Chimica Generale e Biochimica PDF

 CHIMICA GENERALE I LA CHIMICA→ studia la materia delle sostanze: Eterogenee non sono uniformi; sono presenti più fasi, è struttura e composizione della...

 CHIMICA GENERALE I LA CHIMICA→ studia la materia delle sostanze: Eterogenee non sono uniformi; sono presenti più fasi, è struttura e composizione della materia. possibile riconoscere i diversi componenti). Le proprietà trasformazioni della materia. fisiche non sono costanti. es: rocce o sangue energia coinvolta. Colloidi: si vedono le piccole particelle, sono costituite da LA MATERIA→ la chimica è quella scienza che si occupa due fasi diverse, come gli eterogenei ma un poʼ meno. es dello studio della materia e della sua composizione (atomi e la latte: fase disperdente è lʼacqua e quella dispersa è il grasso. loro disposizione), la reattività, ovvero la reazione della -Fase abbondante: disperdente molecola e delle reazioni (trasformazioni della sostanza) -Fase con particelle più piccole (10^-9): dispersa Caratteristiche: descritta come sostanza fisica che occupa un Particelle miscugli omogenei→ omogeneamente volume ossia una grandezza fisica fondamentale (m3), e una distribuite, unica fase e proprietà fisiche uguali. massa, grandezza fisica fondamentale (kg), composta da Particelle miscugli eterogenei→ non distribuite varie combinazioni di elementi chimici. omogeneamente, due fasi e proprietà fisiche non uguali Proprietà fisiche: non dipendono dalla composizione del Tutti gli elementi ricadono entro 4 categorie: corpo si dividono in proprietà estensive ed intensive. Metalli: solidi, hanno alti punti di fusione, sono duttili e -Estensive: dipendono dalle dimensioni es volume, massa, malleabili peso. Non Metalli: solidi, liquidi gas, hanno basso punto di -Intensive: non dipendono dalle dimensione es temperatura, fusione, sono fragili, ossia né duttili e né malleabili. conducibilità termica ed elettrica, la densità (rapporto tra Semimetalli: hanno proprietà intermedie sono sia anioni massa e volume M/V per cui viene espressa in kg/m3) che cationi La massa di 1L dʼacqua pesa di più dellʼolio perché la Gas nobili: elementi che hanno raggiunto lʼottetto ovvero composizione molecolare è diversa. una configurazione elettronica stabile con 8 elettroni nel Trasformazioni fisiche della materia: sono cambiamenti guscio di valenza reversibili, es i tre stati fondamentali della materia liquido, ATOMI→ costituiscono la materia, particelle piccolissime. solido e gassoso Struttura dell'atomo: nel nucleo ci sono protoni e neutroni, Proprietà chimiche: dipendono dalla composizione del corpo, gli elettroni nelle orbite. una trasformazione chimica comporta un cambiamento della Molecole: aggregazione di più atomi, si identificano in una composizione elementare della materia formula, elementi diversi combinati in specifici rapporti di Reagenti → prodotti combinazione. Mai viceversa! Ione: è un atomo che acquisisce o cede un elettrone, per COMPOSIZIONE CHIMICA DELLA MATERIA cui avrà Si divide in: un'energia elettrica prevalente. -Sostanze (o sostenze pure) Catione: atomo che perde un elettrone. -Miscele (o miscugli) Anione: atomo che acquisisce un elettrone. SOSTANZA→ porzione di materia che ha composizione Isotopi: sono atomi dello stesso elemento che hanno la uniforme, costante e definita. massa diversa ma stesse proprietà chimiche. si divide in: 12C= fa riferimento a un particolare isotopo dellʼelemento Composti: formati da due o più elementi diversi, combinati carbonio in particolare C è il simbolo chimico del carbonio tra 12 rappresenta il numero di massa di questo isotopo che è loro in base a definite composizioni percentuali. es saccarosio la somma del numero di protoni e neutroni presenti nel i composti a sua volta possono