioni a doppio scambio: AB + CD → AD + CB

La maggioranza delle reazioni sono reversibili. Tutte le reazioni tendono a raggiungere uno stato di equilibrio dinamico. All’equilibrio la velocità con cui A e B si trasformano sarà uguale a quella con cui C e D reagiscono per formare i reagenti di partenza.

Keq = [C] • [D] / [A] • [B]

Acidi e basi

Per Arrhenius:

• Acidi, sostanze che si dissociano provocando un aumento di [H⁺] (Es. HCL);
• Basi, sostanze che si dissociano provocando un aumento di [OH^-] (Es. NaOH);

Per Bronsted – Lowry:

• Acidi, molecole in grado di donare protoni. Quando un acido cede un protone si trasforma nella sua base coniugata;
• Basi, molecole in grado di accettare protoni. Quando una base acquista un protone si trasforma nel suo acido coniugato;

Acido + base → base coniugata + acido coniugato.

Gli acidi e le basi forti in acqua si dissociano completamente:

• Un acido forte (Es. HCL) si dissocia in acqua completamente;
• Una base forte (Es. NaOH) si dissocia completamente;

Gli acidi e le basi deboli si ionizzano solo parzialmente sciolti in acqua. Essi rimangono prevalentemente in forma indissociata che è in equilibrio con gli ioni prodotti dalla loro dissociazione. HA ⇌ H⁺ + A^-.

Quanto l’equilibrio sia spostato a destra o a sinistra della doppia freccia ce lo indica la costante di dissociazione “K”. K = [A^-]•[H⁺] / [HA].

Le molecole che in acqua si dissociano liberando ioni sono definite elettroliti. Essi sono:

• Forti, se si dissociano del tutto;
• Deboli, se si dissociano solo parzialmente;

L’acqua è un elettrolita debole poiché la reazione di dissociazione dell’acqua che porta alla formazione di ioni idrogeno e idrossido è una reazione di equilibrio. Ciò significa che si dissocia poco in ioni, la sua concentrazione quindi si può considerare costante e si può incorporare il valore del denominatore dell’equazione della Keq nella costante K:

Keq = [H₃O⁺]•[OH^-] / [H₂O]•[H₂O]

K = [H⁺]•[OH^-]

Kw = [H₃O⁺]•[OH^-]

Kw è la costante di ionizzazione dell’acqua o prodotto ionico dell’acqua. Visto che sia H₃O⁺ che OH^- hanno concentrazione di 1•10^-7 M, il valore di Kw è di 10^-14.

[H₃O⁺]•[OH^-] = 10^-14 M

Nella reazione di ionizzazione dell’acqua per ogni ione H⁺ si forma sempre uno ione OH^-, quindi nell’acqua pura le concentrazioni molari di H⁺ e OH^- devono essere sempre uguali a 10^-7 M.

La relazione di Kw indica che se aumenta la concentrazione di H⁺, OH^- deve diminuire e viceversa. Se in acqua è presente un acido o una base, la concentrazione di H⁺ o OH^- aumenteranno rispettivamente.

L’acidità di una soluzione dipende dalla concentrazione molare di ioni idrogeno. Una soluzione si definisce neutra quando le concentrazioni molari di ioni H⁺ e OH^- sono uguali.

Soluzione:

• Neutra, quando [H⁺] = 10^-7;
• Acida, quando [H⁺] > 10^-7;
• Basica, quando [H⁺] < 10^-7;

Per misurare il valore di acidità si usa il valore di pH. pH = logaritmo negativo, in base 10, del valore di quando [H⁺] -Log [H⁺].

Es. [H⁺] = 10^-1, pH = 1.

In acqua pura il pH = 7. Soluzione:

• pH < 7, soluzione acida;
• pH = 7, soluzione neutra;
• pH > 7, soluzione basica;

Al diminuire del pH aumenta l’acidità, cioè la [H⁺] aumenta.

