Chimica e Propedeutica Biochimica Slides PDF (2023-2024)

CHIMICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA Libro delle slide aggiornato A.A. 2023-2024 Lamberti  1 Struttura atomica Elettronegatività...

CHIMICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA Libro delle slide aggiornato A.A. 2023-2024 Lamberti  1 Struttura atomica Elettronegatività 2 Struttura dell’atomo La materia è tutto ciò che ha una massa e occupa spazio quindi ha un volume. E’ formata da elementi chimici e composti. Gli elementi sono sostanze che non possono essere ulteriormente decomposte e sono costituiti da atomi. L’atomo è la più piccola particella di un elemento che non subisce alterazioni nelle trasformazioni chimiche, e quindi conserva le proprietà dell’elemento Gli atomi sono formati da tre diverse particelle sub-atomiche: - protoni (con carica positiva unitaria) - neutroni (privi di carica) } nucleoni - elettroni (con carica negativa unitaria) Tiziana Bellini, Chimica medica e propedeutica biochimica, Zanichelli editore 2017 3 4 Il modello prevede che neutroni e protoni, di massa maggiore, si trovano in un nucleo molto piccolo che quindi contiene le cariche positive e tutta la massa dell’atomo. Gli elettroni, che hanno massa molto più piccola di neutroni e protoni, circondano il nucleo e occupano la maggior parte del volume. Le proprietà chimiche degli elementi dipendono essenzialmente dagli elettroni.  5 Massa delle particelle sub-atomiche: - protone: 1,67 10-24 g - neutrone: 1,67 10-24 g - elettrone: 9,1 10-28 g Gli elettroni sono circa 2000 volte più leggeri di protoni e neutroni Pertanto la massa dell’atomo è praticamente concentrata tutta nel nucleo dell’atomo (contenente protoni e neutroni) Nell’atomo inoltre ci sono enormi spazi vuoti perché il volume dell’atomo è 1000 miliardi di volte più grande di quello del nucleo (dove c’è la massa dell’atomo) Quindi gli elettroni (più leggeri ed anche più piccoli) hanno grande libertà di movimento in enormi spazi vuoti Per comprendere le proprietà chimiche degli elementi è necessario studiare gli spazi in cui si muovono i suoi elettroni 6 Ogni elemento è caratterizzato da un proprio simbolo (H per idrogeno, O per ossigeno) e da un numero atomico (Z) fisso Il numero atomico è il numero di protoni posseduto da ogni atomo dell’elemento Poiché gli atomi dei diversi elementi sono privi di carica, negli atomi c’è sempre un ugual numero di protoni ed elettroni, Pertanto il numero atomico è anche il numero di elettroni Invece atomi dello stesso elemento possono contenere un diverso numero di neutroni  7 La somma di protoni e neutroni costituisce il numero di massa (A) Gli atomi di un elemento sono quindi caratterizzati da un numero atomico (Z) e da numero di massa (A) e sono indicati come nuclidi Esempi di nuclidi: A 1 A 12 A 37 1 H 6C 17Cl Z Z Z 1 protone 0 neutroni }massa 1 6 protoni 6 neutroni} massa 12 17 protoni 20 neutroni }massa 37 1 elettrone 6 elettroni 17 elettroni 8  9 Isotopi: nuclidi dello stesso elemento caratterizzati dallo stesso numero atomico, ma da un diverso numero di massa Esempi di isotopi: A 12 A 13 A 14 6C 6C 6C Z Z Z Isotopi dell idrogeno (Z = 1) 1 2 3 1H 1D 1T Deuterio (A = 2) tritio (A = 3) Idrogeno (A = 1) (un neutrone) (due neutroni) 10  11 Orbitali Orbitale atomico: regione dello spazio attorno al nucleo dell’atomo in cui si ha la massima probabilità (95%) di trovare un elettrone con una certa energia (non è possibile conoscere con certezza la posizione ed i movimenti di un elettrone) Ogni orbitale atomico ha il proprio centro di simmetria nel nucleo Gli orbitali atomici differiscono per contenuto