essere: nucleo dellʼatomo questo isotopo è utilizzato come base per -Composti molecolari: hanno almeno due elementi diversi definire lʼunità di massa atomica. per cui atomi diversi, che permettono di ottenere la proprietà Le proprietà chimiche di un elemento dipendono dal tipo di specifica della molecola. Gli elementi combinati sono neutri. atomo che lo rappresenta quindi dal n atomico Z. -Composti ionici: presentano un metallo o un non metallo, gli Z= numero atomico (numero dei protoni) elementi sono carichi ed esse sono bilanciate. Es NaCl: Na+ A= numero di massa definisce il tipo di isotopo, Cl- protoni+neutroni espresso in unità di massa atomica Elementi o sostanze elementari: singoli atomi uguali, stesse Lʼelemento= rappresentato dal simbolo identificato da Z proprietà chimiche. es 12C, infatti essi possono esistere come Due isotopi dello stesso elemento: stesse proprietà chimiche molecole. ma proprietà fisiche diverse. Sostanze pure: una sostanza si definisce pura quando non è A= Z + n (z protoni + n neutroni) possibile separarla in più sostanze attraverso trasformazioni n = A - Z ( massa atomica - z protoni) fisiche. Acqua del rubinetto non è pura, è una soluzione, Es= C= 12 Z= 6 n= 6 lʼacqua pura è la distillata Unità di massa atomica: definita come un 12º della massa LE MISCELE→ Più sostanze (elementi o composti) mescolati di un atomo di carbonio -12 tra di loro. si dividono in: unità di massa atomica relativa u: è utilizzato per Omogenee (soluzioni) sono uniformi, non è possibile esprimere la massa degli atomi e delle particelle riconoscere i diversi componenti. Ha una fase e proprietà subatomiche. È basata su una scala relativa che prende fisiche uguali in tutti i suoi punti come riferimento la massa di un isotopo specifico di un es: acqua di mare, vino, aria, leghe metalliche o miele. elemento (carbonio -12)  I PRIMI MODELLI ATOMICI La distribuzione degli elettroni si basa su tre regole: Legge di conservazione della massa Lavoisier (1789)→ In una 1. Regola di Aufbau: gli elettroni vengono caricati sugli reazione chimica la somma delle masse delle sostanze reagenti è orbitali uno alla volta e si parte dal livello energetico più uguale alla somma delle masse delle sostanze prodotte. basso e pian piano si sale. Legge delle proporzioni definite Proust (1799)→ gli elementi 2. Regola di Hund (massima molteplicità): se ho orbitali costituiscono una sostanza pura e sono combinati secondo un isoenergetici, riempio prima con un elettrone ciascuno e rapporto di peso definito e costante. poi metto in coppia quelli rimanenti. Spin parallelo. TEORIA ATOMICA DI DALTON (1800)→ Lʼatomo= particella 3. Principio di esclusione di Pauli: sono presenti solo due indivisibile, la materia è composta da atomi. elettroni per ogni orbitale con spin opposto. Legge delle proporzioni multiple: la massa di un elemento che si Configurazione elettronica esterna: corrisponde alla combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare disposizione dei soli elettroni di valenza. due composti diversi stanno tra loro in rapporti semplici, Elettronegatività: tendenza dellʼatomo ad attirare su di sé gli esprimibili in numeri interi piccoli. elettroni di legame. Lʼatomo più elettronegativo è il fluoro THOMSON (modello atomico a panettone)→ Ipotesi sulla (4,0) e quello meno negativo è il cesio (0,7) struttura dellʼatomo= atomo nube in cui allʼinterno sono disposti in CONFIGURAZIONE ELETTRONICA: modo casuale i protoni e gli elettroni, come i canditi di un panettone 1. Idrogeno (H): 1 elettrone, configurazione elettronica 1s¹ RUTHERFORD→ Perfezionò la struttura atomica= provò a fare un 2. Ossigeno (O): 8 elettroni, configurazione elettronica 1s² esperimento utilizzando una sorgente radioattiva che emette 2s² 2p⁴ particelle per