Si dice tampone una sostanza in grado di minimizzare le variazioni di pH causate da acidi o basi. Nei sistemi biologici il pH è molto importante e deve essere mantenuto costante. Nel corso delle attività cellulari sono prodotte numerose sostanze acide (Es. acido lattico) e basiche (ammoniaca).

Tamponi:

• Tampone fosfato, si basa sulla possibilità del fosfato di potere legare reversibilmente più ioni H⁺;
• Tampone proteico, la maggior parte delle proteine in ambiente neutro si comporta da anione e può legare reversibilmente un idrogenione, svolgendo un effetto tampone;

Reazioni di ossidoriduzione (Redox)

Sono reazioni di ossido – riduzione quando c’è movimento di elettroni in quanto degli elementi cambiano il loro numero di ossidazione. Gli elementi possono:

• Ossidarsi, aumentando il numero di ossidazione;
• Ridursi, perdere completamente o parzialmente il numero di ossidazione;

Es. CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Il carbonio passa da -4 di ossidazione a +4.

Il carbonio è nello stato di massima riduzione nel metano CH₄ e in stato di massima ossidazione nel CO₂.

Le reazioni redox sono sempre accoppiate, quando una molecola si ossida (cede elettroni), un’altra si riduce (acquista elettroni).

Chimica Organica

Tratta i composti del carbonio. L’estrema versatilità del carbonio è legata alle sue caratteristiche:

• Unico tra gli elementi della tavola periodica, ha una spiccata tendenza alla concatenazione, ovvero a legarsi con altri atomi di carbonio, formando catene aperte o chiuse ad anello. Le catene aperte possono essere inoltre lineari o ramificate;
• Ha configurazione elettronica 2s² sp², appartiene al IV A gruppo della tavola periodica e ha quattro elettroni nel livello esterno. Tende a raggiungere l’ottetto condividendo elettroni e formando legami covalenti;
• Il numero di ossidazione varia da +4 a -4;
• Può essere ibridato sp³ (se è legato a quattro atomi), sp² (se è legato a tre atomi), o sp (se è legato a due atomi);
• Può formare legami covalenti carbonio-carbonio semplici (sp³), doppi (sp²) o tripli (sp);

I composti con legami multipli tra due atomi di C vengono definiti insaturi. Gli atomi di C uniti da un legame singolo possono ruotare liberamente, nel doppio legame gli atomi non possono ruotare e la molecola assume una forma planare. I composti organici più semplici sono gli idrocarburi.

Idrocarburi

Tutti i composti contenenti carbonio sono da considerarsi composti organici, tranne CO, CO₂, H₂CO₃ e HCN, carbonati, cianuri e carburi che sono inorganici poiché hanno caratteristiche chimiche simili a quelle dei composti inorganici. Il carbonio presenta quattro elettroni di valenza che determinano la possibilità di formare lunghissime catene di atomi di carbonio, inoltre la sua elettronegatività (2,5) è tale per cui può legarsi covalentemente con tutti i non metalli e con quasi tutti i metalli.

Gli idrocarburi sono composti binari formati soltanto da carbonio e idrogeno. Una prima importante distinzione viene posta tra aromatici e alifatici: gli aromatici contengono anelli carboniosi con legami a elettroni delocalizzati, mentre gli alifatici non contengono legami a elettroni delocalizzati.

Idrocarburi alifatici: alcani, alcheni e alchini

Alcani

Alcani, il più semplice degli alcani è il metano CH₄, con struttura tetraedrica e angoli di legame di 109,5°, i quattro atomi di H sono legati al C con legami sigma. In tutti gli alcani gli atomi di C si legano tra di loro per formare una catena e ciò comporta che non si possano più legare a quattro atomi di H. In generale, a partire dall’etano, la struttura dell’alcano successivo si ottiene aggiungendo un gruppo CH₂. Per questo gli alcani costituiscono una serie omologa C_nH_2n+2.