energetico, forma, orientazione nello spazio Per caratterizzare un orbitale atomico occorre conoscere i numeri quantici Numeri quantici: parametri numerici che risolvono un’equazione che descrive il moto degli elettroni attorno al nucleo Ci sono 4 numeri quantici (i primi tre descrivono parametri dell’orbitale; l’ultimo è specifico dell’elettrone) 12 Il significato dei numeri quantici è il seguente: - n: numero quantico principale (energia e dimensione dell’orbitale) - l: numero quantico secondario (forma dell’orbitale) - m: numero quantico magnetico (orientazione dell’orbitale) - s: numero quantico di spin (senso di rotazione dell’elettrone) Numeri quantici N. Quantico Definizione Valori n Contenuto energetico Interi (principale) dell’orbitale (1 → 7) l Forma Dipendente da n (secondario) dell’orbitale (0 → n – 1) m Orientazione Dipendente da l (magnetico) dell’orbitale (– l → + l) s Senso di rotazione + 1/2 (orario) (spin) dell’elettrone – 1/2 (antiorario)  13 14 Energia, forma e numerosità degli orbitali Anche se potenzialmente infiniti, i massimi valori di n ed l sperimentalmente ritrovati negli atomi in natura sono: - massimo valore di n = 7 - massimo valore di l = 3 All’aumentare del valore di n cresce il contenuto energetico dell’orbitale; quindi gli orbitali con n = 1 hanno energia inferiore a quelli con n = 2 e così via fino ad n = 7 Oltre all’energia, gli orbitali atomici assumono forme diverse a seconda del valore del numero quantico secondario l (da 0 a n-1) - Per n=1 l = 0; orbitale s (forma sferica) - Per n=2 l = 0 e 1; 2 valori di l, 2 sottostrati, orbitale s e p (forme elicoidali) - l = 2; orbitale d (forme a quadrifoglio o più complesse) - l = 3; orbitale f (altre forme ancora più complesse)  15 Inoltre, il numero di orbitali atomici aventi la stessa forma dipende dal numero quantico magnetico m; in particolare, indipendentemente dal numero quantico principale, ci sono: - 1 orbitale s, perché l = 0 ⇒ m = 0 - 3 orbitali p, perché l = 1 ⇒ m = –1; 0; +1 - 5 orbitali d, perché l = 2 ⇒ m = –2; –1; 0; +1; +2 - 7 orbitali f, perché l = 3 ⇒ m = –3; –2; –1; 0; +1; +2; +3 Infine esiste una relazione che consente di stabilire con quali valori di n è possibile avere le quattro diverse forme di orbitali: - forma s; possibile se n ≥ 1 - forma p; possibile se n ≥ 2 - forma d; possibile se n ≥ 3 - forma f; possibile se n ≥ 4 16 Numero quantico Orbitale n l m Tipo Nome Numero 1 0 0 s 1s 1 2 0 0 s 2s 1 2 1 -1, 0, +1 p 2p 3 3 0 0 s 3s 1 3 1 -1, 0, +1 p 3p 3 3 2 -2, -1, 0, +1, +2 d 3d 5 4 0 0 s 4s 1 4 1 -1, 0, +1 p 4p 3 4 2 -2, -1, 0, +1, +2 d 4d 5 4 3 -3,-2, -1, 0, +1, +2, f 4f 7 +3  17 Forme degli orbitali (1) L’unico orbitale s l = 0; orbitale s Impossibile visualizzare l'immagine. La memoria del computer potrebbe essere insu!ciente per aprire l'immagine oppure l'immagine potrebbe essere danneggiata. Riavviare il computer e aprire di nuovo il file. Se viene visualizzata di nuovo la x rossa, potrebbe essere necessario eliminare l'immagine e inserirla di nuovo. I tre orbitali p l = 1; orbitali p 18 Forme degli orbitali (2) 3 orbitali 3 orbitali 1 orbitale I cinque orbitali d I sette orbitali f l = 2; orbitali d l = 3; orbitali f  19 Energia degli orbitali Gli orbitali sono identificati con una sigla composta da un numero (1, 2, 3,…) riferito al numero quantico principale n, seguito da lettera (s, p, d, f) riferita alla forma dell’orbitale: - orbitale 1s; n = 1; l = 0 - orbitale 3s; n = 3; l = 0 - orbitale 2p; n = 2; l = 1 - orbitale 3p; n = 3; l = 1 - orbitale 3d; n = 3; l = 2 - orbitale 4f; n = 4; l = 3 Il maggior contributo all’energia dell’orbitale è dato dal numero quantico principale