Chimica e biochimica

Chimica generale

Chimica: scienza che studia la struttura della materia e le sue trasformazioni

La materia si può classificare in:

Sostanze pure

• Elementi: non possono essere scomposti chimicamente in sostanze più semplici senza che si perda la loro identità chimica.
• Composti: possono essere scomposti chimicamente nei loro elementi costitutivi. Possono essere ionici (NaCl) o molecolari (H₂O).

Miscele

• Soluzioni: Sono miscele omogenee di due o più sostanze (in forma di molecole, atomi, ioni) di cui quella presente in quantità maggiore è definita solvente, le altre soluti. Possono essere scomposti negli elementi costitutivi con processi fisici (acqua salata, aria).
• Miscugli: i componenti sono facilmente distinguibili (acqua e argilla).

Ciascun elemento è costituito da atomi (= la più piccola particella di un elemento che ne possiede ancora le caratteristiche e le proprietà). Sono costituiti da:

Nota bene: L'identità chimica di un elemento è data dal numero di protoni. Z = p numero atomico.

• Cationi: perso 1 o più e;
• Anioni: acquistato 1 o più e.

A = p+n numero di massa.

• Massa atomica (u.m.a): Media pesata degli isotopi di un elemento presente in natura.

Isotopi

Atomi di uno stesso elemento che hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Ad esempio:

• Carbonio-12: n=6, p=6
• Carbonio-13: n=7, p=6

Alcuni isotopi radioattivi hanno applicazioni mediche:

• Cobalto-60: radioterapia per prevenire il cancro
• Iodio-131: individuare tumori cerebrali, monitorizzazione cardiaca, attività della tiroide
• Carbonio-14: studiare il cambiamento metabolico per i pazienti diabetici e anemici
• Carbonio-11: utilizzato con il glucosio per monitorare i danni durante la PET
• Sodio-24: circolazione del sangue
• Tallio-201: determinare la presenza di tumori nel tessuto cardiaco

Struttura elettronica

Il livello è formato da uno o più sottolivelli che sono a loro volta formati da orbitali atomici. Lo strato più esterno è quello che maggiormente influenza la reattività di un elemento.

Orbitali atomici: zona attorno al nucleo nella quale c'è più probabilità di trovare l'elettrone. Possono avere forme e energia diversa. Vengono descritti dai numeri quantici.

• Numero quantico principale: interi positivi (1,2,3…7) indica il livello energetico: la dimensione degli orbitali.
• Numero quantico angolare: (o azimutale) da 0 a (n-1) specifica il sottolivello energetico: la forma dell'orbitale (s,p,d,f).
• Numero quantico magnetico: -l a +l specifica il numero di orbitali nel sottolivello energetico: la direzione nello spazio degli orbitali.
• Numero quantico di spin: + e - 1/2 specifica il verso dello spin dell'elettrone.

1. Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto.

2. Gli orbitali vengono riempiti partendo da quelli con energia più bassa (principio di Aufbau). In casi di orbitali con la stessa energia va al principio della massima molteplicità, ovvero vengono occupati il maggior numero possibile di orbitali.

Configurazione elettronica

Configurazione elettronica: disposizione degli elettroni intorno al nucleo.

Configurazione elettronica esterna: disposizione degli elettroni nello strato più esterno. Elementi dello stesso gruppo hanno stessa configurazione elettronica esterna e hanno proprietà chimiche simili (fine ‘800- Mendeleev) → Elementi disposti il numero atomico crescente.

Tavola periodica

• Gruppi: Elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna (colonne).
• Periodi: Elementi i cui elettroni esterni sono disposti sullo stesso livello energetico.

Gruppi di elementi

• 1 Gruppo: Metalli alcalini: sono solidi teneri e lucenti. Estremamente reattivi, formano ioni di carica 1+, esistono in natura solo sotto forma di composti.
• 2 Gruppo: Metalli alcalino-terrosi: dotati di una durezza superiore rispetto agli elementi del IA, abbastanza reattivi e formano ioni di carica 2+.
• Metalli di transizione: possiedono elettroni negli orbitali d, stati di ossidazione variabili, proprietà magnetiche.
• Metalli di transizione interna: elettroni contenuti in orbitali f. Si dividono in lantanidi terre rare e attinidi. Alcuni hanno proprietà radioattive.
• 17 Gruppo: Alogeni: il nome significa generatori di sale. Sono presenti in natura come molecole biatomiche, per reazione con l’H formano idracidi (es. HCl).
• 18 Gruppo: Gas nobili: molto stabili e chimicamente inerti.

