CHIMICA GENERALE E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA

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1 1 CHIMICA GENERALE E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA CHIMICA GENERALE Materia La materia può avere: - Proprietà fisiche: se studiate non comportano trasformazione della materia (es.: temperatura di ebollizione, temperatura di fusione, stato di aggregazione); - Proprietà chimiche: se studiate comportano trasformazione della materia (es.: reazioni chimiche). Legge di conservazione della massa Quando si verifica una reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. masse reagenti = masse prodotti Stati di aggregazione - Solido: particelle ordinate in un reticolo cristallino ben strutturato, regolare; - Liquido: particelle meno interagenti tra loro, meno strutturate; - Gassoso: nessuna interazione tra le particelle, completamente libere. Definizioni Sostanza pura: tipo particolare di materia con composizione ben definita e costante e caratteristiche chimicofisiche conosciute (es.: H 2 O). Le sostanze possono essere costituite da: o Elementi: specie chimiche elementari, inscindibili in componenti più semplici e formate da atomi dello stesso tipo; o Composti: specie chimiche composte da più elementi diversi, combinati secondo rapporti ponderali fissi, precisi e costanti e formate da atomi di diverso tipo. I composti possono essere scissi in elementi tramite operazioni chimiche o elettriche. Sistema: qualsiasi porzione dell universo oggetto di studio. Ambiente esterno o intorno del sistema: rimanente parte dell universo. Un sistema può essere: o Fisicamente: Omogeneo: presenta in ogni suo punto le medesime qualità fisico-chimiche; costituito da una sola fase. Eterogeneo: presenta qualità diverse a seconda della zona osservata; è costituito da più fasi, separate da superfici di discontinuità. o Chimicamente: Omogeneo: presenta una sola sostanza; Eterogeneo: presenta più di una sostanza. Un sistema inoltre può essere: o Aperto: può scambiare con l ambiente sia materia che energia; o Chiuso: può scambiare con l ambiente solo energia, non materia; o Isolato: non può scambiare con l ambiente né materia né energia. Soluzione: sistema fisicamente omogeneo ma chimicamente eterogeneo. Miscela: sistema fisicamente e chimicamente eterogeneo, formato da due o più sostanze incapaci di unirsi tra loro e composte in rapporti variabili. L atomo L atomo è la più piccola particella che conserva le caratteristiche strutturali necessarie alla sua identificazione; atomi dello stesso tipo presentano caratteristiche uguali, anche se possono presentare masse leggermente diverse. Gli atomi

2 2 possono legarsi tra loro per formare strutture stabili: le molecole. La stabilità è caratterizzata da un contenuto energetico basso, perciò con la formazione di molecole si ha liberazione di energia. Un elemento è formato da più atomi dello stesso tipo; un composto è formato da più atomi di diverso tipo. L atomo è composto da una parte centrale, molto compatta, positiva, chiamata nucleo, che è circondata da una nube elettronica negativa, determinata dalla presenza di elettroni. Il nucleo è composto da nucleoni, ovvero da protoni e neutroni: i nucleoni determinano la massa dell atomo, in quanto la massa degli elettroni è trascurabile, anche se essi contribuiscono a determinare le caratteristiche chimico-fisiche dell elemento; la funzione dei neutroni è principalmente quella di annullare le interazioni tra protoni ed elettroni. Gli atomi sono elettricamente neutri, in quanto il numero di elettroni ed il numero di protoni si equivalgono. Un atomo si identifica secondo un simbolo (es.: Cloro Cl), correlato solitamente da due numeri: - Numero atomico (Z), che indica il numero di protoni ed identifica l atomo; si pone in basso a sinistra del simbolo dell elemento. Z indica soltanto il numero di protoni, non di elettroni, in quanto alcuni atomi elettricamente carichi (ioni) hanno diverso numero di elettroni e protoni. - Numero di massa (A), che indica il numero di nucleoni (protoni + neutroni) e determina la massa dell atomo; si pone in alto a sinistra del simbolo dell elemento. A Z X Possono inoltre esistere atomi dello stesso elemento che però hanno numero diverso di neutroni: gli isotopi, che avranno uguale numero atomico ma diverso numero di massa (es.: 12 6 C, 13 6 C, 14 6 C ). L abbondanza percentuale naturale indica la percentuale del numero di atomi di un determinato isotopo in un campione di un determinato elemento; essa è uguale indipendentemente dal luogo del prelievo (es.: 1 1 H Idrogeno, 99%; 2 1 H Deuterio e 3 1 H Trizio meno dell 1%). L unità di massa atomica unificata (u.m.a.) è definita come la dodicesima parte della massa del 12 C e corrisponde alla massa di un protone (o di un neutrone), ovvero a 1,66x10-27 kg. La massa atomica assoluta (A) è la massa reale dell atomo mentre la massa atomica relativa (Ar) definisce il numero di volte che l u.m.a. è contenuta nella massa atomica assoluta (es.: 12 C, Ar = 12). A Ar u. m. a. I valori di massa atomica non sono numeri interi in quanto i vari isotopi (in percentuale di presenza diversa) presentano masse leggermente diverse: perciò la massa atomica è definita dalla massa atomica media, ovvero dalla media ponderata delle masse dei vari isotopi per le rispettive abbondanze percentuali naturali. Ar a. p. n. Am n Il peso atomico è invece definito come il rapporto tra massa atomica media e u.m.a. Am P u. m. a. La concentrazione La concentrazione esprime i rapporti quantitativi delle specie chimiche del sistema. Per esprimere la concentrazione è necessario conoscere la mole, definita come la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguale al numero di atomi contenuti in 0,012 kg esatti di 12 C, il cui numero è pari al numero di Avogadro, 6,022x La massa molare è anche indicabile come il peso atomico indicato in grammi (es.: O 2 Ar = 16; 16x2=32 g). Il numero di moli (n) è definito come il rapporto tra la massa della sostanza in grammi ed il suo peso molecolare. m n Pm La concentrazione può essere espressa in vari modi:

3 3 Frazione molare (X): indica il rapporto tra il numero di moli di un dato componente e il numero totale delle moli di tutti i componenti della soluzione. X n componente n totali La frazione molare di ciascun componente può assumere valori compresi tra 0 e 1; la somma delle frazioni molari di tutti i componenti in soluzione è 1. Molalità (m): indica il numero di moli di soluto in 1kg di solvente. m n m soluto solvente Molarità (M o [X]): indica il numero di moli di soluto in un litro di soluzione. n M V soluto soluzione Configurazioni elettroniche Secondo il principio di indeterminazione di Heisenberg non è possibile definire contemporaneamente e con esattezza posizione e velocità di un elettrone, mentre è possibile determinare la probabilità che l elettrone si trovi in una determinata posizione. Per questo motivo sono stati introdotti gli orbitali, le zone dove vi è la massima probabilità di individuare un elettrone con una determinata energia. Gli orbitali sono definibili tramite delle funzioni d onda, definite da numeri quantici, che descrivono l energia, la forma e l orientamento nello spazio di un determinato orbitale. I numeri quantici sono: Numero quantico principale (n) 1 n Determina il livello energetico dell orbitale, in relazione alla distanza dal nucleo; Numero quantico secondario (l) 0 l n 1 Determina il sottolivello energetico dell orbitale, in relazione alla forma dell orbitale; Numero quantico magnetico (m) m l,0, l Determina l orientamento dell orbitale, sottoposto al campo magnetico; Numero quantico di spin (+ ½, - ½ ) (, ) Determina il verso di rotazione dell elettrone attorno al proprio asse. Principio di esclusione di Pauli: in un atomo non è possibile trovare orbitali con più di due elettroni. Casi di orbitali: n = 1 o l = 0 m = 0 1s (sferico) n = 2 o l = 0 m = 0 2s (sferici) o l = 1 m = -1,0,+1 2p (bilobati) n = 3 o l = 0 m = 0 3s (sferici) o l = 1 m = -1,0,+1 3p (bilobati) o l = 2 m = -2,-1,0,+1,+2 3d (tetralobati) n = 4 o l = 0 m = 0 4s (sferici) o l = 1 m = -1,0,+1 4p (bilobati) o l = 2 m = -2,-1,0,+1,+2 4d (tetralobati)

4 4 o l = 3 m = -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 4f (polilobati) La configurazione elettronica rappresenta perciò la disposizione degli elettroni attorno al nucleo ed è regolata da alcuni principi: - Tensione a minore energia: occupazione primaria di orbitali a livello energetico più basso, quindi più vicini al nucleo; - Principio di esclusione di Pauli; - Legge della massima molteplicità di Hund: in presenza di orbitali isoenergetici, gli elettroni si dispongono ognuno in un orbitale ed assumono spin parallelo. La configurazione può essere scritta: - Condensata: solo tramite gli orbitali; - Espansa: definendo anche la posizione degli orbitali sugli assi; - Rappresentazione di spin: includendo anche la raffigurazione dello spin. Solitamente sulla tavola periodica viene raffigurata solo la configurazione elettronica esterna, ovvero quella del livello o guscio di valenza, che maggiormente influisce sulle proprietà dell elemento; il core, ovvero gli orbitali più interni, non vengono raffigurati. In una configurazione elettronica si riempiono in ordine: ns (n-2)f (n-1)d np La tavola periodica Sulla tavola periodica gli elementi sono ordinati secondo massa atomica crescente e presentano una chiara periodicità delle loro proprietà: la tavola periodica è perciò definita come rappresentazione visiva della legge periodica. Gli elementi con proprietà simili sono raggruppati in gruppi verticali, mentre i periodi orizzontali indicano il livello elettronico che si sta riempiendo. Le proprietà degli atomi sono correlate alla loro struttura elettronica: nell ambito di uno stesso gruppo gli atomi hanno stessa configurazione elettronica esterna. IA, IIA ns IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA np Gruppi B (n-1)d Elementi di transizione interna (lantanidi ed attinidi) (n-2)f Gli elementi dei gruppi A sono anche chiamati rappresentativi, in quanto rappresentano tutte le possibili varietà di proprietà; gli elementi dei gruppi B sono invece definiti di transizione e presentano tutti proprietà simili. Proprietà fisiche degli elementi La configurazione elettronica esterna determina le proprietà chimico-fisiche degli atomi. - Carica nucleare effettiva (Z eff ): entità dell attrazione realmente esercitata dal nucleo su un dato elettrone; è determinata dall attrazione dei protoni e dalla repulsione dei neutroni, che schermano l attrazione. Z S Z eff Dove Z è il numero di protoni ed S è l effetto di schermo. La carica nucleare effettiva aumenta lungo un periodo e tende a rimanere costante (o al massimo a diminuire leggermente) lungo un gruppo. - Raggio atomico: distanza tra il nucleo e l elettrone più esterno (ovvero il punto dove è più probabile trovarlo). Il raggio atomico diminuisce lungo un periodo ed aumenta lungo un gruppo. - Energia di ionizzazione: energia necessaria per allontanare a distanza infinita da un atomo allo stato gassoso l elettrone più debolmente legato. L energia di ionizzazione aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. - Affinità elettronica: variazione di energia che si verifica quando un atomo accetta un elettrone. L affinità elettronica aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo. - Elettronegatività: capacità di un atomo di attrarre la coppia di elettroni di legame in una molecola; nella tavola periodica è espressa l elettronegatività relativa di un atomo. L elettronegatività aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo un gruppo.

