L ACQUA : STRUTTURA E PROPRIETA

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1 L ACQUA : STRUTTURA E PROPRIETA 1. Sostanza più abbondante in tutti gli esseri viventi 2. Più del 70% del peso di tutti gli esseri viventi 3. Influenza la struttura e la proprietà di tutte le molecole biologiche 4. Tutte le reazioni biochimiche avvengono in ambiente acquoso

2 Il nucleo dell ossigeno attrae gli elettroni molto più fortemente rispetto a quello dell idrogeno. L ossigeno è più elettronegativo. 2 dipoli elettrici H 2 O

3 Il legame O-H ha una lunghezza di Å e l angolo formato tra i tre atomi è di 104,5 O è ibridato sp 3 I due H occupano due vertici di un tetraedro, gli altri due vertici sono occupati dalle due coppie non utilizzate di elettroni dell O. Angolo di legame di 104,05 e non 109,5 come in un tetraedro perfetto a causa della compressione esercitata dagli elettroni liberi.

4 L acqua è una molecola polare

5 (= 1,77 Å) (= 0,965 Å) Attrazione elettrostatica: legame idrogeno

6 Il legame idrogeno è un legame molto più debole del legame covalente Forza di un legame chimico = energia necessaria per allontanare l uno dall altro gli atomi legati. Unità di misura: kjoule/mole 20 kj/mole: energia di legame del legame idrogeno 460 kj/mole: energia di legame del legame covalente O-H

7 Direzionalità del legame idrogeno L attrazione tra le due cariche elettriche parziali è massima quando i tre atomi coinvolti sono disposti in linea retta

8 I legami idrogeno si formano anche tra altre molecole biologiche L atomo più elettronegativo (di solito O o N) funge da accettore di idrogeno

9 Ogni molecola di acqua, grazie alla disposizione quasi tetraedrica degli orbitali intorno all O, può formare legami idrogeno con altre 4 molecole vicine. A temperatura ambiente ogni molecola di H 2 O forma una media di 3,4 legami idrogeno

10 Nello stato liquido le molecole di acqua sono in continuo movimento, quindi i legami idrogeno si formano e rompono con la stessa velocità

11 Nel ghiaccio ogni molecola di acqua è bloccata e forma 4 legami idrogeno con molecole vicine determinando una struttura regolare

12 H 2 O : elevato punto di fusione ed ebollizione Queste caratteristiche dipendono dall elevato numero di legami idrogeno che conferiscono all acqua allo stato liquido la sua notevole coesione interna

13 L ACQUA COME SOLVENTE

14 L H 2 O è un solvente POLARE Scioglie tutti i composti polari o ionici che vengono per questo definiti IDROFILICI Non scioglie le sostanze apolari che vengono quindi definite IDROFOBICHE Perché? Idratazione e protezione delle cariche

15 I dipoli dell H 2 O interagiscono con gli ioni, in modo tale che risultino idratati, cioè circondati da gusci di molecole di H 2 O Esempio: NaCl allo stato solido esiste come reticolo cristallino molto stabile, in acqua si scioglie facilmente

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17 Le biomolecole (proteine, acidi nucleici, carboidrati) solubili in acqua sono ricche di gruppi funzionali che formano legami idrogeno con l acqua L acqua compete con i gruppi intramolecolari nella formazione di legami idrogeno Destabilizzazione della struttura

18 solvente + soluto = SOLUZIONE Metodi per esprimere la concentrazione di una soluzione: 1. percento in peso/volume (P/V): quantità di soluto espressa in grammi, in 100 ml di soluzione 2. percento in volume/volume (V/V): quantità di soluto espressa in ml in 100 ml di soluzione 3. molarità: numero di moli di un soluto per litro di soluzione 4. molalità: numero di moli di un soluto contenuto in 1 kg di solvente

19 Molarità La concentrazione molare di un soluto si ottiene calcolando il numero di MOLI di soluto in 1 LITRO di solvente Una MOLE di soluto corrisponde ad una quantità in GRAMMI pari al PESO MOLECOLARE del soluto

20 Esempio: NaCl PM: 58,5 (dato dalla somma delle masse atomiche dei singoli atomi: Na = 23 + Cl =35,5) 1 mole di NaCl pesa 58,5 grammi 1 mole/1 litro : soluzione 1M

21 Esempio: Calcolare la molarità di 500 ml di una soluzione acquosa contenente 5,85 g di NaCl n = 5,85g 58,5g/mole = 0,1 moli Quindi M= 0,1moli/500ml = 0,2moli/1000ml = 0,2moli/litro = 0,2 M

22 Diluizioni di soluzioni più concentrate Numero di moli n = molarità x volume M i x V i = M f x V f M f = M i x V i V f