Gli elementi della tavola periodica possono anche essere divisi in due parti attraverso una linea:

• Metalli: solidi duri, lucenti, malleabili, buoni conduttori di calore e di elettricità. Tendono a perdere elettroni diventando cationi. L’H possiede configurazione elettronica da metallo ma le caratteristiche di un non metallo.
• Non metalli: ioni positivi privi di lucentezza e duttilità, cattivi conduttori. Tendono ad acquistare elettroni convertendosi in ioni negativi.
• In prossimità della linea che divide la tavola troviamo i metalloidi (semimetalli) che hanno caratteristiche intermedie ai metalli e ai non metalli. Sono: boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsenico (As), antimonio (Sb), tellurio (Te), polonio (Po).

Legami chimici

= forze attrattive tra atomi che portano alla formazione di un aggregato atomico stabile e individuabile come un'entità distinta.

Ogni elemento/atomo reagisce tra di loro perché vogliono raggiungere maggiore stabilità e di minore energia. Regola dell'ottetto: regola empirica formulata da Gilbert Newton Lewis nel 1916, ogni elemento tende ad acquistare o perdere elettroni in modo da raggiungere la configurazione esterna del gas nobile più vicino. Il legame chimico deriva da processi che determinano la condivisione, acquisto o perdita degli elettroni di valenza. A seguito di un legame si creano diversi composti:

• Molecole: composto elettricamente neutro; generato dalla condivisione o dallo scambio di elettroni.
• Ioni: raggruppamenti di atomi che assumono una o più cariche elettriche. Possono essere monoatomici (Na⁺) o poliatomici (NH₄⁺ = ammonio).
• Composti ionici: formati da più di un atomo carichi negativamente e/o positivamente, che nel loro complesso sono elettricamente neutri.

I legami chimici possono essere di varia natura, la quale dipende dalla natura chimica degli elementi che creano il legame.

Forze intramolecolari

Legame ionico

Si instaura sempre tra un metallo e un non metallo. È un composto ionico perché è un legame tra anione e catione (es. Na⁺ e Cl^-); per questo motivo si tratta di un legame di natura elettrostatica. A seguito di questo legame si creano solidi ionici che consistono nella disposizione ordinata degli ioni e formano reticoli cristallini, stabilizzato da interazioni elettrostatiche, duri, ottimi conduttori di elettricità.

Legame covalente

Si verifica quando avviene una condivisione equa degli elettroni, per raggiungere la configurazione esterna di un gas nobile, altamente stabile e con poca energia (es. H₂). Forma sempre molecole.

Esistono due diversi modi per creare un legame covalente:

• Legame σ: sovrapposizione assiale, ed è formato da un orbitale che circonda l’asse congiungente i due nuclei quindi la maggior probabilità di trovare un e- è nella zona compresa tra i due nuclei. Questo legame si forma sia con gli orbitali p sia con gli s.
• Legame π: sovrapposizione laterale con orbitali p. La zona di maggior probabilità di trovare un e- è nella zona sotto e sopra al nucleo.

Legame covalente omeopolare (o puro)

Gli elettroni condivisi vengono attratti con la stessa forza da entrambi gli elementi, perché si genera tra due molecole uguali. Normalmente si genera tra i non metalli. Molecole biatomiche: unione di elementi identici legate tra loro da legame covalente puro. Gli alogeni sono soliti a creare queste molecole, ma oltre a queste troviamo O, H, azoto.

Legame covalente polare

Avviene una condivisione di elettroni ma avviene tra molecole diverse che attraggono diversamente gli elettroni, quindi si viene a creare un polo (non avviene un trasferimento di carica perché gli e- sono condivisi) negativo accanto all’atomo che attira maggiormente gli e- rispetto all’altro atomo. Questa diversa interazione tra gli atomi è dovuta all’elettronegatività (= numero che esprime la capacità di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame). È una grandezza adimensionale il cui valore si esprime attraverso una scala che va da 0 a 4 di cui:

• elettronegatività dei gas nobili è 0;
• elemento più elettronegativo è il fluoro;
• cesio è quello meno elettronegativo.