5 5 Legami chimici Ogni atomo in natura tende a raggiungere una configurazione elettronica esterna stabile, ovvero con otto elettroni sul livello più esterno (regola dell ottetto). Il legame chimico è una qualsiasi interazione capace di tenere uniti due o più atomi, portando alla formazione di un sistema stabile, con energia inferiore rispetto a quella del sistema atomi isolati ; la formazione di un legame chimico porta sempre ad una diminuzione di energia del sistema. L energia di legame è la differenza di energia tra il sistema atomi isolati ed il sistema atomi legati, ovvero l energia emessa con la formazione di un legame chimico o l energia necessaria per rompere un legame chimico. L energia di legame è espressa in kcal o in kj. Le molecole possono essere rappresentate attraverso la formula bruta (es.: H 2 O) oppure tramite la formula di struttura I legami possono essere: - Semplici: presentano condivisione di una sola coppia di elettroni; es.: H : H H H H 2 - Multipli: presentano condivisione di due o più coppie di elettroni; es.: : O :: O : O = O O 2 (legame doppio) es.: : N N : N N N 2 (legame triplo) Inoltre ogni coppia di elettroni di legame può essere: - Legame : sovrapposizione degli orbitali lungo la linea che congiunge i due nuclei, dove si ha la massima densità elettronica. - Legami : sovrapposizione degli orbitali sopra e sotto la linea che congiunge i due nuclei. Nei legami doppi il primo legame è di tipo, il secondo è di tipo. Non è comunque possibile formare più di tre legami. Tipologie di legami Legami forti: trasferimenti o condivisione di elettroni. o Legame covalente: condivisione di una coppia di elettroni tra due atomi; si può instaurare tra due non metalli o tra un non metallo ed un metalloide. Legame covalente puro (o omopolare): entrambi gli atomi attraggono con forza uguale gli elettroni di legame ed hanno quindi uguale elettronegatività ( en 0, 5 ); non si instaurano cariche sugli atomi. Questo legame si forma tipicamente tra atomi uguali (es.: H 2 H H). Legame covalente eteropolare: gli atomi attraggono con forza diversa gli elettroni di legame ed hanno quindi diversa elettronegatività ( 0,5 en 1, 9 ); si instaurano cariche parziali sugli atomi. Questo legame si forma tipicamente tra atomi diversi (es.: FH F δ- H δ+ ). o Legame ionico: si instaura tra atomi con valori molto diversi di elettronegatività ( en 1, 9 ); in questo caso l atomo più elettronegativo strappa l elettrone a quello meno elettronegativo. In questo modo si formano un catione ed un anione legati da forti interazioni elettrostatiche (es.: NaCl Na + + Cl - ). Questo tipo di legame si instaura tra un metallo ed un non metallo. Caratteristiche dei composti ionici: - Non formano molecole ma strutture cristalline regolari e caratteristiche, i cristalli ionici, molto rigidi, isolanti e che si frantumano facilmente; - Solidi; - Spesso alto-fondenti; - Elettroliti. o Legame metallico (reticolo cristallino elettronico): costituito da atomi che presentano elettroni mobili, cioè che hanno basso potenziale di ionizzazione e quindi bassa elettronegatività; si forma prevalentemente tra i metalli (alcalini, alcalino-terrosi). Caratteristiche dei composti metallici: - Duttili e malleabili; - Conduttori; - Opachi.

6 6 o Legame dativo (o di ipercoordinazione): caratterizzato dalla condivisione di elettroni da parte di un unico atomo (es.: NH 3 H NH 4 ; in questo caso è presente un catione H + ed N cede entrambi i suoi elettroni). Questo legame è alla base dei complessi di coordinazione, solitamente formati da un catione centrale che si lega a vari ligandi tramite legami dativi (es.: nel gruppo eme dell emoglobina il catione centrale Fe + si lega dativamente con l Ossigeno; nella clorofilla il catione centrale è invece Mg + ). Legami deboli: deboli interazioni elettrostatiche tra atomi e molecole e tra molecole e ioni che non implicano condivisione o trasferimento di elettroni. Queste forze intermolecolari influenzano molto le proprietà fisiche delle sostanze, contribuendo a definire e stabilizzare le strutture tridimensionali delle macromolecole organiche. In ordine di energia crescente sono: o Interazione ione dipolo permanente: legame ipocoordinato in cui un catione [anione] risente della carica parziale negativa [positiva] di un dipolo elettrico. Questa interazione interviene nei processi di solubilizzazione di solidi ionici in H 2 O, in cui il dipolo permanente è costituito dall acqua. Nel caso del sale NaCl sciolto in acqua, l H 2 O attrae il sale e si libera energia, che viene utilizzata per rompere il legame: l interazione è data dal catione Na + e dall anione Cl - che risentono della carica parziale rispettivamente negativa (O δ= ) e positiva (H δ+ ) del dipolo elettrico (H 2 O); si forma così attorno agli ioni un alone di idratazione costituito dal dipolo elettrico e gli ioni vengono chiamati ioni idratati. o Interazione ione dipolo indotto; o Interazione dipolo permanente dipolo permanente (forza di Van Der Waals): caratterizzata dall interazione attrattiva tra molecole con momenti dipolari; la sua forza dipende dall entità delle cariche dipolari. Nel caso del legame idrogeno H è legato covalentemente ad atomi molto elettronegativi (N, O, F) ed assume quindi una carica parziale grande: il legame idrogeno si forma quindi tra un atomo di H di una molecola ed un atomo molto elettronegativo di un altra molecola. Questi legami si dispongono di solito linearmente. o o Ogni molecola d acqua potrà formare quattro legami idrogeno, in quanto in ogni molecola sono presenti due cariche parziali positive e due cariche parziali negative. Questo tipo di legame spiega alcune proprietà fisiche dell acqua: - La struttura tridimensionale ad anelli esagonali del ghiaccio che rende il volume del ghiaccio maggiore rispetto a quello dell acqua e la densità del ghiaccio maggiore di quella dell acqua; - L alta temperatura di ebollizione dell acqua (che dovrebbe essere -140 a causa della bassa energia dei legami). Interazione dipolo permanente dipolo indotto (forza di Van Der Waals): questa interazione avviene se una sostanza apolare è posta in acqua: l H 2 O forma una gabbia in cui le molecole di acqua sono legate tramite legami idrogeno ed esclude la sostanza apolare dalla fase acquosa, formando un clatrato. Ciò avviene prevalentemente nelle interazioni idrofobiche. Interazione dipolo indotto dipolo indotto (forza di London): questa interazione si può instaurare tra atomi (es.: gas nobili) e/o tra molecole apolari (es.: H 2, CH 4 ); in questi casi il rapido spostamento delle molecole e degli elettroni e la casuale densità maggiore di elettroni in una data zona possono indurre dei dipoli temporanei o istantanei. Ad esempio nelle code fosfolipidiche si crea questo tipo di interazione. Alcuni fattori influenzano l intensità della forza di London: - Numero degli elettroni: un alto numero di elettroni implica l aumento della probabilità di scontro e della creazione di dipoli istantanei; - Forma delle molecole: le molecole sferiche o simmetriche danno interazioni di minore entità rispetto a molecole di forma allungata; - Temperatura: l aumento della temperatura favorisce l aumento della velocità di movimento degli elettroni creando dipoli in tempi più brevi e quindi interazioni meno intense.

7 7 Geometria molecolare La geometria molecolare studia la disposizione nello spazio delle molecole, secondo il metodo VSEPR (modello di repulsione tra coppie di elettroni del guscio di valenza): gli elettroni si disporranno in modo da essere più lontani da altri elettroni, costituendo delle coppie stereoattive, ovvero che entrano in gioco nelle forze di repulsione che determinano la disposizione della molecola nello spazio. Le coppie di elettroni stereoattive sono quelle che formano legami di tipo σ e le coppie non impegnate in legami, mentre le coppie di elettroni che formano legami di tipo π non sono stereoattive. La forma delle molecole non corrisponde all orientamento degli orbitali nello spazio. Si prendono in considerazione le coppie stereoattive di un singolo atomo e se la molecola è simmetrica basta considerarne una metà e poi attuare lo stesso ragionamento con la metà restante. (STEREOATTIVE NON STEREOATTIVE) Es.: metano 4 coppie stereoattive forma tetraedrica (angoli di 109 ). Es.: ammoniaca 4 coppie stereoattive forma tetraedrica (angoli di 107, ridotti perché presente una coppia libera). Es.: acqua 4 coppie stereoattive forma tetraedrica (angoli di 104, ulteriormente ridotti perché presenti due coppie libere). Questa forma influisce sulla polarità dell acqua. Es.: trifluoruro di boro (eccezione alla regola dell ottetto) 3 coppie stereoattive forma trigonale planare (angoli di 120 ). Es.: acetilene 2 coppie stereoattive (per ciascuna metà della molecola simmetrica) forma lineare (angoli di 180 ). Es.: anidride carbonica 2 coppie stereoattive forma lineare (angoli di 180 ). Quando si formano legami gli atomi non utilizzano orbitali puri ma orbitali ibridi. L ibridazione è la ricombinazione della funzione d onda di orbitali puri che porta alla formazione di nuovi orbitali detti ibridi.

8 8 Questi orbitali presentano orientamenti spaziali che consentono di minimizzare le interazioni repulsive tra le coppie di elettroni ed inoltre consentono una maggiore sovrapposizione delle nuvole di carica elettronica. Es.: Il numero di orbitali ibridi rimarrà uguale al numero di orbitali puri da cui derivano, mentre la forma e l energia saranno intermedie rispetto a quelle degli orbitali da cui derivano. L ibridazione riguarda un atomo (es.: C) e pertanto prenderemo in considerazione solo i legami stereoattivi formati da quello specifico atomo. Es.: metano 4 coppie stereoattive 4 orbitali ibridi (1 orbitale s + 3 orbitali p) sp 3 Es.: etilene 3 coppie stereoattive 3 orbitali ibridi (1 orbitale s + 2 orbitali p) sp 2 *l orbitale p puro rimasto al C (legame π) si trova in posizione perpendicolare rispetto al piano degli orbitali ibridi. Es.: acetilene 2 coppie stereoattive 2 orbitali ibridi (1 orbitale s + 1 orbitale p) sp *i due orbitali p puri rimasti al C (legami π) si trovano in posizione perpendicolare tra loro. Una molecola è definita polare non solo quando presenta delle cariche, ovvero atomi con diversa elettronegatività, ma soprattutto quando la struttura è asimmetrica. Es.: acqua differenza di elettronegatività molecola asimmetrica: somma vettoriale positiva polare Es.: anidride carbonica differenza di elettronegatività molecola simmetrica: somma vettoriale nulla apolare Cinetica chimica La cinetica chimica è lo studio sperimentale della velocità delle reazioni. La velocità media di una reazione è la variazione di concentrazione molare di un reagente o di un prodotto nell unità di tempo. R P v oppure v t t La diminuzione di concentrazione è proporzionale alla velocità di reazione. La velocità istantanea è la variazione di concentrazione di reagenti o prodotti in un tempo infinitamente piccolo, in modo da renderla indipendente dalla concentrazione. Modelli teorici per la cinetica chimica Teoria delle collisioni o degli urti efficaci: secondo questo modello teorico per dare luogo alla reazione le molecole devono collidere ed avere orientamento favorevole, ovvero presentare un contenuto energetico minimo: l energia di attivazione (Ea).