poi essere sparate su una lamina dʼoro, al centro 3. Zolfo (S): 16 elettroni, configurazione elettronica 1s² 2s² dellʼatomo cʼè il nucleo carico positivamente e intorno allʼinterno 2p⁶ 3s² 3p⁴ della nube ruotano le particelle leggerissime, cʼè tanto spazio Per semplificare la configurazione elettronica di un elemento, vuoto tra il nucleo e gli elettroni. si utilizza la configurazione dellʼelemento nobile che lo BOHR (modello planetario)→ precede nel periodo. Ad esempio, per il magnesio (Mg), la Fotoni= particelle che costituiscono la luce. configurazione elettronica è [Ne] 3s², dove [Ne] rappresenta La luce colpisce lʼelettrone a una precisa lunghezza dʼonda, ossia la configurazione elettronica del neon. le ʻcresteʼ dellʼonda. Quando la luce colpisce la particella, essa passa a uno stato eccitato (assorbe energia), ma essendo instabile Ogni atomo cerca di raggiungere la massima stabilità torna allo stato fondamentale rilasciando energia. elettronica, completando il suo guscio di valenza con 8 Bohr definisce: elettroni (regola dellʼottetto), con lʼeccezione dellʼidrogeno e -gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. del litio, che necessitano di solo 2 elettroni per saturare il -ogni orbita ha unʼenergia ben precisa. livello 1s. -elettrone che rimane sullʼorbita= non emette e non assorbe energia. Domanda dʼesame: Gli elementi dello stesso gruppo della LA MECCANICA QUANTISTICA DI HEISENBERG tavola periodica hanno in comune: Principio di indeterminazione→ Si può conoscere la ʻposizioneʼ 1. La configurazione elettronica dello strato di valenza. in un volume di spazio ma non la velocità e viceversa. 2. Il numero di elettroni nello strato più esterno. Orbitale= funzione dʼonda che descrive il moto di un singolo elettrone. Atomi omonucleari= 1 stesso atomo Ad esempio, sodio (Na) e potassio (K) appartengono entrambi Atomi eteronucleari= 2 atomi diversi al gruppo 1 e hanno un elettrone nello strato di valenza, Allotropi= forme cristalline diverse che adottano gli atomi. nonostante abbiano configurazioni elettroniche differenti. GLI ORBITALI Numero quantico→ valore di una proprietà dellʼelettrone (forma, LA TAVOLA PERIODICA: La tavola periodica contiene 118 energia ecc) n, l, m, ms. elementi. Il numero atomico (Z) è utilizzato per ordinare gli n: numero quantico principale elementi e per evidenziare le tendenze periodiche. l: forma dellʼorbitale + sotto livello energetico Blocco s: orbitali s (0=s, 1=p, 2=d, 3=f) Blocco d: orbitali d s= 1 (forma sferica) Blocco p: orbitali p p= 3 (doppio lobo) Blocco f: orbitali f d= 5 (quattro lobi) PERIODI (orizzontali): da 1 a 7, dove la complessità f= 7 dellʼorbitale aumenta. m: numero quantico magnetico determina la proprietà GRUPPI (verticali): da 1 a 18. La nomenclatura IUPAC è dellʼorbitale valori -l e + l quella più semplice, numerando tutti i gruppi. ms: numero di spin, senso di rotazione. Valori +1/2 e -1⁄2 Principali gruppi della tavola periodica: CONFIGURAZIONE ELETTRONICA→ insieme degli orbitali 1º gruppo: Metalli alcalini (es. sodio, potassio), con un occupati dei suoi elettroni. elettrone nel guscio di valenza, sono forti agenti riducenti. 2º gruppo: Metalli alcalino-terrosi (es. calcio), con due elettroni nel guscio di valenza. Non metalli (C, O, N): Carbonio, ossigeno, azoto, elementi essenziali per la vita.  