In un periodo aumenta all’aumentare del numero atomico; in un gruppo diminuisce all’aumentare del numero atomico, poiché gli e- sono disposti più lontani dal nucleo.

Legame coordinativo o dativo

È un tipo di legame covalente nel quale un atomo condivide due elettroni di legame con un altro atomo. Tale atomo deve possedere un doppietto elettronico non condiviso.

Forze intermolecolari o forze di van der Waals

Legami tra le molecole: Sono di natura elettrostatica (variano al variare della distanza tra le due particelle).

Nota bene: dipolo permanente (molecole polari); dipolo indotto (=polarizzazione).

• Interazione ione-ione: tra gli ioni che hanno cariche opposte, es. NaCl. Nota bene: il legame ionico può essere considerato un’interazione ione-ione.
• Interazione ione-dipolo: (molecola polare) Esempi di legami ione-dipolo tra un sale, che è costituito da ioni positivi e negativi e l’acqua (Na⁺- H₂O o K⁺Cl^- e H₂O).
• Interazione dipolo-dipolo: tra due molecole polari. Le molecole si attirano reciprocamente orientandosi con l'estremità positiva di un dipolo vicino all'estremità negativa del dipolo vicino. Questa interazione è tanto più forte quanto è più forte la polarità delle molecole.
• Interazione dipolo-dipolo indotto: Quando una molecola polare induce la polarità di una molecola non polare (= si forma a seguito di legame covalente puro), es. tra H₂O e molecole di iodio (I₂).
• Interazione dipolo indotto-dipolo indotto o forze di dispersione di London: Sono interazioni di tipo attrattivo che si stabiliscono tra molecole non polari, sono il risultato della formazione di dipoli temporanei e sono forze molto deboli e hanno effettiva rilevanza solo quando le molecole sono vicinissime tra loro, cioè nelle molecole non polari come gli alogeni, gli elettroni che si muovono intorno alle molecole si distribuiscono in modo non equilibrato istante per istante; nel momento in cui gli elettroni non sono disposti equamente si forma una nuvola elettronica che porta alla polarizzazione della molecola adiacente. Questo tipo di legame lo si può trovare nella struttura delle proteine, nel metano e nei gas nobili, es. tra 2 molecole di O₂, N₂, Cl₂, o H₂.
• Legame idrogeno: è un particolare tipo di interazione dipolo-dipolo che si forma tra molecole nelle quali un atomo di idrogeno è legato covalentemente con un atomo fortemente elettronegativo (FON); es. Acido fluoridrico (HF), ammoniaca (NH₃) e acqua. Il legame idrogeno è presente nelle proteine (principalmente nelle strutture secondarie: alfa elica e beta foglietto) e negli acidi nucleici è una delle forze che tiene uniti i due filamenti del DNA.

Solubilità

= la massima quantità di un soluto, che in determinate condizioni di temperatura e pressione, si scioglie in una data quantità di solvente, formando in tal modo con esso un'unica fase.

Nota bene: solvente componente maggioritario. Una soluzione si dice satura quando ha raggiunto la massima concentrazione di soluto che può contenere alle condizioni di equilibrio. Aggiungendo ulteriore soluto ad una soluzione satura, tale soluzione diventerà sovrassatura, per cui il soluto tenderà a separarsi dalla soluzione costituendo una fase separata. Una soluzione è insatura quando il solvente è ancora in grado di sciogliere il soluto. La solubilità viene espressa come grammi di soluto disciolti in 100 grammi di solvente a una data temperatura.

I soluti possono essere:

• Ionici (composto chimico formato da ioni avente una carica complessivamente nulla),
• di tipo polare e
• di tipo non polare.

I solventi possono essere:

• di tipo polare o
• non polare.

I soluti ionici sono solubili in solventi polari. I soluti polari sono solubili in solventi polari. I soluti non polari (o leggermente polari) sono solubili in solventi non polari (o leggermente polari).

Nel caso di composti ionici, il meccanismo della dissoluzione è il seguente: le molecole polari del solvente circondano i cristalli del sale, e possono anche diffondere all'interno del reticolo cristallino; in questa maniera sono indebolite le forze di attrazione tra gli ioni di carica opposta che costituiscono il cristallo, i quali quindi si trasferiranno nel solvente sotto forma di ioni solvatati.