9 9 Teoria del complesso attivato o dello stato di transizione: in questa teoria viene introdotta una specie ipotetica ed intermedia, il complesso attivato, che si forma dalle collisioni molecolari ed ha caratteristiche intermedie tra i reagenti ed i prodotti. Il complesso attivato può dare origine ai prodotti o dissociarsi nuovamente nei reagenti; in questo caso l energia di attivazione è la differenza tra energia dello stato di transizione ed energia dei reagenti. Ea = E complesso attivato E attivazione reagenti Le reazioni inoltre possono avvenire con emissione o assorbimento di energia. Fattori che influenzano la velocità di reazione La velocità di una reazione può essere influenzata da vari fattori, ognuno studiato a parità degli altri. Natura dei reagenti: la velocità dipende dal tipo di sostanze interagenti. Concentrazione dei reagenti: la probabilità di urti intermolecolari è direttamente proporzionale alla concentrazione dei reagenti; aumentando la concentrazione dei reagenti aumenta il numero di particelle che hanno energia di attivazione minima.

10 10 Equazione cinetica: aa bb cc dd m v k[ A] n [ B] con n, m verificabili sperimentalmente; k è la costante specifica di velocità o costante cinetica, dipende dalla temperatura e rappresenta la velocità della n m reazione quando le concentrazioni sono unitarie ( v k[ 1] [1] k ). L ordine della reazione è determinato dalla somma degli esponenti ed è correlato alla forza con cui la concentrazione dei reagenti influisce sulla velocità di reazione. 0 0 Es.: ordine 0 v k ( v k[ A] [ B] ) velocità costante Es.: ordine 1 v k[a] Es.: ordine 2 v k[ A][ B] La molecolarità di una reazione elementare indica il numero di molecole dei reagenti; è data dalla somma dei coefficienti stechiometrici della reazione. Es.: 3 A B prodotti molecolarità 4 Le reazioni più frequenti sono monomolecolari o dimolecolari, più probabili secondo il modello teorico degli urti efficaci. Una reazione è composta da uno o più stadi che costituiscono il meccanismo di reazione; per reazioni con un unico stadio (reazioni elementari) la molecolarità coincide con l ordine mentre per reazioni a più stadi la molecolarità è diversa dall ordine: nel caso delle reazioni non elementari la velocità del processo globale è determinata dalla velocità del processo più lento, così come l ordine dell intero processo coincide con l ordine dello stadio più lento. Temperatura: la velocità di una reazione è direttamente proporzionale alla temperatura; l aumento della temperatura implica aumento degli urti e quindi aumento della probabilità di urti favorevoli; inoltre la temperatura aumenta il numero di particelle con urti favorevoli. In una reazione tipo R P dove v k[r], se [R] è costante, l aumento di temperatura favorisce l aumento di velocità e quindi implica una variazione di k, la costante cinetica: k A e Ea RT Dove k è la costante cinetica, A è la costante specifica di reazione (tiene conto delle caratteristiche, del numero di urti, ecc.), Ea è l energia di attivazione, R è la costante universale dei gas e T è la temperatura assoluta. In definitiva k è direttamente proporzionale alla temperatura ed inversamente proporzionale all energia di attivazione. Catalizzatori: i catalizzatori sono sostanze che modificano la velocità di una reazione; possono essere positivi (provocano un aumento della velocità) o negativi (inibitori, provocano una diminuzione di velocità); l azione dei catalizzatori viene detta catalisi. Frequentemente catalizzatori biologici positivi (enzimi) agiscono sull energia di attivazione, abbassandola. Esiste sempre un rapporto ben definito tra moli di reagenti e moli di catalizzatore. La struttura del catalizzatore risulta chimicamente inalterata al termine della reazione. Inoltre i catalizzatori si suddividono in: - omogenei, se si trovano nella stessa fase di reagenti e prodotti (es.: catalizzatore liquido in soluzione liquida); nella catalisi omogenea il catalizzatore entra nella reazione modificando il percorso e rendendolo più semplice e veloce; - eterogenei, se si trovano in una fase diversa da quella di reagenti e prodotti (es.: catalizzatore solido in soluzione liquida); nella catalisi eterogenea il catalizzatore presenta un sito attivo a cui si lega il reagente, cosicché vengono modificate le forze dei legami; in questo caso la catalisi dipenderà dalla superficie del catalizzatore. Pressione: la pressione influisce su reazioni di tipo gassoso; l aumento di pressione induce un aumento di concentrazione e quindi un aumento della velocità. Equilibrio delle reazioni Una reazione può essere: - Quantitativa, quando tutti i reagenti si trasformano in prodotti ( R P );

11 11 - All equilibrio, quando vi è la compresenza di reagenti e prodotti le cui concentrazioni rimangono costanti ( R P ). Spesso nelle reazioni viene raggiunta una condizione di equilibrio chimico, dove la concentrazione di reagenti e prodotti rimane costante nel tempo. Le reazioni in questo caso continuano ad avvenire, ma le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono costanti, ovvero la velocità della reazione diretta e la velocità della reazione inversa si equivalgono. V reazione diretta = V reazione inversa Viene così raggiunto un equilibrio detto equilibrio dinamico. Legge dell equilibrio dinamico (o legge dell azione di massa): In una reazione chimica, a temperatura fissa e costante aa bb cc dd k e c [ C] [ D] a [ A] [ B] d B Dove le concentrazioni si intendono all equilibrio. Se k e >>1 (es. k e >10 10 ) allora la concentrazione dei prodotti supera di molto quella dei reagenti e la reazione è quasi definibile quantitativa. Se k e <<1 (es. k e <10-10 ) allora la concentrazione dei reagenti supera di molto quella dei prodotti e la reazione non presenta nessuna tendenza ad avvenire. Se <k e <10 10 : k e >10 3 prevalgono i prodotti; k e =1 prodotti = reagenti; k e <10-3 prevalgono i reagenti. Se k e non risulta costante la reazione non ha ancora raggiunto l equilibrio. Per quanto riguarda le reazioni di dissociazione si parla di k d (costante di dissociazione): k a per gli acidi e k b per le basi. [ CH 3COO ][ H ] 5 Es.: CH 3 COOH CH3COO H kd ka 10 [ CH COOH ] 3

12 12 Questo indica che vi è una grande quantità di reagenti, ovvero l acido si è dissociato poco ed è quindi un acido debole. Fattori che influenzano l equilibrio: Concentrazione dei reattanti (reagenti e prodotti): se viene variata la concentrazione di un reagente o di un prodotto, secondo il principio di Les Chatelier la reazione tende a contrastare la variazione di concentrazione modificando la velocità. Se viene aumentata la concentrazione di un reagente [prodotto] la velocità della reazione diretta [inversa] aumenta e la reazione raggiunge un nuovo equilibrio; se viceversa viene diminuita la concentrazione di un reagente [prodotto] la velocità della reazione diretta [inversa] diminuisce e la reazione raggiunge un nuovo equilibrio. [ H ][ OH ] Es.: H O H 16 2 OH k d 10 (elettrolita molto debole) [ H O] 2 Se aggiungiamo HCl H Cl aumenta la concentrazione [H + ] e quindi la velocità della reazione inversa aumenta, raggiungendo un nuovo equilibrio a k d = Questo effetto viene anche chiamato retrocessione ionica o effetto dello ione comune. Temperatura: la stessa differenza di temperatura ha un effetto maggiore sulla velocità della reazione con energia di attivazione più alta: se l energia di attivazione dei reagenti è più alta, la temperatura influisce sulla velocità della reazione diretta spostando l equilibrio verso i prodotti cosicché la k e aumenta, in quanto aumenta la concentrazione dei prodotti; se viceversa l energia di attivazione dei prodotti è più alta, la temperatura influisce sulla velocità della reazione inversa spostando l equilibrio verso i reagenti, cosicché la k e diminuisce, in quanto aumenta la concentrazione dei reagenti. Pressione: la pressione influisce solo sugli equilibri in fase gassosa che comportano variazione del numero di molecole. Es.: N 3 H NH calore (4 molecole 2 molecole) L aumento di pressione implica una diminuzione del volume, perciò l aumento della pressione tende a favorire un tipo di reazione che porta alla formazione di un minor numero di molecole. Catalizzatori: in presenza di catalizzatori si abbassano le energie di attivazione delle reazioni diretta ed inversa, cosicché l equilibrio viene raggiunto più velocemente; ciò non comporta uno spostamento dell equilibrio. Acido Base Teorie acido - base Le caratteristiche di acidità e di basicità sono classificate in base a più teorie acido-base: Teoria di Arrenius Questa teoria definisce l acidità e la basicità di soluzioni acquose; Acido: sostanza che in soluzione acquosa dissocia ioni H + ; es.: HCl H + + Cl - Base: sostanza che in soluzione acquosa dissocia ioni OH - ; es.: NaOH Na + + OH - Le reazioni acido-base sono pertanto reazioni tra un acido ed una base che portano alla formazione di acqua e di un sale che deriva dal catione della base e dall anione dell acido. Es.: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Teoria di Bronsted Lowry Questa teoria tenta di rendere più generali le definizioni di acidi e basi. Acido: sostanza in grado di donare protoni; es.: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + Base: sostanza in grado di accettare protoni; es.: NH 3 + H 2 O NH OH - Nella teoria di Bronsted Lowry non si fa riferimento al solvente, ma è chiaro che, come nel caso dell ammoniaca, il solvente ha molta importanza: nel caso dell ammoniaca l H 2 O si comporta da acido, nel caso dell acido acetico l H 2 O si comporta da base; l acqua è perciò definita sostanza anfotera, in quanto si comporta da acido o da base a seconda della sostanza con cui è posta. Nelle reazioni di acido-base l acido e la base reagiscono formando rispettivamente la base e l acido coniugato.