23 Esempio: A 500 ml di soluzione 0,2 M di NaCl vengono aggiunti 1,5 litri d acqua. Calcolare la molarità della soluzione diluita. 0,5 l x 0,2 M = 2l x M f M f = 0,5 x 0,2 M 2l = 0,05 moli x l -1 = 0,05 M Oppure: osservare che la diluizione è di 4 volte (da 0,5 l a 2 l) e quindi si riduce la concentrazione a ¼: 0,2 moli/l : 4 = 0,05M

24 Effetto dei soluti sulle caratteristiche fisiche dell acqua

25 Due effetti visibili causati dalla diminuizione della tensione di vapore: 1. Il punto di ebollizione della soluzione si alza innalzamento ebullioscopico 2. Il punto di congelamento della soluzione si abbassa abbassamento crioscopico Modifica delle proprietà colligative

26 I fluidi che sono all interno delle cellule o che le circondano sono ricchi di sostanze disciolte che possono essere piccoli ioni inorganici o grandi aggregati molecolari DIFFUSIONE e PRESSIONE OSMOTICA

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28 Osmosi: movimento del solvente da una regione ad alta concentrazione di solvente (acqua pura) ad una regione a più bassa concentrazione (acqua contenente un soluto). Pressione osmotica: pressione che bisogna esercitare alla soluzione per impedire il flusso di acqua attraverso la membrana. E proporzionale alla concentrazione del soluto.

29 Osmolarità L Osmolarità di una soluzione è pari alla concentrazione delle specie molecolari solvatate. Ad esempio NaCl in soluzione si trova come Na + e Cl - (2 specie), perciò una soluzione 1 molare di NaCl è 2 osmolare Pressione osmotica di una soluzione 1M = 22.4 atm

30 Le cellule sono circondate da soluzioni che hanno una pressione osmotica simile, cioè ISOTONICHE

31 Le molecole diffondono fino a che non si raggiunge l equilibrio, cioè fino a che la concentrazione del soluto ai due lati della membrana non diventa la stessa

32 L EFFETTO IDROFOBICO E la tendenza dell acqua a minimizzare i suoi contatti con le molecole idrofobiche

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35 Il reticolo di legami idrogeno prodotto dalle molecole di acqua allo stato liquido viene rotto dall intrusione di una molecola non polare Le molecole di acqua si dispongono intorno alle molecole di soluto non polare con un andamento ordinato

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40 Le sostanze non polari vengono schiacciate l una contro l altra ed allontanate dalla fase acquosa Es. goccioline di olio in acqua

41 Composti anfifilici o anfipatici (molte biomolecole) contengono nella loro molecola regioni polari e non polari La regione polare (idrofilica) interagisce con l acqua e tende a dissolversi. La regione apolare (idrofobica) evita il contatto con l acqua Es. acidi grassi a lunga catena

42 Le molecole anfifiliche possono formare micelle o doppi strati L aggregato viene stabilizzato dall effetto idrofobico: cioè dalla tendenza dell acqua ad escludere i gruppi idrofobici

43 ph Acidi e basi Effetto tampone

44 L acqua è una molecola neutra Ha una bassa tendenza a ionizzarsi H 2 O H + + OH - Nelle soluzioni non ci sono protoni liberi H +, ma tendono ad associarsi ad una molecola di H 2 O, formando ioni idronio H 3 O + Il protone di uno ione idronio può saltare rapidamente da una molecola di acqua all altra: H + e OH - hanno una mobilità ionica molto elevata

45 Per qualsiasi reazione chimica la posizione di equilibrio è espressa dalla costante di equilibrio, K eq [C][D] A + B C + D K eq = [A][B] Per l acqua: H 2 O H + + OH - K eq = [H + ][OH - ] [H 2 O] A 25 C, allo stato puro la concentrazione dell acqua è 55,5M In quanto: 1000g/18,015g/mole: 55,5M Quindi: [H + ][OH - ] K eq = 55,5M cioè (55,5M)K eq = [H + ][OH - ]= K w Prodotto ionico dell H 2 O

46 K eq = 1,8 x M determinato da misure di conducibilità elettrica dell acqua Quindi: (55,5M)(1,8x10-16 M)= [H + ][OH - ] 1,0 x M 2 = [H + ][OH - ] = K w Nell acqua pura: [H + ]=[OH - ] Quindi: K w = [H + ] 2 [H + ] = K w = 1,0 x M 2 [H + ]=[OH - ]= 10-7 M

47 Attraverso la concentrazione di uno dei due ioni, di norma [H + ], si può stabilire se una soluzione è acida o basica [OH - ] Il prodotto [H + ][OH - ] resta costante : M