I Gruppo degli alogeni: 7 elettroni nel guscio di valenza (es. NOTAZIONE DI LEWIS→ consente di rappresentare cloro, iodio, bromo). graficamente i legami tra atomi in una molecola. Ogni linea Metalli di transizione: con diversi stati di ossidazione, rappresenta una coppia di elettroni condivisi tra due atomi. formano spesso composti colorati. GEOMETRIA MOLECOLARE E POLARITÀ→ PROPRIETÀ DELLA TAVOLA PERIODICA: Geometria molecolare: la disposizione spaziale degli atomi in Raggio atomico: aumenta dallʼalto verso il basso nei gruppi una molecola determina proprietà chimiche e fisiche. La teoria e da destra verso sinistra nei periodi. VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) prevede la Effetto schermante: gli elettroni degli strati interni geometria delle molecole considerando la repulsione tra coppie schermano lʼattrazione del nucleo sugli elettroni più esterni. elettroniche di valenza. Energia di ionizzazione: aumenta dal basso verso lʼalto nei Geometrie principali: gruppi e da sinistra verso destra nei periodi. Geometria lineare: angolo di 180 , es. idruro di berillio (BeH₂). Affinità elettronica: energia rilasciata quando un atomo Geometria triangolare planare: angolo di 120 , tutti gli acquisisce un elettrone. elettroni sono condivisi, come in BF₃ (trifluoruro di boro). Elettronegatività: capacità di un atomo di attrarre gli Geometria tetraedrica: angolo di 109,5 , es. CH₄ (metano), elettroni di legame, aumenta dal basso verso lʼalto e da sinistra senza doppietti elettronici liberi sullʼatomo centrale. verso destra. Domanda dʼesame: Come la geometria molecolare influisce sulle interazioni tra molecole? I LEGAMI CHIMICI: I legami chimici si formano attraverso la distribuzione degli elettroni di valenza. Ci sono due tipi Molecole Polari e Apolari→ principali di legami: Molecole polari: hanno una differenza di elettronegatività significativa tra atomi, come in H₂O (acqua), con un dipolo 1. Legame ionico: trasferimento di elettroni da un atomo negativo sullʼossigeno e positivo sugli idrogeni. allʼaltro. Lʼatomo che perde elettroni diventa un catione (+), Molecole apolari: hanno distribuzione simmetrica delle quello che li acquisisce diventa un anione (-). Ad esempio, nel cariche, come in CO₂ (biossido di carbonio), in cui i dipoli degli cloruro di sodio (NaCl), Na⁺ e Cl⁻ formano un legame ionico. ossigeni si bilanciano annullando la polarità. 2. Legame covalente: condivisione di coppie di elettroni tra due atomi. Può essere: Forze Intramolecolari e Intermolecolari→ Puro: elettroni condivisi equamente (es. molecole Forze intramolecolari: legami allʼinterno delle molecole (es. biatomiche come H₂). covalenti, ionici) che sono generalmente più forti rispetto alle Polare: condivisione non equa, con la creazione di dipoli forze intermolecolari. (es. H₂O). Forze intermolecolari (Forze di van der Waals): interazioni Dativo (o di coordinazione): un atomo fornisce entrambi gli deboli che si verificano tra molecole diverse, come le forze elettroni condivisi. Es= struttura ammoniaca NH3 Parte dipolo-dipolo e le forze di dispersione di London, importanti dallʼazoto e arriva al protone H per stabilizzarlo infatti si indica nella stabilizzazione di strutture biologiche. N con una freccia ―> verso H La lunghezza di legame è la distanza tra i nuclei degli atomi Legame a Idrogeno→ una forza intermolecolare moderata che si coinvolti nel legame. I legami covalenti doppi o tripli sono più instaura tra un atomo di idrogeno legato a un atomo molto corti e più forti rispetto a quelli singoli. elettronegativo (come O, N o F) e una coppia di elettroni non Attrazione Elettrostatica: è la forza che tiene insieme le condivisa di un altro atomo elettronegativo. particelle cariche con segno opposto, ed è alla base di molti Domanda dʼesame: Qual è lʼordine crescente dellʼenergia dei legami chimici. legami? Molecola biatomica: composta da due atomi, che in alcuni 1. Forze di van der Waals casi hanno uguale elettronegatività, formando un legame 2. Legame a idrogeno covalente puro. Esempio: H₂ (idrogeno molecolare). 3. Legame covalente 4. Legame ionico -Domanda dʼesame: Quale tra questi composti può avere un legame ionico o covalente?