n e, nell’ambito della stessa forma, l’ordine decrescente di energia degli orbitali è: - 7s > 6s > 5s > 4s > 3s > 2s > 1s - 5p > 4p > 3p > 2p - 4d > 3d 20 In particolare, se aumenta n, crescono le dimensioni degli orbitali (ma non la forma), perché aumenta l’energia Ma anche la forma degli orbitali contribuisce alla loro energia; infatti orbitali con identico valore di n ma con diverso valore di l si trovano a livelli energetici diversi: - 2p > 2s - 3d > 3p > 3s D’altra parte, orbitali con gli stessi valori dei numeri quantici n ed l, ma con diverso valore di m sono tra loro isoenergetici: - 2px = 2py = 2pz - 3dxy = 3dyz = 3dxz = 3dx2 – y2 = 3dz2  21 Riempimento degli orbitali Principio di esclusione di PAULI: in un atomo non possono essere presenti due elettroni con la stessa sequenza dei quattro numeri quantici (n, l, m e s) Quindi è possibile sistemare al massimo due elettroni con spin antiparallelo in uno stesso orbitale Altre regole di riempimento degli orbitali: - sistemare gli elettroni cominciando ad occupare gli orbitali a minor contenuto energetico (scala energetica degli orbitali) - Regola di HUND (o della massima molteplicità): se ci sono orbitali isoenergetici, gli elettroni si dispongono occupando il maggior numero di orbitali isoenergetici con spin parallelo 22  23 Scala energetica degli orbitali Il livello energetico con n = 1 contiene un solo orbitale (1s) Il livello energetico con n = 2 è diviso in due sottolivelli e contiene due tipi di orbitale (2s, 2p) Con n = 3 ci sono tre sottolivelli e tre tipi di orbitale (3s, 3p, 3d) Con n = 4 ci sono quattro sottolivelli e quattro tipi di orbitale (4s, 4p, 4d, 4f) Ci sono inversioni nell’ordine di riempimento degli orbitali (esempio: 4s prima del 3d) E quindi la scala energetica degli orbitali è la seguente: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < ….. 24  25 Grafico della scala energetica degli orbitali Notare che c’è sempre: - 1 orbitale di tipo s - 3 orbitali di tipo p - 5 orbitali di tipo d - 7 orbitali di tipo f 26  27 Configurazione elettronica La configurazione elettronica di un elemento indica il tipo di orbitali ed il numero di elettroni contenuto in ciascuno di essi In essa sono indicati tutti gli orbitali contenenti elettroni, scritti secondo l’ordine di riempimento (scala energetica) Per ciascun orbitale della configurazione elettronica il numero davanti alla lettera indica il valore di n, la lettera il tipo (forma) di orbitale, l’esponente il numero di elettroni contenuti in quell’orbitale Numero quantico Numero di elettroni principale n nell’orbitale 1s 2 Simbolo dell’orbitale (corrisponde al numero secondario l) 28 Ogni elemento possiede una propria configurazione elettronica, che è diversa da quella degli altri elementi Esempi C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Rb (Z = 37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Configurazione elettronica esterna Con la configurazione elettronica esterna si indicano invece solo gli orbitali del livello energetico più esterno Esempi C: 2s2 2p2 Cl: 3s2 3p5 Fe: 4s2 3d6 Rb: 5s1  29 Configurazione elettronica dei primi 10 elementi Z=1 H Z=5 B Z=8 O Z=2 He Z=3 Li Z=6 C Z=9 F Z=4 Be Z=7 N Z = 10 Ne 30 Tavola periodica degli elementi Tutti gli elementi sono raggruppati nella tavola periodica degli elementi (tavola di Mendeleev), ordinati secondo il numero atomico crescente Nella tavola si distinguono righe orizzontali (periodi) e colonne verticali (gruppi); inoltre ci sono buchi ed inserzioni, derivanti dalla necessità di raggruppare elementi con proprietà chimico-fisiche simili Periodi: sono 7 e corrispondono al massimo valore