48 Il prodotto ionico dell H 2 O è costante, quindi all aumentare di [H + ] cala [OH - ] e viceversa

49 Il prodotto ionico K w è la base della scala di ph che stabilisce la concentrazione di ioni H + (e quindi anche OH - ) Si definisce: 1 ph = log = - log[h + ] [H + ] Soluzioni neutre: [H + ]= 10-7 M cioè ph = 7 Soluzioni acide: [H + ]> 10-7 M cioè ph < 7 Soluzioni basiche o alcaline: [H + ]< 10-7 M cioè ph > 7

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51 ACIDI E BASI

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54 J. Brønsted e T. Lowry: Acido: donatore di protoni Base: accettore di protoni L acqua partecipa sempre nelle reazioni acido-base: HA + H 2 O H 3 O + + A - HA A - + H + [A - ][H + ] Da cui : K eq = [HA] = K a costante di dissociazione Analogamente a quanto definito per [H + ] si può definire: pk=-logk

55 K esprime la forza di un acido, cioè la sua capacità di donare protoni Acidi forti: valore elevato di K a (K>>1) Acidi deboli: valore basso di K a (K<1) Ogni acido, donando il proprio protone, si trasforma in una base, chiamata base coniugata ACIDO BASE CONIUGATA + H + Analogamente ogni base, accettando il protone si converte nel corrispondente acido coniugato BASE + H + ACIDO CONIUGATO Coppia acido-base coniugata

56 Sono considerati forti quegli acidi o basi che in acqua sono completamente dissociati Esempio: acido cloridrico HCl fi H + + Cl - Il comportamento degli acidi e delle basi forti è simile a quello dei sali Qual è il ph di una soluzione di HCl 0,05 M? HCl è un acido forte, quindi è completamente ionizzato in H + e Cl -. [H + ] = 0,05 M ph = - log [H + ] = -log (5x10-2 ) = 1,30

57 Calcolare il ph di una soluzione di idrossido di potassio (KOH) 0,001 M. KOH K + + OH - poh= -log [OH - ]= -log 10-3 = 3 poh + ph = 14 quindi ph=14-3=11 Oppure [OH - ][H + ]= Quindi se [OH - ]= 10-3 M [H + ]= M quindi ph=11

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59 4 molecole di HCl, un acido forte e completamente ionizzato 4 molecole di HF, un acido debole, parzialmente ionizzato

60 Nei sistemi biologici: -tutte le reazioni acido-base coinvolgono l H 2 O -gli acidi e le basi coinvolte nelle reazioni sono deboli (cioè non completamente dissociati o ionizzati) -ph è neutro (circa 7,4) Esempio: acido acetico CH 3 COOH «CH 3 COO - + H + Forma non ionizzata Forma ionizzata Prevalente all equilibrio

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62 Quali sono la [H + ] e il ph di una soluzione 0.1 M di acido acetico? CH 3 COOH H + + CH 3 COO - All equilibrio : [H + ] = [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] 0,1 M [H + ] [CH 3 COO - ] [H + ] 2 K a = = 1,8x10-5 = [CH 3 COOH] 0,1 [H + ] 2 = 1,8 x 10-6 [H + ]=1,3x 10-3 M ph = -log (1,3x 10-3 ) = 2,89

63 Qual è la [OH - ] di una soluzione 0.1M di ammoniaca? Calcolare anche il ph della stessa soluzione NH 3 + H 2 O NH OH - [NH 3 ] 0,1 M e [NH 4+ ] = [OH - ] [NH 4+ ] [OH - ] K b = = 1,8 x10-5 [NH 3 ] [OH - ] 2 = (1,8x 10-5 )(10-1 ) = 1,8x10-6 [OH - ]= 1,3x 10-3 M poh=-log (1,3x 10-3 )= 2,89 ph= 14-2,89= 11,11

64 Il ph di una soluzione dipende dalle concentrazioni relative di acidi e basi [HA] Da cui: [H + ]= K a [A- ] K a = [A - ][H + ] [HA] [HA] Il quoziente [A-] è proporzionale alla [H + ] Se applichiamo il log negativo ad entrambi i termini: -log [H + ]= - logk a - log [HA] [A - ] E quindi: ph = pk a + log [A - ] [HA]

65 Equazione di Handerson-Hasselbalch E indispensabile per calcolare il ph di una soluzione contenente una quantità non nota di acido debole e della sua base coniugata accettore di protoni donatore di protoni Quando le concentrazioni di un acido (HA) e della sua base coniugata (A - ) sono uguali log1 = 0 e quindi ph della soluzione = pk a dell acido