- STABILITÀ MOLECOLARE E RISONANZA→ Acido Cloridrico e Polarità del Legame→ Risonanza: la delocalizzazione degli elettroni tra più strutture di HCl (acido cloridrico): forma un legame covalente polare una molecola, che aumenta la stabilità complessiva. Es. nellʼione tra idrogeno e cloro nello stato gassoso, ma in acqua si ionizza carbonato (CO₃²⁻), la carica negativa è distribuita su tutti gli ossigeni. liberando H⁺ (ione idrogeno). LE REAZIONI CHIMICHE Definizione: processo che implica la rottura dei legami dei reagenti Eccezioni alla Regola dellʼOttetto→ la regola dellʼottetto e la formazione di nuovi legami nei prodotti. Es. Reagenti ―> prevede che gli atomi raggiungano 8 elettroni nel loro livello Prodotti. energetico più esterno per stabilità, ma esistono eccezioni: Simbolo di reazione Δ: indica calore o energia nel processo. Idrogeno (H): forma un solo legame covalente e si stabilizza Classificazione delle Reazioni→ con 2 elettroni. 1.Reazioni reversibili: raggiungono un equilibrio in cui reagenti e Fosforo (P) e Zolfo (S): possono espandere lʼottetto e ospitare prodotti coesistono. più di 8 elettroni, grazie agli orbitali d. 2. Reazioni irreversibili: i reagenti si trasformano Boro (B): tende a formare solo 3 legami covalenti (6 elettroni completamente nei prodotti senza equilibrio. totali), quindi ha un ottetto incompleto, risultando “elettron- deficiente”.  I Costante di equilibrio (Keq): descrive lʼequilibrio di una ACIDI E BASI→ reazione, indicando se è spostato verso reagenti o prodotti. Teorie sugli Acidi e le Basi 1.Teoria di Arrhenius: Tipi di Reazioni→ Definizione: Questa teoria spiega la natura acida o basica Sintesi: combinazione di due composti per formarne uno nuovo. delle sostanze in base alla loro capacità di rilasciare ioni Decomposizione: un composto si scinde nei suoi componenti. H+ (protoni) o OH- in soluzione acquosa. Spostamento: un elemento in un composto viene sostituito da Acido: Sostanza che in acqua rilascia ioni H+. Esempio: un altro elemento. HCl → H+ + Cl- Doppio scambio: scambio reciproco tra componenti di due Base: Sostanza che in acqua rilascia ioni OH-. Esempio: composti. NaOH → Na+ + OH- 2.Teoria di Brønsted-Lowry: REAZIONI REDOX→ reazioni in cui avviene uno scambio di Definizione: Secondo questa teoria, gli acidi sono elettroni. donatori di protoni (H+), mentre le basi sono accettori di Agente riducente: perde elettroni, ossidandosi. protoni. Agente ossidante: acquista elettroni, riducendosi. Esempio: HCl + H2O → H3O+ + Cl- Domanda dʼesame: Tra Zn e Cu, chi si riduce e chi si ossida? Qui, HCl (acido) dona un protone a H2O, formando H3O+ Zn si ossida cedendo elettroni, mentre Cu si riduce acquisendoli. e Cl-. H2O agisce come base e accetta il protone. Concetto di Anfiprotico: Lʼacqua può comportarsi sia da MASSA MOLECOLARE E MOLE acido sia da base. Questo comportamento di “doppia Mole: quantità di sostanza che contiene un numero di funzione” è detto anfiprotico. Avogadro di particelle (6,023 x 10²³). 3.Teoria di Lewis: Massa molare: massa di una mole di particelle espressa in g/ Definizione: Definisce acidi e basi in termini di scambio mol, come in H₂O che ha massa molare di 18 g/mol. di coppie di elettroni. Questa teoria si applica anche in Calcolo: ambienti non acquosi. Acido: Sostanza che accetta una coppia di elettroni. 1.Lʼacqua è composta da due atomi di idrogeno (H) e un atomo di Base: Sostanza che dona una coppia di elettroni. ossigeno (O). Esempio: La reazione tra NH3 (base) e BF3 (acido) forma 2. La massa molare dellʼidrogeno (H) è circa 1,008 g/mol. un complesso acido-base secondo Lewis. 