del numero quantico principale n; ogni periodo contiene gli elementi che riempiono orbitali con n = periodo Esempi C (Z = 6; 1s2 2s2 2p2), elemento del 2° periodo Cl (Z = 17; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5), elemento del 3° periodo Fe (Z = 26; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6), elemento del 4° periodo Rb (Z = 37; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1), elemento 5° periodo  31 Gruppi: contengono gli elementi con configurazione elettronica esterna simile; ad esempio i gruppi da 1A ad 8A raggruppano elementi con lo stesso numero di elettroni nel livello energetico più esterno Esempi Gruppo 1A, costituito da H (1s1), Li (2s1), Na (3s1), K (4s1), Rb (5s1), Cs (6s1) e Fr (7s1); Gruppo 2A, costituito da Be (2s2), Mg (3s2), Ca (4s2), Sr (5s2), Ba (6s2) e Ra (7s2); Gruppo 6A, costituito da O (2s2 2p4), S (3s2 3p4), Se (4s2 4p4), Te (5s2 5p4) e Po (6s2 6p4) Il gruppo 8A è quello dei gas nobili (conf. elettr. ext. = s2 p6), così chiamati perché non danno reazioni chimiche 32 Buchi: il grosso buco di 16 caselle nel 1° periodo è dovuto all’assenza di orbitali p (6 elettroni) e d (10 elettroni); i buchi di 10 caselle nel 2° e 3° periodo sono dovuti all’assenza di orbitali d, che iniziano a riempirsi solo a partire dal 4° periodo  33 Elementi di transizione: compaiono dal 4° periodo (10 per periodo) perché con essi si riempiono gli orbitali di tipo d Inserzioni: sono sistemate in basso alla tavola e sono d o v u t e a l riempimento degli Lantanidi ed Attinidi: orbitali di tipo f (14 sono gli elementi delle elettroni) inserzioni (14 per ogni serie di elementi) 34 Tavola periodica degli elementi  35 Principali proprietà degli elementi Nella tavola periodica degli elementi è possibile distinguere elementi con caratteristiche differenti, separati da una linea obliqua: - metalli (a sinistra rispetto alla linea obliqua); - non metalli (a destra rispetto alla linea obliqua); - semi-metalli (sulla linea obliqua) La maggior parte degli elementi possiede proprietà metalliche ed ha consistenza solida (tranne Hg) I non metalli sono rappresentati da un numero più ridotto di elementi, ma svolgono ruoli cruciali per la vita; alcuni sono solidi, altri liquidi ed altri gassosi I semi-metalli sono pochi ed alcuni di essi hanno proprietà interessanti per la loro caratteristica di semi-conduttori 36  37 Principali caratteristiche di metalli e non metalli Metalli Non metalli Solidi (tranne Hg) Solidi, liquidi o gassosi Malleabili, duttili, lucenti Non malleabili, non duttili, non lucenti Buoni conduttori di elettricità e Cattivi conduttori di elettricità e calore calore Tendono a cedere elettroni Tendono ad acquistare elettroni Reagiscono con acidi Non reagiscono con acidi Formano cationi Formano anioni Formano ossidi basici Formano anidridi (ossidi acidi) 38 39 40 41 42 43 44  45 Proprietà atomiche e periodiche Dimensione degli atomi Per gli elementi dei gruppi principali, i raggi atomici aumentano scendendo all’interno di un gruppo nella tavola periodica e diminuiscono lungo il periodo. 46 Energia di ionizzazione E’ l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo in fase gassosa. Questa aumenta muovendosi lungo un periodo e diminuisce scendendo all’interno di un gruppo. Energia di ionizzazione e raggio atomico sono inversamente correlati tra loro. Affinità elettronica E’ l’ energia che si libera quando un atomo in fase gassosa acquista un elettrone. L’andamento periodico dell’affinità elettronica è strettamente correlato a quello dell’energia di ionizzazione.  