13 13 Es.: NH 3 + H 2 O NH OH - (base + acido acido coniugato + base coniugata) Inoltre quanto è più forte un acido [una base], tanto più debole è la sua base [il suo acido] coniugato, e viceversa. Per forza di un acido o di una base si intende la capacità più o meno spiccata di donare o accettare protoni. Teoria di Lewis Questa teoria caratterizza gli acidi e le basi basandosi sugli elettroni del livello di valenza. Acido: sostanza formata da almeno un atomo che presenta nel livello di valenza una lacuna di doppietto elettronico; accettore di doppietto elettronico. Es.: H + Base: sostanza formata da almeno un atomo che presenta nel livello di valenza un doppietto di elettroni libero, disponibile a formare legami; donatore di doppietto elettronico. Es.: NH 3 Le reazioni acido-base sono secondo questa teoria reazioni in cui avviene la formazione di un legame dativo. Il grado di dissociazione Il grado di dissociazione indica quanto un elettrolita è in grado di dissociarsi ed è dato dal rapporto tra la concentrazione della parte dissociata e la concentrazione totale. Se 1 l elettrolita è forte in quanto dissocia molto; se 0 l elettrolita è debole in quanto dissocia poco. 9 L H 2 O ha 1,8110 elettrolita molto debole C C dissociata totale Prodotto ionico dell acqua Consideriamo la reazione H 2 O H OH [ H ][ OH ] k e 10 ke[ H 2O] [ H ][ OH ] 10 kw (prodotto ionico dell acqua) [ H O] 2 A temperatura costante il prodotto delle concentrazioni ioniche dell acqua è costante e vale Solo nell acqua [H + ]=[OH - ]=10-7 M Se aggiungiamo H + aumenta la concentrazione [H + ] e di conseguenza l acqua produrrà ancor meno H +, per effetto della retrocessione ionica, di quello che dissocia solitamente (avendo l acqua basso grado di dissociazione), ovvero sarà presente una concentrazione [H + ]<10-7, quindi trascurabile; analogamente se aggiungiamo OH - aumenta la concentrazione [OH - ] e di conseguenza l acqua produrrà ancor meno OH -, per effetto della retrocessione ionica, di quello che dissocia solitamente (avendo l acqua basso grado di dissociazione), ovvero sarà presente una concentrazione [OH - ]<10-7, quindi trascurabile. 14 Quindi, se in un sistema acquoso sappiamo che [ H ][ OH ] 10, conoscendo una delle due concentrazione possiamo calcolare l altra. k w [ H ] e [ OH ] [ OH 10 ] [ H 14 ] In conclusione: - Quando in un sistema [H + ]=[OH - ]=10-7 M il sistema è neutro; - Quando in un sistema [H + ]>[OH - ] ([H + ]>10-7 M se il sistema è acquoso) il sistema è acido; - Quando in un sistema [H + ]<[OH - ] ([H + ]<10-7 M se il sistema è acquoso) il sistema è basico.

14 14 Il ph Per semplificare l indice di acidità o basicità di una soluzione è stato introdotto il ph, un operatore matematico. ph log 10 [ H ] Quindi, in un sistema acquoso: - soluzione neutra ph=poh=7 - soluzione acida ph<7 (poh>7) - soluzione basica ph>7 (poh<7) poh log 10 [ OH ph + poh = 14 Es.: H 2 O H OH Aggiungendo HCl 10-2 M HCl H Cl La concentrazione [H + ]=10-2 essendo la quantità di H + dissociata dall acqua trascurabile, quindi 2 ph log(10 ) 2 (acido forte, dissocia molto). Es.: H 2 O H OH Aggiungendo NaOH 10-2 M NaOH Na OH La concentrazione [OH - ]=10-2 essendo la quantità di OH - dissociata dall acqua trascurabile, quindi 2 poh log(10 ) 2 ph 14 poh 12 (base forte, dissocia molto). Per quanto riguarda i Sali è necessario conoscere l idrolisi salina, ovvero la possibile interazione tra soluto ed acqua; l idrolisi salina è difatti un caso particolare in cui soluto e solvente interagiscono chimicamente. Per studiare l acidità e la basicità dei Sali è necessario distinguere più casi: Se il sale deriva da acido forte e base forte il ph=7 e la soluzione sarà neutra in quanto non avviene idrolisi salina. Es.: (elettrolita forte) NaCl Na Cl H 2 O H OH Non avverrà idrolisi salina in quanto non si formeranno né NaOH né HCl, quindi Na + e Cl - non interagiranno con gli equilibri acido-base e la soluzione sarà neutra: Na + e Cl - sono anche detti ioni spettatori. Se il sale deriva da acido debole e base forte il ph>7 e la soluzione sarà basica in quanto avviene idrolisi salina basica: vi è un interazione dell anione dell acido con l H 2 O ed aumenta la concentrazione [OH - ] con conseguente variazione del ph. Es.: CH 3COONa CH3COO Na H 2 O H OH Na + non interagirà con OH -, però CH 3 COO - in parte interagirà con H + per riformare acido acetico. CH COOO 3 H CH3COOH Così H 2 O H OH non è all equilibrio in quanto vi è minore concentrazione [H + ] e per effetto della retrocessione ionica il suo equilibrio si sposta verso destra, aumentando la concentrazione [OH - ]. CH COOO 3 H CH3COOH H 2 O H OH ]

15 15 CH3COO H H 2O 3 CH COOH H OH Ovvero CH3COO H 2O CH3COOH OH Vi è quindi l aumento di OH - e la conseguente variazione di ph. Se il sale deriva da acido forte e base debole il ph<7 e la soluzione sarà acida in quanto avviene idrolisi salina acida: vi è un interazione del catione della base con l H 2 O ed aumenta la concentrazione [H + ] con conseguente variazione del ph. Es.: NH 4Cl NH 4 Cl H 2 O H OH Cl - non interagirà con H + +, però NH 4 in parte interagirà con OH - per riformare idrossido di ammonio. NH ( 4 OH NH 4 OH ) Così H 2 O H OH non è all equilibrio in quanto vi è minore concentrazione [OH - ] e per effetto della retrocessione ionica il suo equilibrio si sposta verso destra, aumentando la concentrazione [H + ]. NH ( 4 OH NH 4 OH ) H 2 O H OH NH OH H O NH ( OH ) H OH Ovvero NH H O NH ( OH ) H Vi è quindi l aumento di H + e la conseguente variazione di ph. Se il sale deriva da acido debole e base debole il ph=7 e la soluzione sarà neutra in quanto avviene idrolisi salina sia acida che basica in uguale quantità. Riassumendo: - acido forte + base forte NO idrolisi soluzione neutra - acido debole + base forte idrolisi basica soluzione basica - acido forte + base debole idrolisi acida soluzione acida - acido debole + base debole idrolisi acida = idrolisi basica soluzione neutra Soluzioni tampone Le soluzioni tampone sono soluzioni la cui funzione è di mantenere costante il ph del sistema anche se ad esso vengono aggiunti acidi o basi, entro però limiti ben definiti; esse sono molto importanti soprattutto dal punto di vista biologico. Le soluzioni tampone sono costituite da soluzioni acquose di opportune specie chimiche e possono essere: Soluzioni molto concentrate di acidi o basi forti; questi sistemi non sono biologicamente importanti perché spesso il ph dell organismo è circa 7, ma soluzioni tampone di questo tipo si trovano comunque in alcuni ambienti dell organismo come lo stomaco. Soluzioni costituite da un acido [base] debole e la sua base [acido] coniugata in concentrazioni uguali; in questo tipo di soluzioni sono presenti donatori ed accettori di protoni in egual misura. Es.: CH 3COOH CH3COONa (sistema tampone) In questo sistema la concentrazione del donatore di H + è praticamente pari a quella dell acido, mentre la concentrazione dell accettore di protoni è praticamente pari a quella del sale. Se aggiungiamo ad esempio HCl H Cl aumenta la concentrazione di H + e quindi per effetto della retrocessione ionica gli equilibri della reazione si sposteranno verso sinistra, cosicché CH COO 3 H CH3COOH e la concentrazione di H + non varierà. Non varierà in questo modo neanche il ph.

16 16 Se aggiungiamo ad esempio NaOH Na OH aumenta la concentrazione degli OH - e quindi per effetto della retrocessione ionica gli equilibri della reazione si sposteranno verso sinistra, cosicché H OH H 2O e la concentrazione degli H + diminuisce: ciò fa spostare la reazione di CH 3 COOH verso destra equilibrando la concentrazione di H +. k d [ CH3COO ][ H ] [ H CH COOH ] 3 kd[ CH3COOH ] ] [ CH COO ] [ donatore] ph pkd log [ accettore ] (equazione di Anderson) 3 Attraverso questa formula è possibile determinare l intervallo di ph in cui il sistema tampone funziona meglio; se [accettore]=[donatore] allora ph=pk d. Soluzioni Le soluzioni sono sistemi composti da solvente (solitamente H 2 O) e soluto. Solubilità La solubilità di un soluto in un solvente è la quantità massima di quel determinato soluto che è possibile sciogliere in un determinato solvente ad una temperatura definita, ovvero la concentrazione del soluto in soluzione satura; la solubilità può perciò essere espressa con le modalità di espressione della concentrazione classiche. Ogni sostanza ha una ben definita solubilità in un determinato solvente. In un processo di solubilizzazione all equilibrio la velocità di solubilizzazione e la velocità di precipitazione sono eguali (equilibrio dinamico); la solubilizzazione è un processo fisico. Fattori che influenzano la solubilità: Tipo di soluto e tipo di solvente: Il solvente può essere: o Polare (es.: H 2 O): presenza di legami covalenti eteropolari e struttura asimmetrica; o Apolare (es.: idrocarburi): presenza di cariche parziali o nulle. Il soluto può essere: o Ionico (es.: Sali); o Molecolare: Polare (es.: zuccheri); Apolare (es.: lipidi). La solubilità è influenzata dal tipo di legami dei solventi e dei soluti: affinché ci sia buona solubilizzazione è necessario che le nuove interazioni formatesi tra solvente e soluto siano paragonabili alle interazoni presenti nel solvente e nel soluto precedentemente, in quanto l energia necessaria per rompere i legami del solvente e del soluti è fornita dai nuovi legami che si formano tra solvente e soluto. Il simile scioglie il simile, ovvero solvente polare [apolare] scioglie meglio soluto polare [apolare], in quanto i legami di solventi e soluti sono simili. Es.: per sciogliere NaCl in acqua è necessario rompere il reticolo cristallino del sale ed il legame idrogeno dell H 2 O, quindi è necessaria l energia liberata dalla formazione dei legami deboli ione dipolo permanente tra H 2 O e Na + e tra H 2 O e Cl - ; la solubilizzazione dei Sali in acqua è un processo di tipo endotermico, mentre la solubilizzazione di gas in acqua è un processo di tipo esotermico. Temperatura: la temperatura favorisce la solubilità dei Sali in acqua e sfavorisce la solubilità dei gas in acqua. Pressione: la solubilità dipende dalla pressione secondo la legge di Henry: la solubilità di un gas in un liquido, a temperatura costante, espressa come massa disciolta in un determinato volume di liquido, è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas sul liquido. m c k V Dove k è il coefficiente di proporzionalità, P p è la pressione parziale del gas sul liquido. P p