3. La massa molare dellʼossigeno (O) è circa 16,00 g/mol. Reazioni di Neutralizzazione Ora possiamo fare i calcoli: Descrizione: Quando un acido e una base reagiscono, si Massa molare dellʼacqua= (2 x 1,008{g/mol}) + (1 x 16,00{g/ formano acqua e un sale, in una reazione di mol}) neutralizzazione. Es.: HCl + NaOH → NaCl + H2O Massa molare dellʼacqua= 2,016{g/mol} + 16,00{g/mol} = Classificazione degli Acidi 18,016 {g/mol} Acidi Forti e Deboli: La forza di un acido dipende dalla sua capacità di dissociarsi completamente o parzialmente SOLUZIONI→ in soluzione acquosa. Definizione: una soluzione è una miscela omogenea costituita Acidi Forti: Si dissociano completamente (es. HCl). da un solvente (in maggiore quantità) e un soluto (in minore Acidi Deboli: Si dissociano solo parzialmente (es. acido quantità). acetico, CH3COOH). Livello massimo di solubilità: la quantità di soluto oltre la quale la soluzione diventa satura. PH E SOLUZIONI TAMPONE Concetto di pH→ Comportamento degli Ioni in Soluzione Definizione: Il pH misura lʼacidità o la basicità di una Interazione ione-dipolo: lʼacqua si orienta attorno agli ioni di soluzione. È definito come il logaritmo negativo della Na⁺ e Cl⁻, compensandone le cariche. concentrazione di ioni H+: pH = -log10 [H+]. -Domanda dʼesame: HCl in acqua è covalente o ionico?- Scala del pH: Va da 0 a 14. Risposta: covalente nello stato puro, ma si ionizza in ambiente 0-6: Soluzione acida. acquoso. 7: Soluzione neutra (es. acqua pura). 8-14: Soluzione basica. Acido Lattico Definizione: Lʼacido lattico è un composto che si trova pH nellʼOrganismo comunemente nel corpo umano, specialmente nel sangue, dove si Stomaco: pH acido (1-2), necessario per la digestione. presenta come soluto ionizzato (cioè, in forma di ioni). La sua Intestino: pH neutro (7), per un ambiente adatto concentrazione è spesso espressa in millimolari (mM) o allʼassorbimento dei nutrienti. micromolari (µM). Esempio: Una soluzione di acido lattico con concentrazione 8 SOLUZIONI TAMPONE→ micromolare (8 µM) significa che in un litro di soluzione ci sono 8 Definizione: Una soluzione tampone resiste a variazioni microgrammi di acido lattico. di pH anche se vengono aggiunte piccole quantità di acidi o basi forti.  Composizione: Un tampone è composto da un acido debole Differenza tra Orbitali Atomici e Molecolari e la sua base coniugata, o da una base debole e il suo acido Orbitali Atomici: Orbitali che appartengono a un singolo coniugato. atomo. Esempio nellʼorganismo: Il tampone bicarbonato (H2CO3/ Orbitali Molecolari: Orbitali risultanti dalla combinazione HCO3-) è cruciale per mantenere il pH del sangue stabile di orbitali atomici di atomi legati. (7,35/7,45). ELEMENTI DI CHIMICA ORGANICA Chimica Organica→ Definizione: È la parte della chimica che studia i composti del carbonio, incluse le molecole che formano la vita, come carboidrati, proteine, lipidi e acidi nucleici. Formule Chimiche→ 1.Formula Molecolare: Indica il tipo e il numero di atomi in una molecola (es. C3H8 per il propano). 2.Formula di Struttura: Mostra come gli atomi sono collegati tra loro. 3.Isomeri Strutturali: Molecole con la stessa formula molecolare ma diversa disposizione degli atomi. Es.: n-butano e metilpropano. Tipi di Catene→ Catene Lineari: Atomi disposti in fila. Catene Ramificate: Presentano ramificazioni laterali. Catene Cicliche: Strutture chiuse ad anello. Classificazione delle Catene 1.Catene Sature: Solo legami singoli (es. alcani). 