Alcani ciclici

Cicloalcani, a partire dal propano è possibile chiudere la catena di atomi di C, formando così il corrispondente cicloalcano. La chiusura della catena comporta la perdita di due atomi di H. La formula generica dei cicloalcani è C_nH_2n. A parte il ciclopropano, i cicloalcani non hanno struttura planare ma assumono conformazioni ripiegate come compromesso fra l’angolo di 109,5°. Il cicloesano può però assumere diverse conformazioni spaziali, le due più importanti sono quelle a sedie e a barca. Nella conformazione a sedia si individuano due diverse posizioni degli H, una assiale e una equatoriale. La conformazione più stabile è quella a sedia in cui i 12 atomi di H sono meno vicini nello spazio, minimizzando le forze repulsive tra loro.

Nomenclatura degli idrocarburi saturi (cicloalcani e alcani)

CH₄ Metano
C₂H₆ Etano
C₃H₈ Propano
C₄H₁₀ Butano
C₅H₁₂ Pentano.

I gruppi legati alla catena principale sono considerati dei sostituenti. Bisogna: trovare l’idrocarburo corrispondente (catena più lunga), numerare gli atomi della catena principale, identificare i sostituenti e scrivere il nome seguendo le regole della punteggiatura. Es. 3 – etil – 2,5 – dimetilottano. Per la nomenclatura dei cicloalcani si seguono le stesse regole ma se è presente un solo sostituente, non c’è bisogno di numerazione.

Alcheni e alchini

Alcheni sono idrocarburi che presentano nella loro molecola un doppio legame C-C. Gli alchini sono caratterizzati da un triplo legame C-C. Ciascuno dei due atomi di C non è legato a 4 atomi, ma soltanto a tre negli alcheni e a due negli alchini. Alcheni e alchini sono detti idrocarburi insaturi proprio perché presentano atomi di C che non hanno saturato la loro capacità di legame. La geometria nel caso degli alcheni è planare con angoli di 120°. Nel caso degli alchini la geometria è lineare con angoli di 180°. Negli alcheni abbiamo ibridazione sp² mentre negli alchini sp. Il primo idrocarburo della serie omologa degli alcheni è l’etene o etilene, mentre per gli alchini è l’etino o acetilene. La formula generale degli alchini è C_nH_2n-2, mentre quella degli alcheni è C_nH_2n (isomero dei cicloalcani).

La nomenclatura di questi idrocarburi prevede l’inserimento del suffisso –ene per gli alcheni, e –ino per gli alchini. Quando sono presenti due o più legami multipli, al suffisso si antepone il prefisso di-, tri- e via dicendo. Bisogna: individuare la catena più lunga, numerarla in modo da attribuire il numero più basso ai doppi e ai tripli legami (doppi prioritari), nominare la catena principale indicando il numero di atomi di C e sostituendo –ano con –ene o –ino ed infine se sono presenti delle ramificazioni, si identificano i sostituenti e si scrive il nome seguendo le regole della punteggiatura. Es. 4 – etil – 5 – metil – 2 – n – propil – 1 – esene.

Alcheni polifunzionali

Essi contengono più di un doppio legame nella molecola. I più semplici sono i dieni, contenenti due doppi legami e possono essere:

• Cumulati, doppi legami adiacenti lungo la catena;
• Isolati, separati da più di un legame semplice;
• Coniugati, separati da un solo legame semplice;

Proprietà fisiche degli alifatici

Gli idrocarburi sono composti apolari, insolubili in acqua. I legami C-C e C-H sono legami covalenti puri a causa di valori di elettronegatività simili. Gli idrocarburi:

• Sono insolubili in acqua e solubili nei solventi organici apolari;
• Sono generalmente meno densi dell’acqua;
• Hanno basso punto di fusione ed ebollizione. All’aumentare del numero degli atomi di C aumenta il numero delle interazioni, i valori del P.F e del P.E aumentano all’aumentare dei C presenti nella molecola. A temperatura ambiente i primi quattro alcani sono gas, i dodici seguenti sono liquidi e dal 17esimo in poi...