17 17 Il coefficiente di assorbimento di Bunsen indica i millilitri di gas sciolti in un millilitro di solvente alla pressione di 1 atmosfera e a temperatura costante. *L ossigeno ha maggiore solubilità nel sangue in quanto reagisce anche con l Hb, così come la CO 2. A seconda della diversa solubilità le sostanze si dividono in: - Idrofiliche: polari, si sciolgono in H 2 O; - Idrofobiche (o lipofiliche): apolari, non si sciolgono in H 2 O; - Anfifiliche (o anfipatiche): presentano una porzione polare ed una porzione apolare (es.: acidi grassi, fosfolipidi). Costante del prodotto di solubilità La costante del prodotto di solubilità riguarda i soluti poco solubili, ovvero che hanno una solubilità minore di 10-2 M. In un processo di solubilizzazione all equilibrio rr aa bb La velocità di solubilizzazione e quella di precipitazione sono uguali. r v b k[ R] e v k[ A] a [ B] v v r a b k [ R] k[ A] [ B] Considerando il rapporto tra le costanti diretta e inversa pari a k eq a b k [ A] [ B] keq r k [ R] Sapendo che [R] è costante allora k eq [R] r è costante ed è k ps (costante del prodotto di solubilità) r a b k eq[ R] k ps [ A] [ B] In un sistema che contiene un sale poco solubile, in condizioni di saturazione (ovvero di equilibrio), il prodotto delle concentrazioni ioniche, ognuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico, è costante. *Questo processo entra ad esempio in gioco durante la formazione delle ossa o nella formazione dei calcoli renali. La conoscenza della k ps può essere utile per calcolare la solubilità, sapendo che essa è il prodotto delle concentrazioni degli ioni, ognuna delle quali indica la solubilità. Proprietà colligative le proprietà colligative sono proprie di soluzioni ideali, in cui le nuove interazioni tra soluto e solvente sono identiche alle interazioni precedenti nel soluto e nel solvente, ma possono essere proprie anche di soluzioni non ideali, se abbastanza diluite. Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione. Abbassamento della tensione di vapore del solvente in soluzione La tensione di vapore è la pressione esercitata dal vapore sul liquido, quando esso si trova in equilibrio dinamico con il vapore e a temperatura costante. La tensione di vapore sarà tanto minore quanto maggiore è la quantità di particelle di soluto. P P Ps k m 0 Dove P 0 è la tensione di vapore allo stato puro, P la tensione di vapore in soluzione, ΔP s l abbassamento della tensione di vapore del solvente in soluzione, m la concentrazione molale del soluto (numero di moli di soluto in 1kg di solvente). L abbassamento della tensione di vapore è quindi direttamente proporzionale alla concentrazione molale del soluto. Innalzamento della temperatura di ebollizione del solvente in soluzione La temperatura di ebollizione sarà tanto maggiore quanto maggiore è la quantità di particelle di soluto.

18 18 T eb k eb m Dove ΔT eb è la variazione di temperatura di ebollizione, k eb è la costante ebullioscopica (correlata alla natura del solvente), m la concentrazione molale del soluto (numero di moli di soluto in 1kg di solvente). L innalzamento della temperatura di ebollizione è quindi direttamente proporzionale alla concentrazione molale del soluto. Abbassamento della temperatura di congelamento del solvente in soluzione La temperatura di congelamento sarà tanto minore quanto maggiore è la quantità di particelle di soluto. T cr k cr m Dove ΔT cr è la variazione di temperatura di congelamento, k cr è la costante crioscopica (correlata alla natura del solvente), m la concentrazione molale del soluto (numero di moli di soluto in 1kg di solvente). L abbassamento della temperatura di congelamento è quindi direttamente proporzionale alla concentrazione molale del soluto. Pressione osmotica Considerando due porzioni di un contenitore separate da una membrana semipermeabile, contenenti una acqua pura e l altra una soluzione Inizialmente vi è un passaggio netto di acqua dalla porzione 1 alla porzione 2, in quanto alcune particelle di soluto ostruiscono il passaggio attraverso i fori delle membrana semipermeabile; aumenta così la pressione osmotica che ostacolerà a questo punto un ulteriore passaggio di acqua verso la soluzione: il flusso dalla porzione 1 alla porzione 2 tenderà a rallentare e si raggiungerà una situazione di equilibrio dinamico con passaggio di H 2 O ad eguale velocità. All equilibrio i livelli di altezza delle due porzioni rimangono uguali. Si è verificata osmosi, ovvero passaggio netto di solvente dal solvente puro in soluzione; l osmosi è un passaggio secondo gradiente. La pressione osmotica risulta quindi essere la pressione da esercitare sulla soluzione affinché non si verifichi osmosi; essa è data dalla pressione idrostatica della differenza di livello di altezza delle due porzioni. La pressione osmotica si indica con π ed è proporzionale alla concentrazione molare del soluto. R M T Dove R è la costante universale dei gas, M è la molarità e T è la temperatura (espressa in K). Rispetto alle altre proprietà colligative la pressione osmotica dipende dalla concentrazione molare e non dipende né dalla natura del soluto né dalla natura del solvente. Per definire la pressione osmotica occorre considerare sempre il solvente puro. Se vi sono due soluzioni separate da membrana semipermeabile, ognuna con una determinata pressione osmotica (calcolata in base al solvente puro), avverrà osmosi dalla soluzione meno concentrata a quella più concentrata, ovvero dalla soluzione con pressione osmotica minore a quella con pressione osmotica maggiore. min flusso netto mag Le soluzioni possono essere:

19 19 - isotoniche sol x es.: π sol = π sangue soluzioni fisiologiche; - ipotoniche sol x es.: π sol < π sangue flusso di soluzione verso l interno dei globuli rossi, emolisi; - ipertoniche sol x es.: π sol > π sangue flusso di soluzione verso l esterno dei globuli rossi, raggrinzimento; Inoltre se il soluto non è elettrolitico, la concentrazione molare è pari a quella della soluzione, mentre se un soluto è elettrolitico la concentrazione molare è diversa da quella della soluzione, in quanto l elettrolita dissociandosi produce una concentrazione molare maggiore. In questo caso tutte le proprietà colligative vanno corrette tramite la costante i (coefficiente di Van t Of), che tiene conto della dissociazione dell elettrolita. Nel caso della pressione osmotica i M R T Per i non elettroliti i=1 mentre per gli elettroliti 1 i, dove υ indica il numero massimo di ioni dissociati dall elettrolita. Es.: NaCl Na Cl i=2

20 20 BIOCHIMICA STRUTTURALE Amminoacidi e Proteine Amminoacidi Composti organici. Gruppi funzionali: gruppo amminico [H 2 N] (basico), gruppo carbossilico [COOH] (acido). Elettroliti anfoteri. La formula generale mostra come tutti (a parte la glicina in cui RàH e la prolina, che non si adatta alla formula generale ma ha comunque struttura simile) sono chirali, ovvero presentano uno stereocentro, Cα, legato a quattro atomi diversi. Gli atomi di C della catena laterale vengono indicati da lettere greche, partendo appunto dal Cα. Se il gruppo amminico è a destra del C l amminoacido viene chiamato D-amminoacido, se invece il gruppo amminico è a sinistra viene chiamato L-amminoacido; gli L-amminoacidi sono gli amminoacidi presenti in natura. Classi di amminoacidi Gli amminoacidi vengono indicati tramite tre lettere oppure tramite una lettera (che non corrisponde all iniziale del nome dell amminoacido). Gli amminoacidi sono classificati secondo la natura del gruppo R. I criteri di classificazione sono: - la natura polare non polare ella catena laterale (la polarità è una caratteristiche fondamentale per gli amminoacidi in quanto ne determina la forma e l idrofilia; la polarità della molecola non implica che essa sia carica, ma vuol dire che una parte della molecola è polare); - la presenza di un gruppo acido o basico nella catena laterale. Classi: Gruppo I: amminoacidi che presentano catene laterali non polari (glicina, alanina, valina, leucina, isoleucina, prolina, fenilalanina, triptofano, metionina)

21 21 La glicina presenta caratteristiche peculiari e può perciò appartenere a vari gruppi, in quanto RàH; Alanina, valina, leucina ed isoleucina presentano nella catena laterale un gruppo idrocarburico alifatico; La prolina (imminoacido) presenta struttura ciclica alifatica; La fenilalanina presenta un gruppo idrocarburico aromatico; Il triptofano presenta un anello indolico, aromatico; La metionina presenta un atomo di zolfo. Gruppo II: amminoacidi che presentano catene laterali polari (serina, treonina, tirosina, cisteina, glutammina, asparagina) Serina e treonina presentano un gruppo OH legato ad idrocarburi alifatici; La tirosina presenta un gruppo OH legato a idrocarburi aromatici (fenolo); La cisteina presenta un gruppo SH (tiolo); Glutammina e asparagina presentano gruppi ammidici derivanti da gruppi carbossilici. Gruppo III: amminoacidi che presentano catene laterali con gruppi carbossilici (acide) (acido glutammico e acido aspartico) In questi amminoacidi il gruppo carbossilico può perdere un protone e le catene a ph neutro sono cariche negativamente. Gruppo IV: amminoacidi che presentano catene laterali con gruppi amminici (basiche) (istidina, lisina, arginina) L istidina ha pk a =6.0, vicino al ph fisiologico, e pertanto le proprietà di molte proteine sono condizionate dalle caratteristiche dei residui neutri di istidina; La lisina presenta gruppo amminico NH 2 legato ad un idrocarburo alifatico; L arginina presenta una struttura complessa legata ad un idrocarburo alifatico. Amminoacidi non comuni: amminoacidi presenti in alcune proteine derivanti da modificazioni post traduzionali (idrossiprolina, idrossilisina, tiroxina) Idrossiprolina e idrossilisina derivano rispettivamente da prolina e lisina è presentano gruppi ossidrilici; sono presenti nel collagene del tessuto connettivo; La tiroxina deriva dalla tirosina e presenta un ulteriore gruppo aromatico contenente Iodio; viene prodotta dalla tiroide. Inoltre vi è un ulteriore classificazione, in quanto non tutti gli esseri viventi riescono a sintetizzare gli amminoacidi a partire dal NH 4+, come fanno piante, batteri e lieviti: NO 3 - à NH 4 + à glutammato à amminoacidi Gli amminoacidi negli Animali sono quindi suddivisi in: - Amminoacidi essenziali (AAE): amminoacidi che non possono essere sintetizzati dall organismo. Sono arginina (Arg)*, istidina (His)*, isoleucina (Ile), leucina (Leu), lisina (Lys), metionina (Met), fenilalanina (Phe), treonina (Thr), triptofano (Trp), valina (Val). - Amminoacidi non essenziali: amminoacidi che possono essere sintetizzati dall organismo. Sono alanina, arginina*, asparagina, aspartato, cisteina, glutamato, glutamina, glicina, istidina*, prolina, serina, tirosina. * Arginina e istidina sono essenziali nei neonati, non essenziali per gli adulti sani. Cisteina e tirosina sono definiti amminoacidi semi-essenziali, in quanto sono essenziali per neonati prematuri e adulti malati. Proprietà Gli amminoacidi sono elettroliti anfoteri, in quanto presentano un gruppo acido ed un gruppo basico, e possono quindi comportarsi sia da acidi che da basi a seconda del sistema in cui si trovano; in soluzione si presentano come zwitterioni, ovvero hanno un gruppo carbossilico carico negativamente (-COO - ) ed un gruppo amminico carico positivamente (- NH 3+ ). Al variare del ph può prevalere la forma cationica o quella anionica: in caso di ph acido COO - à COOH, in caso di ph basico NH 3 + à NH 2.