2.Catene Insature: Presenza di doppi o tripli legami (es. alcheni e alchini). IDROCARBURI Definizione: Composti organici costituiti solo da carbonio e idrogeno, si possono classificare in base alla struttura e ai legami presenti tra gli atomi. Classificazione: Aromatici: Struttura ad anello, come il benzene. Sono Monociclici o Policiclici. Alifatici: Strutture aperte: -Alcani: Legami singoli (es. metano). -Alcheni: Legami doppi (es. etene). -Alchini: Legami tripli (es. etino). Legame e Configurazioni Molecolari→ Ibridazione del Carbonio Descrizione: Il carbonio può formare diversi tipi di legami grazie allʼibridazione dei suoi orbitali, dando origine a varie geometrie molecolari. Configurazioni Isomeriche Configurazione Cis: Due gruppi sullo stesso lato del doppio legame. Configurazione Trans: Due gruppi su lati opposti del doppio legame. Legame Peptidico Descrizione: Un legame che unisce gli amminoacidi nelle proteine. Si forma tra il gruppo amminico di un amminoacido e il gruppo carbossilico di un altro. IDROCARBURI AROMATICI→ Ammine→ Contengono il gruppo -NH2. Possono comportarsi come basi, cedendo il loro doppietto elettronico e accettando Benzene (C6H6): È il composto più semplice degli protoni. Le ammine si trovano spesso negli amminoacidi, le unità idrocarburi aromatici, caratterizzato da una struttura ad base delle proteine. anello con sei atomi di carbonio e sei di idrogeno. Gli elettroni del benzene sono delocalizzati sullʼanello, -Domanda dʼesame: Che cosa significa idrocarburo?- conferendo stabilità e particolari proprietà chimiche. Composto binario (due elementi) e sono Carbonio e Idrogeno Derivati degli Idrocarburi: si ottengono mediante sostituzione di uno o più atomi di idrogeno con un atomo o gruppi di atomi MACROMOLECOLE DI INTERESSE BIOLOGICO definiti gruppi funzionali. Es: Cellule e Funzioni Cellulari: Le cellule contengono Composti Eterociclici: sono composti aromatici o alifatici macromolecole che partecipano a diverse funzioni vitali. Questi con una struttura ciclica e includono almeno un atomo o più comparti sono specializzati per svolgere reazioni specifiche e diverso dal carbonio nellʼanello (come azoto, ossigeno o simultanee. zolfo). Ad esempio: Elementi Base: Carbonio, idrogeno, ossigeno e azoto sono Azoto: Elemento importante per i composti eterociclici, come elementi chiave. la purina (due anelli) e la pirimidina (un anello), che costituiscono la base strutturale di acidi nucleici come Acqua come Solvente: Lʼacqua è il principale solvente DNA e RNA. cellulare, è un dipolo capace di formare legami a idrogeno, fondamentale per sciogliere composti idrofili. Alcoli→ Gli alcoli sono composti organici con il gruppo Composti Idrofili: Sono composti polari che si dissolvono in ossidrile (-OH) legato a un carbonio. Il gruppo -OH rende gli acqua. alcoli polari e capaci di formare legami a idrogeno. Composti Idrofobi: Non si dissolvono in acqua. -Esempio: Glicerolo: Composto da tre gruppi -OH, è altamente polare e forma legami a idrogeno sia con altre molecole Composti Anfipatici: Presentano sia parti idrofile che di glicerolo che con acqua o altri solventi polari, rendendo idrofobe, consentendo la formazione di strutture questi composti idrosolubili. specifiche, come le membrane cellulari. Solubilità degli Alcoli: Gli alcoli sono solubili in acqua, grazie ai legami a idrogeno che il gruppo -OH può formare. CARBOIDRATI Tuttavia, la solubilità diminuisce allʼaumentare della Classificazione: lunghezza della catena idrocarburica. -In base al gruppo funzionale: Aldosi (contengono un gruppo Tioli→ Contengono il gruppo funzionale -SH (sulfidrile). Un aldeidico) o chetosi (contengono un gruppo chetonico). esempio biologico importante è la cisteina, un amminoacido -In base al numero di atomi di carbonio: Triosi (3 C), tetrosi (4 che può formare ponti disolfuro (legami covalenti tra due C), pentosi (5 C), esosi (6 C). atomi di zolfo) che stabilizzano la struttura delle proteine. -In base alla struttura: Monosaccaridi (unʼunità di zucchero), oligosaccaridi (2-10 unità), polisaccaridi (più di 10 unità). Aldeidi e Chetoni→ Questi composti contengono il gruppo carbonile (-C=O): Funzioni: Aldeidi: Il gruppo carbonile si trova allʼestremità della -Energetica: Glicogeno negli