Nel caso di soluti polari, il fenomeno della dissoluzione avviene per attrazione reciproca tra le cariche opposte dei dipoli delle molecole di soluto e solvente. Le soluzioni contenenti elettroliti sono in grado di condurre la corrente elettrica.

Nel caso di soluti apolari entrano in gioco forze di minore entità rispetto a quelle finora considerate. Questo genere di soluti riesce ad avere una certa solubilità in solventi polari, si pensi ad esempio a soluzioni di cicloesano in etanolo, grazie all'instaurarsi di interazioni di tipo dipolo-dipolo indotto. Tipicamente, i soluti apolari sono solubili nei solventi apolari e ciò è dovuto alle forze di London originatesi tra dipoli istantanei; altro fattore importante, in particolar modo nei sistemi biologici, è l'interazione idrofobica.

Alcune molecole come gli acidi grassi presentano una porzione polare (idrofila) e una porzione apolare (idrofobica).

Concentrazione delle soluzioni

Molarità: Indica il numero di moli contenute in un litro di soluzione. M = n (mol) / V (l).

Nota bene: 1 mole = quantità di sostanza che contiene 6,02×10²³ entità fondamentali di quella sostanza. In pratica, 1 mole di una certa sostanza ha una massa corrispondente alla massa atomica o molecolare espressa in grammi. n di moli = massa (g) / PM (g/mol). PM: alla somma del peso atomico di tutti gli atomi che compongono la molecola.

Composizione percentuale

Rapporto percentuale fra quantità di soluto e quantità di soluzione:

• Solido-liquido: % peso/volume → Numero di grammi di soluto contenuti in 100 millilitri di soluzione.
• Solido-solido: % peso/peso → Numero di grammi di soluto contenuti in 100 g di soluzione.
• Liquido-liquido: % volume/volume → ml di soluto in 100 ml di soluzione.

Proprietà colligative

Una proprietà delle soluzioni che, non dipende dalla natura chimica del soluto (a differenza del pH e della densità), ma solo dalla sua concentrazione (numero di particelle, molecole o ioni, per unità di volume). Quando si aggiunge un soluto a un solvente, le proprietà fisiche della soluzione che si forma sono diverse da quelle del solvente puro. Le proprietà colligative sono:

• Abbassamento della tensione di vapore,
• Innalzamento ebullioscopico (innalzamento punto di ebollizione),
• Abbassamento crioscopico (abbassamento punto di congelamento),
• Pressione osmotica.

Le proprietà colligative derivano termodinamicamente dalla diminuzione del potenziale chimico del solvente dovuta alla presenza del soluto. Separando due soluzioni a diversa concentrazione (o una soluzione e il suo solvente) con una membrana semipermeabile, cioè permeabile solo al solvente e non al soluto, si verifica il fenomeno dell'osmosi che consiste nel movimento netto del solvente attraverso la membrana dalla soluzione più diluita a quella più concentrata (o dal solvente puro verso la soluzione), fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio. Il risultato di ciò è l'innalzamento del livello della soluzione più concentrata rispetto a quella più diluita. La pressione che occorre applicare sulla soluzione più concentrata per riportarla al livello di quella più diluita è detta pressione osmotica.

Confrontando la pressione osmotica di due soluzioni queste ultime si possono definire:

• Isotoniche: quando hanno stessa pressione osmotica.
• Ipertonica: quella a concentrazione maggiore.
• Ipotonica: quella a concentrazione minore.

Le membrane biologiche sono semipermeabili perché lasciano passare i solventi ma non i soluti e quindi i vari compartimenti della cellula devono mantenere un certo equilibrio al loro interno, cioè devono essere isotonici (es. una soluzione di NaCl 0,9% (0.9 gr su 100 ml) è isotonica rispetto al plasma sanguigno). I globuli rossi sono particolarmente sensibili alla variazione della pressione osmotica del plasma, perché la loro membrana è facilmente modificabile.

• Se vengono inseriti in una soluzione isotonica al plasma non gli succede nulla.
• Se vengono inseriti in una soluzione ipertonica rispetto al plasma i globuli rossi tendono a perdere acqua.