22 22 Il ph al quale una molecola non ha carica netta, in quanto possiede un egual numero di cariche positive e negative, è chiamato ph isoionico: nel caso delle proteine viene detto ph isoelettrico, pari al ph al quale una molecola non migra in campo elettrico. Se ph > ph isoelettrico molecola ha carica negativa Se ph < ph isoelettrico molecola ha carica positiva Le proteine possono quindi anche fungere da soluzioni tampone. Questi concetti sono alla base dell elettroforesi, una metodica comune utilizzata per la separazione delle molecole in un campo elettrico, in base alla loro carica. Altre proprietà specifiche delle proteine sono correlate alle catene laterali R, diverse per ogni amminoacido. La cistina (cisteina + cisteina, dimero), ad esempio, presenta il gruppo tiolico SH, facilmente ossidabile; la fenilalanina, il triptofano e la tirosina posseggono anelli aromatici nella catena che permettono dunque di individuare e dosare le proteine che li compongono ed inoltre sono precursori di neurotrasmettitori; l istidina concorre a formare l stamina, potente vasodilatatore; la carnosina (istidina + β-alanina) è presente nei muscoli; il glutatione è un antiossidante. Legame peptidico Il legame peptidico è un legame covalente, ammidico, che lega i singoli amminoacidi e che si instaura tra il gruppo α- carbossilico di un amminoacido ed il gruppo α-amminico del successivo, con eliminazione di una molecola d acqua. Gli amminoacidi si legano a formare peptidi (da 2 a 30 amminoacidi) o proteine, catene polipeptidiche formate spesso da più di 100 amminoacidi: gli amminoacidi che compongono le proteine vengono detti residui. Per denominare peptidi e proteine vengono utilizzate abbreviazioni a una o tre lettere, formate dai simboli dei residui. L amminoacido C-terminale è il residuo che presenta il gruppo α-carbossilico libero, mentre l amminoacido N- terminale è il residuo che presenta il gruppo α-amminico libero; per convenzione le proteine vengono rappresentate con il residuo N-terminale a sinistra. La geometria del legame è trigonale planare in quanto il C ha ibridazione sp 2. Il legame C N può presentare risonanza: Inoltre tutti i legami peptidici hanno configurazione trans. Proteine Struttura Ogni proteina presenta varie conformazioni, strutture tridimensionali, di cui solo una o poche di queste hanno attività biologica: le conformazioni native. Alcune proteine inoltre non presentano strutture regolari ripetute ma hanno ampi tratti di struttura ad avvolgimento casuale (random coil). Livelli di organizzazione strutturale: - Struttura primaria: ordine in cui sono legati tra loro gli amminoacidi della catena principale; si basa su legami covalenti. - Struttura secondaria: disposizione nello spazio degli atomi dello scheletro peptidico, privo delle catene laterali, caratterizzata da strutture ripetitive di legami-h tra un gruppo amminico e un gruppo carbossilico dello scheletro peptidico. Alcune di queste strutture si ripiegano indipendentemente e sono dette strutture supersecondarie. - Struttura terziaria: disposizione nello spazio di tutti gli atomi della proteina, comprese le catene laterali ed i gruppi prostetici (composti da atomi diversi da quelli presenti negli amminoacidi); si basa su legami-h, interazioni di Van der Waals e interazioni ioniche. - Struttura quaternaria: costituita da catene multiple, dette subunità; questa struttura è presente solo in proteine con più subunità. Struttura primaria.

23 23 Ordine amminoacidico in cui l assegnazione delle posizioni nella sequenza inizia dall estremità N-terminale; la struttura primaria influenza le caratteristiche di struttura secondaria e terziaria. Un cambiamento della sequenza può avere effetti più o meno rilevanti sulla struttura e sulla funzione proteica. Struttura secondaria. Disposizione nello spazio degli atomi dello scheletro proteico, che descrive le posizioni ordinate assunte dagli amminoacidi in determinate zone della molecola. La struttura secondaria è condizionata dalla variazione degli angoli di legame C-N e C-C, detti angoli di Ramachandran: la struttura regolare presenta gli angoli con valori costanti. Gli angoli influenzano la costituzione delle due strutture secondarie più comuni, la struttura α-elica e la struttura β-foglietto ripiegato; le porzioni di catena che non presentano questa conformazione sono random coil e hanno angoli di Ramachandran variabili. Le proteine possono contenere percentuali variabili di strutture α-elica e β-foglietto ripiegato. - Struttura α-elica: struttura più comune, forma una spirale elicoidale avvolta in senso orario ed è sostenuta dai legami-h tra gruppi C=O e H-N intramolecolari. La conformazione α-elica consente la linearità degli atomi legati con legami-h (paralleli all asse maggiore dell elica) e quindi rende particolarmente stabile la struttura. Le catene laterali si dispongono verso l esterno. I fattori che ostacolano l α-elica sono principalmente la presenza di un anello ciclico che impedisce la rotazione dei legami di Ramachandran e l ingombro sterico per la vicinanza di catene laterali ingombranti (la glicina ha particolare importanza in quanto, priva di catena laterale, presenta minimo ingombro sterico). - Struttura β-foglietto ripiegato: conformazione più estesa rispetto all α-elica, forma un foglietto ripiegato a zigzag. Possono essere presenti legami-h (perpendicolari all asse lungo della struttura) intracatena (tra porzioni diverse di una stessa catena, che curva su se stessa) o intercatena (tra catene diverse). La struttura β-foglietto ripiegato può avere un orientamento parallelo, se i gruppi N-terminali dei due tratti di catena sono sulla stessa estremità, o antiparallelo, se su ogni estremità il gruppo N-terminale di una catena è allineato con il C-terminale dell altra. Sono inoltre possibili altre strutture secondarie, come le strutture elicoidali (elica 3 10 ), i ripiegamenti β (catene che presentano anomalie) ed i ripiegamenti inversi (che presentano inversione del verso di avvolgimento). Le proteine globulari hanno aspetto compatto in quanto sono caratterizzate da inversioni, causate dalla presenza sulla superficie proteica di reverse turn di varie tipologie. I vari elementi della struttura secondaria si arrangiano per formare strutture supersecondarie (motivi), che successivamente si organizzano a formare domini, le unità costitutive della struttura terziaria. I motivi si formano quando le catene delle strutture secondarie si ripiegano tra loro; sono strutture supersecondarie ripetitive e possono essere: - Motivi α: α-loop-α: composto da due eliche antiparallele collegate da una porzione di loop (α-hairpin), composto da due amminoacidi (di cui uno è sempre la glicina); è presente in alcune porzioni di DNA. EF-hand: struttura caratterizzata da legami calcio (calmodulina, tropina). - Motivi β: β-hairpin: due filamenti β-foglietto antiparalleli collegati da una porzione di loop. - Motivi α-β: Cross over connection (β-α-β): due filamenti β-foglietto uniti da un α-elica. Dito di zinco: forma di dito con due β-foglietti ed un α-elica. Struttura terziaria. Disposizione di tutti gli atomi della proteina. La struttura terziaria, estremamente stabile e compatta, presenta un gran numero di interazioni deboli (quando possibile legami-h e ponti disolfuro) e, se sono presenti cariche interne, esse si dispongono accoppiate tramite legami ionici, ammortizzando così la carica totale. L unità fondamentale e funzionale della struttura terziaria è il dominio, un ripiegamento della catena polipeptidica indipendente che forma strutture stabili e compatte; i domini hanno dimensioni variabili ( aa.), sono spesso caratterizzati dall abbondante presenza di un amminoacido specifico, da sequenze comuni o motivi particolari e presentano un cuore idrofobico: le molecole idrofobiche si posizionano infatti internamente, così da limitare interazioni sfavorevoli. Possono esserci fino a 13 domini presenti in una singola proteina. I domini sono classificati secondo le strutture secondarie ed i motivi presenti: - Domini α: Fascio α-elica: quattro α-eliche con assi paralleli; presente nel citocromo-c. Fold globinico: otto α-eliche disposte a gomitolo, in cui è presente una tasca per il sito attivo del gruppo eme; presente in emoglobina e mioglobina. - Domini β: caratterizzati da filamenti β disposti a formare foglietti sovrapposti. Up-down: ultimo filamento collegato al primo, forma cilindroide.

24 24 Chiave greca: disegno a chiave greca, legami vari. Jelly roll: disegno a labirinto, legami vari. β elica: solenoide. - Domini α-β: caratterizzati da disposizioni cross over connection. α-β barrel: forma a barile, tipico di molti enzimi. A ferro di cavallo: ricchi di leucina. α-β open shit: forma a foglio aperto. È difficile distinguere nettamente la struttura secondaria da quella terziaria. Le proteine grazie alle caratteristiche delle strutture secondarie e terziarie possono essere distinte in fibrose (forma bastoncellare: collagene, cheratina), caratterizzate da resistenza meccanica e funzionali al sostegno o al movimento, e globulari (scheletro ripiegato a sfera: mioglobina), che sono solubili in H 2 O e presentano strutture compatte e complesse, altamente specifiche e caratterizzate da funzionalità di trasporto, di regolazione o enzimatiche. La struttura tridimensionale influisce sulle funzioni proteiche, ma il ripiegamento dipende dall ordine amminoacidico dei residui, in quanto con la sostituzione di un singolo residuo si modifica la conformazione, il ripiegamento e quindi la struttura tridimensionale (es. Anemia falciforme, causata dalla sostituzione di un singolo amminoacido). Struttura quaternaria. Presente solo nelle proteine costituite da più catene polipeptidiche, in cui ogni catena è detta subunità: le varie subunità possono essere uguali o diverse tra loro e di numero variabile; esse interagiscono tramite interazioni non covalenti, elettrostatiche, idrofobiche e legami-h. Dinamica del ripiegamento delle proteine. Modello gerarchico. Formazione della struttura I e successivamente della II, della III ed infine della IV. Modello a collasso. Collasso non consequenziale delle strutture molecolari e formazione di un nucleo compatto. Il processo di ripiegamento è spontaneo grazie alla presenza delle interazioni idrofobiche. Se il ripiegamento avviene in modo errato possono nascere patologie (Alzheimer, Parkinson, BSE), perciò esistono proteine regolatrici del folding: i chaperoni molecolari. Ruolo enzimatico Le proteine svolgono un importante funzione enzimatica all interno dell organismo come catalizzatori positivi; le reazioni catalizzate dagli enzimi avvengono in condizioni di reazione moderate, alla temperatura fisiologica dell organismo, ad un ph vicino alla neutralità e a pressione atmosferica. Le reazioni enzimatiche sono associabili a reazioni eterogenee. Gli enzimi aumentano la velocità di una reazione fino a volte rispetto alla velocità della reazione non catalizzata, abbassando l energia di attivazione. Sono inoltre altamente specifici e posseggono una grande capacità di regolazione: funzionano in modo migliore in base alle esigenze dell organismo; l elevata specificità degli enzimi è dovuta alla loro forma, in quanto il sito attivo è complementare solo ad un certo tipo di substrato. L enzima, durante la reazione, si lega al substrato formando il complesso enzima-substrato: esiste un rapporto ben definito tra moli di enzima e moli di substrato. Unità di misura della catalisi. Attività molecolare. Numero di moli di substrato che possono essere trasformate in prodotto per mole di enzima nell unità di tempo (minuto). Attività specifica. Numero di moli di substrato catalizzate nell unità di tempo per milligrammo di catalizzatore. Unità internazionale (U.I.). quantità di enzima che catalizza la trasformazione di una micro-mole di substrato al minuto, in condizioni ben definite di temperatura (25 C), concentrazione di substrato e ph. Katal (kat). Nel S.I., attività di un enzima che catalizza la trasformazione di una mole di substrato al secondo in condizioni standard. 1 kat = U.I. Cinetica enzimatica. Velocità iniziale. La velocità iniziale è la velocità della reazione nel momento in cui la concentrazione del substrato è tanto più elevata rispetto a quelle dell enzima che la differenza di concentrazione non è influente. Stato stazionario. Reazione intera: E S k1 k 1 k2 ES E P Stadio veloce (formazione del complesso enzima-substrato):