animali e amido nei vegetali. molecola. R-CHO dove R rappresenta un gruppo alchilico. -Strutturale: La cellulosa nei vegetali. Chetoni: Il gruppo carbonile è legato a due gruppi alchilici. La formula generale è R-CO-Rʼ Monosaccaridi→ Sono zuccheri semplici come glucosio e fruttosio. Possono ciclizzare grazie alla reazione tra il gruppo Acidi Carbossilici→ Contengono il gruppo funzionale aldeidico o chetonico e uno dei gruppi -OH. Definiti -COOH, che unisce una funzione acida e una funzione chimicamente come poliidrossialdeidi o pliidrossichetoni. ossidrilica. Gli acidi carbossilici possono formare legami a Isomeria: Esistono in due forme, come enantiomeri D e L. idrogeno sia con altre molecole di acidi carbossilici che con Nei monosaccaridi, lʼisomeria più importante è la molecole di acqua, rendendoli solubili. stereoisomeria. Questo tipo di isomeria si verifica quando gli atomi sono disposti diversamente attorno a un carbonio Eteri→ Gli eteri hanno due gruppi alchilici legati a un chirale. Un carbonio è “chirale” se è legato a quattro gruppi ossigeno centrale (R-O-Rʼ). Sono generalmente meno reattivi e diversi. La diversa disposizione degli atomi attorno al solubili in acqua rispetto agli alcoli e vengono utilizzati spesso carbonio chirale dà origine a due possibili forme: come solventi. -Enantiomeri: Sono isomeri speculari non sovrapponibili. Amido: sistema di deposito energetico del modo vegetale Pensa alle tue mani: sono speculari ma non possono Glicogeno: sistema di deposito energetico del mondo sovrapporsi perfettamente. Gli enantiomeri di un animale monosaccaride sono chiamati D- e L-. D-isomero (come il D-glucosio): In questa forma, il gruppo -OH (ossidrile) del carbonio chirale più lontano dal gruppo carbonilico è orientato a destra. L-isomero (come il L-glucosio): Qui, lo stesso gruppo -OH è orientato a sinistra. Esempio: Glucosio→ Il glucosio è un esempio di monosaccaride che esiste in due forme enantiomeriche, D-glucosio e L-glucosio. Entrambi hanno la stessa formula chimica (C6H12O6), ma la disposizione del gruppo -OH sul carbonio chirale più lontano dal gruppo carbonilico è diversa. Epimeri: due molecole vengono definite epimeri quando hanno più centri chirali (atomi di carbonio asimmetrici), ma si differenziano nella configurazione spaziale attorno a uno solo di questi centri. Chirali e Ciclici: Quando si parla di isomeria nei monosaccaridi, è utile ricordare che essi possono esistere in una forma lineare e in una forma ciclica, es: nelle soluzioni acquose gli zuccheri a 5 o 6 atomi di carbonio sono presenti sotto forma di molecole cicliche che si formano in seguito a una reazione intramolecolare. Durante la ciclizzazione, il gruppo aldeidico (o chetonico) del monosaccaride reagisce con uno dei gruppi -OH, formando un anello e generando un nuovo tipo di isomeria chiamata anomeria. Questo porta a due nuove forme: Alfa (α): Il gruppo -OH del carbonio anomerico è in basso (nella rappresentazione di Haworth). Beta (β): Il gruppo -OH del carbonio anomerico è in alto. Quindi, lʼisomeria nei monosaccaridi può assumere varie forme a seconda della struttura e della disposizione degli atomi, influenzando fortemente la loro funzione biologica. Disaccaridi→ Composti da due unità monosaccaridiche collegate da un legame glicosidico. Si ottengono per formazione di un legame covalente fra il gruppo ossidrilico e uno dei gruppi alcolici. Esempio: lattosio (glucosio + galattosio). Polissaccaridi→ Omopolisaccaridi: Composti da un unico tipo di monosaccaride (es. amido). Eteropolisaccaridi: Composti da diversi tipi di monosaccaridi. Hanno due funzioni: 1.Principale forma di immagazzinamento 2.Rivestimento, sostegno o collegamento delle cellule in organi e tessuti. Es mondo vegetale la cellulosa (sostegno).