47 Elettronegatività Misura la tendenza di un atomo ad attirare su di sé gli elettroni di legame L’elettronegatività tiene conto dei valori del potenziale di ionizzazione e di affinità elettronica Si misura in valori arbitrari e può essere espressa solo per gli elementi che formano legami chimici (non per i gas nobili) E’ indispensabile conoscere i valori di elettronegatività degli elementi più comuni Esempi F: 4.0 O: 3.5 N: 3.0 Cl: 3.0 C: 2.5 S: 2.5 P: 2.1 H: 2.1 E’ necessario sapere almeno le differenze di elettronegatività tra due atomi impegnati in un legame chimico L’elettronegatività aumenta lungo un periodo e decresce lungo un gruppo 48 Tabella dei valori di elettronegatività Come atteso non ci sono i valori di elettronegatività per i gas nobili  1 2 Radioattività Gli isotopi instabili di alcuni elementi vanno incontro a variazioni nel nucleo dell’atomo: il loro nucleo instabile si trasforma in quello di un altro atomo più stabile Questa reazione può essere accompagnata da emissione di radioattività, sotto forma di particelle e/o energia e gli isotopi che la emettono sono chiamati radioisotopi Nelle reazioni nucleari si ha emissione di grandi quantità di energia (ΔE), correlata ad una variazione di massa nel nucleo (Δm) ΔE = Δm c2 Quali sono gli isotopi instabili? Quali sono le particelle e le energie emesse?  3 L instabilità dei radioisotopi dipende dal rapporto neutroni/ protoni (N/Z) nel nucleo. Gli isotopi stabili si trovano all’interno di uno stretto intervallo detto banda di stabilità. Il rapporto N/Z ≈ 1 Man mano che aumenta la massa dell atomo, la banda degli isotopi stabili devia dalla retta N=Z. Il nucleo di un isotopo instabile si trasforma in quello di un altro atomo più stabile mediante il decadimento radiattivo (cambia N/Z per rientrare nella fascia di stabilità) 4 Elementi stabili: l’isotopo principale Radioattivi naturali: elementi Radioattivi artificiali: ottenuti in è stabile, ma hanno uno o più isotopi presenti in natura ma instabili, con Z laboratorio radioattivi elevato  5 Radioattività naturale Esistono diversi tipi di radioattività naturale, connesse alla emissione di vari tipi di particelle a) Emissione di particelle α (nuclei di He) Esempio: 238U → 234Th + 4He++ 92 90 2 particella α In questo isotopo instabile dell’Uranio varia N (146 → 144) e Z (92 → 90) e quindi anche A (238 → 234) Le particelle α hanno scarso potere penetrante e quindi non sono molto pericolose per esposizione Esse però hanno un elevato potere ionizzante nei confronti di altri atomi 6 ++  7 Decadimento beta Una particella β ha una massa pari a quella dell’elettrone e può avere: -carica negativa unitaria (β- o elettrone nucleare) -carica positiva unitaria (β+ o positrone) Emissione di particelle β– Avviene quando il nucleo è instabile per un eccesso di neutroni In questo caso un neutrone si trasforma in un protone ed un elettrone Esempio: 14C → 14N + β– 6 7 In questo isotopo instabile del Carbonio aumenta Z (6 → 7), diminuisce N (8 → 7), ma non varia A 8  9 Emissione di particelle β+ (positroni) Avviene quando il nucleo è instabile per un eccesso di protoni In pratica un protone si trasforma in un neutrone emettendo la particella β+ (simile all’elettrone come massa, ma con carica positiva) Esempio: 11C → 11B + β+ 6 5 In questo isotopo instabile del Carbonio diminuisce Z (6 → 5), aumenta N (5 → 6), ma non varia A Entrambe le particelle β (β+ e β–) hanno maggiore potere penetrante rispetto alle particelle α, e sono pericolose solo per contatto 10  11 d) Emissione di radiazioni γ (solo radiazione, niente massa) Sono una forma di radiazione elettromagnetica come i raggi X, ma possiedono una energia ancora maggiore Sono emesse da nuclei di atomi quando questi si trovano in uno stato eccitato Esempio: stato eccitato X* → X + γ dell’atomo X I raggi γ sono dotati di elevato potere penetrante e pertanto sono molto dannosi Queste reazioni con cattura di un neutrone ed emissione di raggi γ sono chiamate reazioni (n, γ) e sono all’origine di molti radioisotopi utilizzati in chimica e medicina. 