25 25 E S k1 k 1 ES Stadio lento (formazione dei prodotti e rilascio dell enzima): Condiziona e limita la velocità dell intero processo ES k 2 E P Si raggiunge uno stadio in cui la concentrazione [ES] è costante (k 1 = k 2 ), in quanto tanto complesso si forma nello stadio veloce, tanto se ne scinde nello stadio più lento: questo stadio è detto stadio stazionario. La velocità iniziale è influenzata da diversi fattori, ognuno studiato considerando gli altri costanti: - Concentrazione di substrato: A basse concentrazioni di substrato vi è una proporzionalità diretta tra [S] e velocità iniziale, fino a quando i siti attivi vengono occupati tutti e di conseguenza la V 0 non varia più, raggiungendo così il suo valore massimo. Questa curva è descritta dall equazione di Michaelis-Menten: v 0 vmax [ S] k m [ S] Dove k m è la costante di Michaelis e corrisponde alla concentrazione di substrato quando la velocità è metà della velocità massima: questa costante è un indicatore dell affinità tra enzima e substrato, in quanto tanto minore è k m, tanto più il substrato è compatibile con l enzima, ovvero tanto prima si raggiunge un alta velocità di reazione. In quanto questa curva non è funzionale all identificazione precisa di V max e k m è stata introdotta una linearizzazione della curva, descritta dall equazione di Limeweaver-Burk, anche detta curva dei doppi reciproci:

26 26 1 v 0 k v m max 1 1 [ S] v max equazione di Limeweaver-Burk, dove k m v max è la pendenza, ovvero tg(x) - Concentrazione dell enzima: v0 k [ E] - Temperatura: La velocità aumenta proporzionalmente alla temperatura, fino ad una certa temperatura, caratteristica per ogni enzima, raggiunta la quale la velocità diminuisce bruscamente e si azzera, in quanto l enzima, sensibile alle variazioni termiche, si denatura. - ph:

27 27 Ogni enzima presenta un valore di ph caratteristico ed ottimale al quale si osserva la massima velocità. - Inibitori: gli inibitori interferiscono nella reazione catalizzata diminuendone la velocità. Possono essere: Inibitori irreversibili: l inibitore si lega al sito attivo dell enzima inattivandolo irreversibilmente. Inibitori reversibili: possono agire secondo tre meccanismi di inibizione: Inibizione competitiva: aumento k m e nessun effetto su V max ; Inibizione non competitiva (caso particolare di inibizione mista): diminuzione V max e nessun effetto su k m ; Inibizione incompetitiva: diminuzione di k m e V max. Per studiare i meccanismi di inibizione è necessario studiare V 0 in caso di presenza di inibitori ed in caso di assenza di inibitori. Inibizione competitiva. L inibitore compete con il substrato per il legame con il sito attivo. Se però si aumenta la concentrazione del substrato l interferenza dell inibitore diventerà minima e la velocità massima verrà raggiunta comunque. In presenza di inibitore competitivo la k m è più alta, ovvero è maggiore la quantità di substrato necessaria per raggiungere la metà della velocità massima. Inibizione non competitiva. Caso particolare di inibizione mista, in cui l inibitore può legarsi all enzima libero o al complesso in un sito diverso, rendendo inattivo l enzima in entrambi i casi (come se fosse presente meno enzima). Non vi è quindi competizione tra substrato ed inibitore per il sito attivo. Questo tipo di inibitori si lega a gruppi tiolici o per rimozione di H.

28 28 In questo caso se presente l inibitore non viene raggiunta la velocità massima in nessun caso. In presenza di inibitore non competitivo la k m delle due velocità è uguale, ovvero è uguale la quantità di substrato necessaria per raggiungere la metà delle velocità massime con e senza substrato. Inibizione incompetitiva. Molto rara, presenta un inibitore che si lega solo al complesso ES. Non viene raggiunta in nessun caso la velocità massima. In presenza di inibitore incompetitivo la k m è più bassa, ovvero è minore la quantità di substrato necessaria per raggiungere la metà della velocità massima della reazione con inibitore.

29 29 Regolazione enzimatica. L attività enzimatica è regolata perfettamente dalla cellula, spesso per risparmiare energia; la regolazione enzimatica è attuata secondo due modalità: Modulazione della quantità di enzima: più semplice; produzione di enzima solo in presenza del substrato. Regolazione dell attività enzimatica tramite enzimi regolatori: modulano l attività catalitica in risposta a segnali specifici; in una reazione catalitica è presente almeno un enzima regolatore, che regola la velocità complessiva (regolando la reazione più lenta), situato solitamente all inizio della catena enzimatica. Possono essere: Enzimi allosterici. L allostericità è la capacità di una proteina di variare l affinità dei suoi siti attivi quando ad uno di essi si lega il ligando. Una proteina allosterica presenta più siti di legame per il ligando, è costituita da più subunità, presenta diverse possibili conformazioni con diversa affinità ed inoltre è provvista di ulteriori siti per l interazione con i modulatori allosterici. Gli enzimi allosterici presentano siti attivi modificabili dal legame di modulatori: i modulatori si legano non covalentemente, in modo reversibile, al sito di modulazione, posto su una subunità diversa da quella del sito attivo, e possono avere effetti diversi: - Allosterismo (modulazione) negativo: inattivazione dell enzima allosterico; - Allosterismo (modulazione) positivo: aumento dell affinità dell enzima allosterico per il ligando. I modulatori possono quindi favorire l uno o l altro tipo di allosterismo, favorendo così una delle due possibili conformazioni dell enzima allosterico: una conformazione R (rilassata), che presenta alta affinità (modulazione positiva), ed una conformazione T (tesa), che presenta bassa affinità (modulazione negativa), in equilibrio tra loro. Quando il modulatore è il substrato stesso, l enzima si dice omotropico, mentre se il modulatore è rappresentato da una molecola diversa, l enzima è eterotropico. I modelli che spiegano il comportamento degli enzimi allosterici sono: Modello concertato. Ciascuna delle subunità dell enzima può sussistere nelle due conformazioni T ed R, ma il passaggio da una forma all altra avviene contemporaneamente per tutte le subunità; esisteranno perciò secondo questo modello enzimi allosterici completamente T o completamente R. Modello sequenziale. Il passaggio da una forma all altra avviene in modo sequenziale, in più stadi intermedi, cosicché sarà possibile trovare contemporaneamente in uno stesso enzima, negli stadi intermedi, subunità T e subunità R. I due modelli non si escludono tra loro. Gli enzimi allosterici con modulazione positiva presentano un grafico di saturazione sigmoidale. Enzimi regolati mediante modifiche covalenti reversibili. In questo tipo di enzimi vengono modificati i residui amminoacidici della molecola tramite l attacco covalente di gruppi specifici (fosforici, acetilici, ammidici, carbossilici, ecc.); questi gruppi vengono inseriti e rimossi mediante altri enzimi. L introduzione di un gruppo può modificare la conformazione e la struttura enzimatica. Fosforilazione: legame di un gruppo fosfato ad un residuo di serina, treonina o tirosina; la fosforilazione spesso rende un enzima attivo o più affine al ligando (es.: ATP-asi).

30 30 Alcuni enzimi inoltre possono essere regolati sia da modulatori allosterici sia da modificazioni covalenti. Altri meccanismi di regolazione: o o o o Controllo feedback: azione di controllo retroattiva; il prodotto della reazione inibisce la catalisi della reazione stessa, spesso influenzando l attività del primo enzima della catena; è rilevante in un sistema complesso. Quando il prodotto è scarso la reazione procede velocemente mentre se è presente molto prodotto la reazione si inibisce. Proenzimi (o zimogeni): forme inattive attivabili tramite scissione di legami covalenti di una piccola porzione di catena polipeptidica (es.: tripsinogeno e chimotripsina nei processi digestivi). Isoenzimi: stesso enzima presente in forme diverse nei diversi tessuti. Es.: lattato deidrogenasi (LDH) (lattato à piruvato): tetramero di cui esistono due subunità, H ( heart ) e M ( muscle ); nel tessuto cardiaco è presente lattato deidrogenasi con più subunità H, mentre nel tessuto muscolare è presente lattato deidrogenasi con più subunità M. Le diverse subunità conferiscono piccole differenze, che sono però importanti per la funzione dell enzima in un tessuto specifico. Cofattori: molecole talvolta necessarie alla funzionalità enzimatica. La proteina enzimatica unita al cofattore viene detta apoenzima, mentre la proteina enzimatica priva del cofattore è detta oloenzima. I cofattori possono essere piccole molecole organiche (coenzimi) o metalli. Mioglobina ed emoglobina La mioglobina e l emoglobina sono negli organismi animali proteine di trasporto per l ossigeno: la mioglobina è una proteina che assicura ai muscoli una riserva di ossigeno mentre l emoglobina, presente nei globuli rossi, funge da proteina di trasporto dell ossigeno negli animali superiori. Mioglobina. Piccola proteina composta da un unica catena polipeptidica (unica subunità) di 153 amminoacidi disposti in 8 tratti di α- elica, indicati da lettere (A-H) e collegati da anse, in cui è presente una tasca per il gruppo eme. Il gruppo eme è costituito da una struttura organica aromatica (protoporfirina IX), alla quale è legato uno ione ferroso (Fe 2+ ) che presenta geometria ottaedrica. Il ferro può formare 6 legami: 4 con atomi di N, uno con la catena peptidica della mioglobina (tramite un residuo di istidina) ed uno con l ossigeno. Il ferro lega l ossigeno solo quando è ione ferroso, mentre quando è ione ferrico (N.O. +3) non lega l ossigeno: l ossidazione del ferro è perciò inibita dal legame con la mioglobina tramite istidina. Il legame dell ossigeno al gruppo eme è imperfetto, ovvero non lineare, a causa della presenza dell istidina: questa caratteristica influenza la forza del legame, debole, cosicché l ossigeno può facilmente staccarsi dopo essere stato trasportato. Emoglobina. L emoglobina è un tetramero (α 2 β 2 ), formata da quattro catene polipeptidiche (simili a quelle della mioglobina): due subunità α (ognuna da 141 residui) e due subunità β (ognuna da 146 residui). Molti amminoacidi delle catene α, β e della mioglobina sono omologhi: gli stessi residui occupano le stesse posizioni. Ogni subunità presenta un gruppo eme (stessa struttura del gruppo eme della mioglobina) cosicché l emoglobina lega quattro molecole di ossigeno: Hb 4O O 2 Hb( 2) 4 deossiemoglobina + ossigeno à ossiemoglobina L emoglobina è una proteina allosterica che modifica la sua struttura in base al legame con l ossigeno: le interazioni tra i dimeri α e β non vengono modificate con l ossigenazione, ma le deboli interazioni tra i dimeri subiscono delle modifiche, tali per cui i dimeri possono scorrere l uno sull altro. Come tutte le proteine allosteriche, l emoglobina presenterà perciò uno stato T (forma deossigenata) ed uno stato R (forma ossigenata), con diverse affinità per l ossigeno: il primo legame dell emoglobina in forma T (poco affine) è piuttosto faticoso, ma, una volta avvenuto, influenza l affinità degli altri siti attivi per l ossigeno modificando così la forma dell emoglobina (scorrimento dei dimeri) e portandola allo stato R (più affine). La forma T (bassa affinità) dell emoglobina richiede perciò un alta concentrazione di ossigeno, mentre la forma R (alta affinità) lega ossigeno più facilmente.

