Biochimica Umana - 1° Anno Scienze Motorie

Biochimica umana - 1° anno Scienze Motorie

Introduzione alla biochimica di Lehninger

Testo: Introduzione alla biochimica di Lehninger (Nelson DL – Edizioni Zanichelli)

Prof: Arcone-Masullo

Capitolo 0: Biochimica = chimica della vita (Note introduttive)

La biochimica ha come programma base:

• Struttura e funzione delle molecole di interesse biologico
• Metabolismo delle biomolecole, cioè sintesi, degradazione e regolazione
• Evoluzione molecolare

Nonostante le diversità tra tutti gli organismi viventi, dal punto di vista biologico, tutti presentano delle similitudini, tipo:

• Molte importanti vie metaboliche sono conservate (tipo la glicolisi è uguale in tutti gli organismi viventi)
• Informazione genetica e la sua trasmissione

Capitolo 1: Caratteristiche universali delle cellule e biomolecole

Tutte le cellule posseggono:

• Una membrana plasmatica formata da molecole lipidiche e proteiche
• Un nucleo sede del DNA e della sua duplicazione, circondato da una doppia membrana detta membrana nucleare
• Citoplasma, formato da citosol e organelli

Il materiale di scarto di una cellula che sta per morire può essere utilizzato per fare altre funzioni (tipo le cellule proteiche della membrana). In condizioni particolari, tipo sotto sforzo fisico, il corpo prende questi materiali anche da cellule che non stanno per morire (tipo durante uno sforzo atletico, il corpo prenderà questi materiali dalle cellule del muscolo, se lo sforzo è continuo, si preleva sempre più materiale e si rischia lo strappo del muscolo dato dall’indebolimento delle sue cellule).

Le biomolecole possono essere:

• Semplici, cioè composti organici e inorganici formati da un numero limitato di atomi
• Complesse, composti formati da un numero più grande di atomi (lo sono le proteine, i polisaccaridi, gli acidi nucleici e i lipidi [i primi 3 sono detti biopolimeri]).

Le proteine sono formate da 20/22 diversi tipi di amminoacidi. Le basi azotate sono 5. Gli acidi grassi, glicerolo e colina sono i principali costituenti dei lipidi. Il D-glucosio (6 atomi di C) è il precursore di molti zuccheri. Essendoci un numero pressoché infinito di combinazioni di basi, amminoacidi ecc, si può creare una molecola specifica di ogni cosa.

Capitolo 1.1: Composizione chimica degli organismi viventi

La materia vivente è costituita da un numero relativamente ridotto di elementi chimici; se eliminiamo l’acqua da essi infatti (peso secco), il 98% è costituito da C, N, O, H, Ca, P, K ed S; il restante 2% è rappresentato da elementi traccia ed è comunque fondamentale per la vita anche se è formato da sostanze presenti in quantità nettamente minore (tipo lo iodio). Il composto più abbondante è ovviamente l’acqua (70% di un organismo) e quindi gli elementi più abbondanti sono H e O. Tranne ossigeno e calcio, il resto degli elementi sopra citati è poco presente nella crosta terrestre (cioè è più presente nell’insieme di tutti gli esseri viventi che sulla crosta).

Capitolo 1.2: La tavola periodica

Sulla tavola periodica sono localizzati tutti gli elementi chimici, quelli molto rappresentati e quelli di traccia sono tutti nella parte alta e hanno un basso numero di protoni e di conseguenza elettroni. Tutti gli elementi più complessi infatti, hanno una minore variabilità ed ecco perché, nell’evoluzione, sono stati “scelti” elementi più semplici. Meno di 30 elementi sono essenziali alla vita e quasi tutti hanno un numero atomico basso. Numero atomico e simbolo identificano univocamente un elemento. Per indicare un composto, è ovviamente più diffuso e usato il simbolo rispetto al numero, in quanto questo permette di indicare più precisamente una sostanza (esempio: l’acqua con l’uso dei simboli è H₂O, se usassimo i numeri sarebbe indicata con 128, numero nettamente più “anonimo”). Gli elementi più abbondanti in natura sono H, C, O ed N. Numero atomico: riguarda la struttura sub-atomica, considera il numero di protoni presenti nel nucleo dell’atomo. Le sostanze, sono nel gruppo che indica il numero di elettroni presenti nel loro guscio di valenza (esempio: gruppo 3 = 3 elettroni nell’orbita più esterna).