66 Calcolare il valore di pk a dell acido lattico, sapendo che la concentrazione di acido lattico libero è 0,010 M, la concentrazione di lattato è 0,087M ed il ph è 4,80. 0,087 4,80 0,010 pk a = 4,80-log (0,087/0,010) = 4,80-0,94 = 3,86

67 Curva di titolazione

68 Titolazione: tecnica che viene usata per determinare la quantità di acido in una data soluzione Un volume misurato di una soluzione di un acido viene titolato con una soluzione di una base forte, di solito NaOH ad una concentrazione nota. La soluzione di NaOH viene aggiunta in piccole quantità, fino a che tutto l acido è stato consumato, cioè neutralizzato La concentrazione dell acido nella soluzione originaria può essere calcolata dal volume e dalla concentrazione di NaOH aggiunta Mettendo in grafico la variazione di ph in funzione della quantità di NaOH aggiunto possiamo determinare la pk a di un acido

69 Reazione di neutralizzazione: reazione fra un acido ed una base Es.: HNO 3 + NaOH H 2 O + Na + + NO 3- + calore La reazione fra pari quantità di acido e di base forti ha come duplice risultato la produzione di acqua, sale e la scomparsa delle proprietà acide e basiche della soluzione di partenza

70 La reazione di neutralizzazione può essere utilizzata per determinare la quantità precisa di acido e di base in una soluzione incognita Per ottenere la neutralità gli equivalenti di acido dovranno eguagliare gli equivalenti di base

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72 Esempio: curva di titolazione dell acido acetico

73 Esempio: titolazione di una soluzione 0,1 M di acido acetico con NaOH 0,1 M. H 2 O H + +OH - HAc H + + Ac -

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75 Le sostanze che possono andare incontro a più di una ionizzazione (es. H 3 PO 4 e H 2 CO 3 ) sono dette acidi poliprotici Un acido poliprotico ha molti pk

76 Tutti i sistemi biologici dipendono dal ph Una piccola variazione di ph può cambiare drasticamente la struttura e la funzionalità delle molecole biologiche Le cellule e gli organismi mantengono il ph citosolico ad un valore specifico e costante, intorno a 7 Azione dei tamponi biologici

77 Sistema tampone: miscela di acido debole e della sua base coniugata Serve a compensare variazioni improvvise di concentrazione degli ioni H + La capacità tamponante è massima quando il ph del sistema è uguale al pk a dell acido (cioè quando [HA]=[A - ])

78 Se si aggiunge acido, gli H + interagiscono con B - formando acido non dissociato e acqua Se si aggiunge base, gli OH interagiscono con HB formando B - e acqua In entrambi i casi si modifica il rapporto [HB]/[B - ] ma il valore di ph cambia lievemente

79 Quale tra le seguenti molecole è un buon tampone per il sangue?

80 Sistemi tampone fisiologici: 1- Sistemi con molecole complesse Proteine le cui catene laterali possono avere carattere acido o basico Acidi nucleici Lipidi 2- Sistemi con molecole semplici Ioni fosfato e bicarbonato

81 Il sistema tampone fosfato opera nel citoplasma di tutte le cellule: H 2 PO 4- H + + HPO 4 2- pk a = 6,86 Tende a resistere a variazioni di ph nella regione compresa tra 6,4 e 7,4

82 Negli animali che possiedono i polmoni, il tampone bicarbonato è il principale sistema di omeostasi del ph nel sangue: CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Acidosi: ph < 7,1 Alcalosi:pH > 7,6 H 2 CO 3 H + + HCO 3 - pk a = 6,3 piuttosto diverso dal ph di 7,4 del sangue Se il ph diminuisce l equilibrio si sposta verso la formazione di acido carbonico e quindi di CO 2 che viene eliminata con l espirazione

83 Cose non mostrate:

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89 antilog di 1.3 = 20 = 20

90 Diagramma ph-bicarbonato che mostra l isobara di 40 mmhg della CO 2 e i valori normali del ph plasmatico e della concentrazione degli ioni bicarbonato

91 Diagramma ph-bicarbonato che mostra diverse isobare della CO 2

92 Linea tampone del sangue Questo diagramma ph-bicarbonato mostra le variazioni di ph e [HCO 3- ] che avvengono nel sangue al cambiare della pco 2

93 I meccanismi di COMPENSO sono affidati ai polmoni e ai reni Polmoni: l iperventilazione consente l allontanamento della CO 2 ed ha quindi effetto alcalinizzante Reni: quando il plasma è alcalino, possono eliminare bicarbonati (urine più alcaline); quando più frequentemente il plasma tende all acidità, aumenta il riassorbimento del bicarbonato e i protoni vengono eliminati come tali, o in associazione con i fosfati, o in forma di ioni ammonio (urine più acide). Il ph delle urine può infatti variare tra 4.4 e 8.

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