31 31 Se la transazione da stato T a stato R è indotta dall ossigeno, sia modulatore allosterico sia ligando, l emoglobina sarà proteina allosterica omotropica. Se la transazione da stato T a stato R è indotta da un modulatore allosterico diverso dall ossigeno, l emoglobina sarà proteina allosterica eterotropica. Questa facilitazione di affinità tramite la variazione di conformazione è detto meccanismo di cooperatività positiva (non avviene nell emoglobina) ed è spiegato secondo i due modelli di comportamento degli enzimi allosterici: concertato o sequenziale. La differenza di meccanismi di affinità di legame tra emoglobina e mioglobina è identificabile tramite le curve di saturazione. Lipidi I lipidi sono sostanze molto abbondanti in natura, presenti in sedi diverse e costituenti principali delle membrane biologiche. Tutti i lipidi sono insolubili in acqua e solubili in solventi organici non polari. I lipidi sono una classe eterogenea e sono caratterizzati da una grande presenza di gruppi non polari; vengono classificati secondo varie modalità. Classificazione funzionale: o Lipidi di deposito: (98%) trigliceridi; fungono da riserva energetica chimica. Non sono anfifilici e sono conservati nella cellula (es.: adipociti). o Lipidi cellulari delle membrane: (2%) fosoflipidi, glicolipidi, colesterolo; hanno funzione strutturale. Sono anfifilici e si trovano nella membrana cellulare. o Lipidi con specifiche attività biologiche: (tracce) ormoni, prostaglandine, vitamine liposolubili; hanno funzione di messaggeri chimici. Si identificano con la frazione degli insaponificabili. Classificazione in base alla polarità: o Lipidi non polari (neutri); o Lipidi polari. Classificazione semplici - complessi: o Lipidi semplici: per idrolisi basica formano acidi grassi, glicerolo o alcoli alifatici (acilgliceroli, cere). o Lipidi complessi: per idrolisi basica formano acidi grassi, glicerolo e almeno una terza sostanza (glicerofosfolipidi, sfingolipidi). o Frazione insaponificabile: Classificazione in saponificabili insaponificabili: o Saponificabili: caratterizzati dalla presenza di una o più molecole di acidi grassi che per idrolisi alcalina si staccano sotto forma di saponi (Sali alcalini degli acidi grassi); contengono nella molecola un gruppo COOH libero o esterificato. R-COOH + BOH R-COO - B + + H 2 O R-COOR + BOH R-COO - B + + R OH o Insaponificabili: non contengono acidi grassi e non sono quindi idrolizzabili. Acidi grassi

32 32 Gli acidi grassi sono acidi carbossilici alifatici e sono i costituenti principali dei lipidi saponificabili; sono composti da una catena idrocarburica (satura o insatura), formata da 4-24 atomi di carbonio e da un gruppo carbossilico. Es.: Gli acidi grassi possono essere insaturi (presentano fino a 6 doppi legami) o saturi (presentano solo legami singoli). In natura si trovano solitamente sotto forma di esteri. È possibile identificarli tramite un codice (X:Y) composto da due numeri, da cui si desume: - La lunghezza della catena, ovvero il numero di atomi di C presenti (X); - La presenza ed il numero di doppi legami (Y). Es.: 18:2 (18 atomi di C, 2 doppi legami) à n. atomi di C : n. doppi legami Inoltre per individuare la posizione dei doppi legami si possono sfruttare due modalità: - Metodo Δ (nomenclatura classica): i numeri che seguono il simbolo Δ indicano la posizione dei doppi legami, avendo numerato gli atomi di C partendo dal C carbossilico. Es.: 9:2 Δ 3,5 - Metodo ω o n- (nomenclatura PUFA): questo metodo è usato quanto i lipidi presentano un ordine ripetitivo nel quale sono presenti doppi legami ogni 4 atomi di C; il numero che seguono il simbolo ω o n- indica la posizione del primo legame, avendo però numerato gli atomi di C partendo dal C terminale. Es.: 9:2 ω3 (oppure 9:2 n-3) Gli acidi grassi possono essere: Pari (numero di atomi di C pari) o dispari (numero di atomi di C dispari); Saturi (assenza di doppi legami) o insaturi (presenza di doppi legami); A catena lineare, ciclici o a catena ramificata. Gli acidi grassi insaturi possono essere: Monoinsaturi (presenza di un solo doppio legame). Poliinsaturi (presenza di più di un doppio legame): o Non coniugati: i doppi legami sono presenti ogni 4 atomi di C ed intervallati da gruppi metilici; o Coniugati: i doppi legami sono più vicini rispetto ai lipidi non coniugati. o NMI (non-methylene-interrupted): i doppi legami non sono separati da alcun gruppo metilico.

33 33 La presenza di doppi legami influisce sulla presenza dell isomeria cis-trans: i lipidi assumono così diversa conformazione spaziale a seconda del tipo di isomeria; nella conformazione cis l acido grasso assume una posizione caratterizzata da una piega, che influisce sulla fluidità delle membrane biologiche, aumentandola, e sul punto di fusione, rendendolo più basso. Acidi grassi saturi: N. atomi C Nome comune Nome IUPAC 4 : 0 Acido butirrico Acido butanoico 10 : 0 Acido caprinico Acido decanoico 14 : 0 Acido miristico Acido tetradecanoico 16 : 0 Acido palmitico Acido esadecanoico 17 : 0 Acido margarico Acido eptadecanoico 18 : 0 Acido stearico Acido ottadecanoico 20 : 0 Acido arachico Acido eicosanoico Acidi grassi monoinsaturi (MUFA): N. atomi C : N. doppi legami Nome comune Tipologia (posizione) 16 : 1 (7) Acido palmitoleico 18 : 1 (cis-9) Acido oleico ω9 18 :1 (11) Acido vaccenico Acidi grassi polinsaturi (PUFA): N. atomi C : N. doppi legami Nome comune Tipologia (posizione) 18 : 2 (9-12) Acido linoleico (LA) ω6 18 : 2 (9-11) Acido rumenico (è coniugato) 18 : 3 ( ) Acido (α) linolenico (ALA) ω3 20 : 4 ( ) Acido arachidonico (AA) ω6 20 : 5 ( ) Acido timnodonico (EPA) ω3 22 : 5 ( ) Acido clupanodonico 22 : 6 ( ) Acido cervonico (DHA) Gli acidi grassi insaturi sono divisi in: - ω9: acido oleico e derivati; - ω6: acido linoleico e derivati; - ω3: acido (α) linolenico e derivati. Gli animali hanno perso la capacità di inserire doppi legami tra l ultimo doppio legame ed il metile terminale, cosicché i componenti delle varie famiglie di acidi grassi insaturi non possono essere trasformati gli uni negli altri. Gli ω3 hanno grande importanza nella nutrizione e nella fisiologia e devono perciò essere assunti con la dieta, essendo essenziali (EFA, essential fatty acid). Tra gli acidi grassi coniugati sono presenti gli acidi linoleici coniugati (CLA), isomeri posizionali e geometrici dell acido linoleico (LA) (18:2 ω6), che presentano doppi legami in posizioni variabili. Nei CLA i doppi legami sono coniugati, ovvero non separati da alcun gruppo etilenico (-CH 2 -). Lipidi di deposito: i gliceridi La maggior parte degli acidi grassi si trova sotto forma di esteri del glicerolo (o gliceridi o acilgliceroli). I gliceridi si ottengono dal legame di una, due o tre molecole di acidi grassi con una molecola di glicerolo (un alcol trivalente, in quanto presenta 3 gruppi ossidrilici).

34 34 La reazione di formazione dei gliceridi può essere: - glicerolo + 1 acido grasso à monogliceride - glicerolo + 2 acidi grassi à digliceride - glicerolo + 3 acidi grassi à trigliceride I trigliceridi costituiscono il 98% dei lipidi neutri e possono essere scissi tramite lipasi. I trigliceridi hanno alcuni vantaggi come riserva energetica in quanto sono più ridotti degli zuccheri, quindi la loro ossidazione libera più energia, e sono idrofobici, non idratati, cosicché da un minor peso è possibile ricavare più energia. Lipidi di membrana I lipidi di membrana sono molecole polari anfipatiche; sono costituiti da fosfolipidi, contenenti nella molecola un residuo di acido fosforico, da glicolipidi, privi del residuo di acido fosforico, dalle cere e dagli steroli. Fosfolipidi I fosfolipidi possono essere: - Fosfogliceridi: presentano glicerolo; - Sfingolipidi: presentano sfingosina (un amminoalcol). Fosfogliceridi. I fosfogliceridi sono fosfolipidi caratterizzati dalla presenza di glicerolo; sono i lipidi più presenti in natura dopo i trigliceridi e entrano nella costituzione delle membrane cellulari. Struttura:

35 35 Gli alcol più rappresentati sono l etanolammina, la colina e la serina; inoltre nella membrana interna dei mitocondri è presente il difosfatidilglicerolo (cardiolipina) che assicura l impermeabilità ai protoni. In alcuni casi è possibile trovare dei lipidi-eteri, che presentano una delle due catene legata al glicerolo con un legame etere (non estere); si trovano soprattutto nel tessuto cardiaco e sono anche attivatori delle piastrine. Sfingolipidi. Gli sfingolipidi sono fosfolipidi caratterizzati dalla presenza di sfingosina (un amminoalcol) che hanno una struttura simile a quelle dei fosfogliceridi, con sostituzione del glicerolo con la sfingosina. In questi lipidi una coda è costituita da un acido grasso, mentre l altra è costituita dalla sfingosina stessa; alla sfingosina è inoltre attaccato un gruppo diverso (es.: nella fosfocolina il gruppo è quello della sfingomielina). Glicolipidi I glicolipidi sono una tipologia particolare di sfingolipidi che non contiene il residuo di acido fosforico e la cui testa polare presenza zuccheri. Cere Le cere sono monoesteri di acidi grassi, in cui un acido grasso è legato ad un alcol grasso tramite legame estereo. Steroli Gli steroli sono lipidi che fungono anche da precursori di alcune vitamine (vitamina D) e di alcuni ormoni (ormoni steroidei). Il più importante degli steroli è il colesterolo, costituito da una coda (catena laterale alchilica) unita ad una testa polare (OH) da un nucleo steroideo.