Capitolo 1.3: L'atomo

L’atomo è la parte più piccola della materia a mantenere le sue caratteristiche, è formato da tre particelle sub-atomiche:

• Protoni, carichi positivamente
• Neutroni, privi di carica (insieme ai protoni forma il nucleo dell’atomo), si mettono tra i vari protoni evitando che questi si respingano reciprocamente data la stessa polarità
• Elettroni, carichi negativamente, sono quelli più mobili e variabili nella struttura, pertanto non servono a identificare un elemento, sono impiegati principalmente nella formazione dei legami; si muovono alla velocità della luce sulle orbite intorno al nucleo

A distinguere gli elementi, è la composizione quantitativa di queste tre particelle, infatti i protoni, gli elettroni e i neutroni di tutti gli elementi sono materialmente uguali, è la loro quantità a definire le differenze degli elementi. Ogni atomo di una determinata sostanza, possiederà sempre lo stesso numero di sub-unità. La struttura elettrica degli atomi è fatta dal numero di protoni e dal numero di elettroni; se varia il numero di protoni si avrà un cambio totale di identità dell’atomo, se varia invece il numero di elettroni si avrà un cambio di polarità. Per la legge dell’elettroneutralità, se il numero di protoni ed elettroni è uguale, un elemento sarà elettricamente neutro.

Ogni particella occupa un determinato spazio (un elettrone per esempio, non si troverà mai nello spazio di un protone), gli elettroni occupano uno spazio nettamente superiore rispetto a quello occupato, nel nucleo, da protoni + neutroni, e la maggior parte di questo spazio occupato dagli elettroni è uno spazio vuoto. Un elettrone se è molto lontano dal nucleo perde il suo senso di appartenenza ad esso e non subirà più nessuna forza di attrazione da questo.

La struttura elettrica degli atomi si riassume con il modello atomico ad orbitali. Un orbitale atomico è definito da tre numeri quantistici (n, l, m). L’elettrone è caratterizzato da un quarto numero quantico (s) associato al moto di spin dell’elettrone. Se gli elementi hanno numero atomico basso, come sappiamo, hanno meno elettroni e quindi anche gli orbitali intorno al nucleo saranno di meno.

Capitolo 1.4: Legami chimici

Gli atomi tendono a combinarsi tra loro formando legami, nella formazione degli elementi conta la quantità di atomi presenti in quel momento. Per legame chimico si intende: l’insieme delle forze che tengono uniti due o più atomi, forze elettrostatiche ma soprattutto covalenti. Il legame si forma perché due atomi legati insieme, sono più stabili rispetto a quando sono isolati e corrispondono meno energia (in breve: fisicamente più stabili e con meno energia quando sono legati). Un legame quando si crea, libera energia, quando unisce due o più atomi abbassa l’energia totale del composto. Un legame si forma per permettere alle sostanze di completare i loro gusci di valenza e quindi “rispettare” la regola dell’ottetto.

Capitolo 1.5: Regola dell'ottetto

Durante la formazione di un legame, l’atomo tende a cedere, acquistare o condividere elettroni, in modo da avere nel livello (orbita) più esterno (sarebbe nel guscio di valenza) 8 elettroni (non sono sempre 8 comunque, basta che il livello più esterno sia completo per quella sostanza). I gas nobili non si combinano con nessun elemento e sono già completi.

Capitolo 1.6: Elettronegatività

L’elettronegatività è un parametro che fa capire se un atomo si lega cedendo/acquistando o mettendo in condivisione i suoi elettroni. È una misura relativa delle capacità di un atomo di attrarre elettroni quando prende parte ad un legame chimico. È un valore ricavato mettendo in contatto ogni elemento con l’ossigeno che è l’atomo più reattivo che esiste in natura, questo infatti non lo si trova mai isolato (cioè sotto forma di un singolo atomo).

Capitolo 1.7: Legame ionico

Un legame ionico si forma quando c’è una grande differenza di elettronegatività tra gli atomi interessati, si instaura tra due ioni che hanno carica opposta (un anione e un catione), è una forza di natura elettrostatica. Questo tipo di legame prevede il trasferimento di elettroni al fine di equilibrare i gusci di valenza degli atomi (uno cederà elettroni e l’altro li acquisterà, determinando un catione ed un anione appunto, ricordando che gli elettroni sono uguali in tutte le sostanze e che, in natura, per la legge dell’elettroneutralità, tutte le sostanze sono neutre). Il suffisso –uro indica una sostanza ionizzata, cioè che ha perso/acquistato elettroni e non è più pura. Se un atomo ha elettronegatività maggiore rispetto all’atomo dell’altra sostanza che si vuole legare al primo, questo acquisterà l’elettrone che quello con elettronegatività minore cederà.

I composti ionici sono sostanze solide a struttura cristallina e con alti punti di fusione. Se sono solide non conducono la corrente mentre sono ottimi conduttori allo stato liquido. Quando passano allo stato liquido, vengono rotti i legami che tenevano fermi gli ioni nel reticolo cristallino, conferendo mobilità a questi ultimi. Nel loro movimento, verso il catodo andranno i cationi (+), mentre verso l’anodo andranno gli anioni (-) (cioè gli ioni vanno verso i poli opposti una volta liberi dal reticolo, cioè allo stato liquido).

Capitolo 1.8: Legame covalente

Un legame covalente si ha quando l’elettronegatività tra i due atomi interessati non è tanto grande da permettere il trasferimento di elettroni (cioè il delta/differenza tra i due valori è minima) da un atomo all’altro. In questo caso, si ha la condivisione degli elettroni ottenendo un legame covalente, che poi è anche il legame più diffuso. Si forma per esempio, tra atomi della stessa sostanza (quindi differenza di elettronegatività nulla) e si indica con una “linea/stecchetta” tra i simboli dei due atomi, tipo H---H (1 linea [---] se legame singolo, 2 [=] se doppio legame, 3 linee se legame triplo).

Il legame covalente tra atomi uguali, quindi della stessa sostanza, è detto puro e forma, quasi sempre, molecole apolari, perché avviene tra atomi di sostanze gassose, è bene precisare però che i legami covalenti possono avvenire in sostante in tutti e tre gli stadi della materia (solido, liquido e appunto gassoso; ricorda che se una sostanza non è solida, allora presenterà sicuramente un legame covalente). In caso di legame covalente simmetrico, quindi nel caso di atomi di sostanza uguale, gli elettroni condivisi sono esattamente al centro tra i due atomi.

Si può anche avere un legame covalente eteropolare (sarebbe quello asimmetrico). Questo tipo di legame covalente, si ha tra atomi che hanno elettronegatività differente tra loro (ovviamente differenza non elevata come quella del legame ionico, ma più grande rispetto a quella del legame covalente simmetrico). Di conseguenza, gli elettroni saranno più vicini a un atomo che all’altro e non più al centro tra i due. Questo tipo di legame è un legame polarizzato e rendono polari le molecole che creano (a meno di geometrie molecolari simmetriche).

Il legame covalente può essere (in base al numero di coppie di elettroni condivise):

• Semplice/singolo
• Doppio
• Triplo

Tutti gli atomi coinvolti nel legame raggiungono la configurazione elettronica esterna stabile (regola dell’ottetto).

Capitolo 1.9: Legame intermolecolari: interazioni deboli

Non riguardano i composti ionici, riguardano infatti, solo le sostanze che formano molecole. Sono legami che non seguono la Legge di Coulomb ma quella di van der Waals. Sono forze più piccole rispetto a quelle di altri legami, cioè di minor intensità. Nel dettaglio, questi legami sono:

• Legami a idrogeno (avvengono SOLO in presenza di idrogeno (H))
• Interazioni tra gruppi carichi (cioè tra poli opposti, sono forze di orientazione perché pongono il polo positivo “contro” quello negativo, orientando appunto le molecole)
• Forze di van der Waals
• Interazioni idrofobiche (cioè la combinazione di 2 legami detti in precedenza)

Singolarmente, questi legami hanno importanza relativa (anche se dal punto di vista biologico può essere importante anche un singolo legame, vedi legami a idrogeno del DNA), assumono però importanza, sia chimica che biologica, quando li consideriamo collettivamente. Questi tipi di legami possono anche essere transitori/temporanei e conferiscono flessibilità e stabilità alle biomolecole, fattori importanti soprattutto dal punto di vista biologico. Il legame a idrogeno si può formare ogni volta che un atomo di idrogeno legato covalentemente ad un atomo fortemente elettronegativo e di piccole dimensioni (atomo di F, O [caso dell’acqua], N) si trova ad una certa distanza da un altro atomo di questo tipo di elementi. È un legame che non segue, ovviamente, la legge di Coulomb ed è un legame più debole e modellabile rispetto agli altri.

L’intensità del legame a idrogeno dipende anche dalla disposizione dei tre atomi considerati (cioè se sono allineati oppure no, il legame è più forte se sono orientati sullo stesso asse, questo fattore determina la solidità del legame). Questo tipo di legame, date le sue caratteristiche, è anche detto legame a ponte di idrogeno dove un atomo è accettore di questo ponte e l’altro è un donatore.

Capitolo 1.10: Interazioni dipolo-dipolo

Sono interazioni deboli che coinvolgono molecole neutre, la forza di ogni dipolo è indicata dallo spessore della freccia che “collega” i due dipoli (simbologia grafica). È un altro tipo di legame debole tra diverse molecole, può essere un’interazione tra dipoli permanenti o un’interazione dipolo-dipolo indotto.

Capitolo 2: Molecole di acqua

Nella molecola dell’acqua, l’ossigeno è legato a due atomi di idrogeno mediante legami covalenti polarizzati, l’angolo di legame è di circa 105°. A sinistra la molecola dell’acqua è rappresentata con il metodo “balls and sticks” (sfere e bastoncini), a destra invece è rappresentata con la rappresentazione di van der Waals, cioè rappresentate come spazio realmente occupato. La formula di questa molecola è H₂O ma può anche essere scritta, secondo la simbologia dei legami covalenti, come H---O---H. Due molecole di acqua, si legano tra loro, con legami a idrogeno.

Capitolo 3: Le principali sostanze e i loro tipi di legami

Gli atomi delle sostanze che ci interessano maggiormente sono:

• Idrogeno (H), è una sostanza del 1° gruppo della TP quindi ha un solo elettrone sul livello esterno (questo dato è importante perché sono proprio questi elettroni che vanno a formare i legami)
• Carbonio (C), è una sostanza del 4° gruppo della TP quindi ha quattro elettroni sul livello esterno
• Ossigeno (O), è una sostanza del 6° gruppo della TP quindi ha sei elettroni sul livello esterno
• Azoto (N), è una sostanza del 5° gruppo della TP quindi ha cinque elettroni sul livello più esterno

I tipi di legami che intercorrono tra queste sostanze (variano a seconda di come si dispongono gli elettroni esterni [ogni “linea” indica come sono disposti gli elettroni, ogni linea = 1 elettrone]) sono:

• H---, l’idrogeno infatti può formare un solo legame covalente semplice causa il singolo elettrone presente sul livello più esterno
• ---O---, l’ossigeno può formare, nel caso in cui abbia questa disposizione degli elettroni, due legami covalenti singoli
• O=, in questo caso invece, l’ossigeno può formare un legame covalente doppio
• Il carbonio con questa disposizione può formare quattro legami covalenti semplici; se la disposizione è =C= allora forma due legami covalenti doppi; se la disposizione invece è -≡C C allora forma un singolo legame covalente triplo
• L’azoto con questa disposizione forma tre legami covalenti singoli; con la disposizione ---N= forma un legame doppio e uno singolo; con la disposizione N≡ forma un singolo legame covalente triplo

Capitolo 3.1: Il carbonio

Solo con il carbonio si può fare una catena illimitata di atomi, collegandoli uno vicino all’altro anche con vari tipi di legami. Il carbonio infatti, può avere anche la seguente struttura allotropica: Il carbonio ha struttura tetraedrica (4 elettroni, legami singoli e forma classica “a diamante”).

La sua configurazione elettronica è 2sp² 2p². Quando non c’è ramificazione nella catena, cioè gli atomi di carbonio hanno struttura lineare, il composto è identificato dalla desinenza “-ano” (i primi 4 composti sono metano (CH₄), etano (CH₃-CH₃), propano (CH₃-CH₂-CH₃) e butano (CH₃-CH₂-CH₂-CH₃); varia il numero di idrogeni perché per legarsi l’uno con l’altro perdono un atomo di idrogeno)). Al carbonio si lega l’idrogeno per formare gli idrocarburi. Sono definiti composti organici solo se presentano carbonio.

Capitolo 3.2: Ibridazione

Per ibridazione si intende: nello stabilire legami, gli orbitali più esterni di un atomo si combinano tra loro, questo perché sono simili energeticamente ma diversi per disposizione spaziale.