12 L’emissione di raggi X deriva invece da un riarrangiamento degli elettroni dagli orbitali esterni (ad alta energia) verso gli orbitali interni (a bassa energia), quindi NON da transizioni nucleari. L’unica differenza tra raggi γ e X è quindi la loro origine: -i raggi γ sono prodotti in seguito a riequilibri del nucleo -i raggi X originano da riequilibri energetici degli orbitali elettronici esterni al nucleo 13 14  15 Decadimento radioattivo 1– Massa Kg 0,5– Tempo di dimezzamento 0– Tempo Si definisce emivita o tempo di dimezzamento il tempo che deve trascorrere affinché la metà dei nuclei vada incontro a decadimento. Ogni isotopo radioattivo possiede un suo specifico tempo di dimezzamento o emivita. 3H: 12 anni 14C: 5730 anni 32P: 14 giorni 16  17 Interazione radiazione materia Le radiazioni ionizzanti sono chiamate così per la loro capacità di ionizzare gli atomi della materia con cui interagiscono. Il comportamento chimico di uno ione è diverso rispetto a quello di un atomo neutro e questo altera il materiale di cui l’atomo ionizzato fa parte. Il fenomeno della ionizzazione rappresenta la causa degli effetti biologici che le radiazioni hanno. L’energia ceduta ai tessuti rompe i legami chimici delle molecole biologiche e genera composti altamente reattivi che, a loro volta, danneggiano altre molecole, provocando un danno biologico. A seconda che le radiazioni siano cariche o neutre, distinguiamo: -radiazioni direttamente ionizzanti, radiazioni α e β -radiazioni indirettamente ionizzanti, raggi γ e X  Azione diretta e indiretta Azione indiretta: il danno è prodotto dai radicali liberi dovuti dalla ionizzazione delle molecole d’acqua che costituiscono circa il 60-65% del corpo umano. Azione diretta: la radiazione crea ionizzazione negli atomi che costituiscono le macromolecole vitali, quindi la cellula viene danneggiata direttamente dalla radiazione. 20 E’ necessario conoscere le più comuni unità di misura della radioattività Curie (Ci): 3,7 1010 dps (disintegrazioni al secondo) Bequerel (Bq): 1 dps Roentgen (R): Intensità di raggi X o γ che provoca 2 109 coppie ioniche in 1 ml di aria (molto usata negli studi radiografici) Gli effetti dannosi delle radiazioni dipendono da: - quantità di radiazione assorbita - tipo di radiazione La grandezza fondamentale per quantificare il danno biologico è la dose assorbita, definita come l'energia assorbita per unità di massa e misurata in Gray nel SI. 1 Gy corrisponde all’energia di 1 J assorbita da 1 kg di materia Uso delle radiazioni in medicina: radiodiagnostica e radioterapia La radiodiagnostica va dalla comune radiografia ai raggi X e la tomografia computerizzata (TC), alla PET (Positron Emission Tomography, alla SPECT (Single Photon Emission Computed Tomography), alla scintigrafia con impiego di traccianti radioattivi. La radioterapia sfrutta la capacità delle radiazioni di distruggere i tessuti patologici, ed è ampiamente utilizzata soprattutto per la cura del cancro.  Radioterapia Le radiazioni ionizzanti hanno due tipi di selettività che ne spiegano l’impiego per la cura dei tumori. Grazie alla selettività biologica e spaziale, l’effetto delle radiazioni si concentra sulle cellule tumorali, con risparmio dei tessuti sani circostanti. Selettività biologica: le cellule tumorali sono in grado di riparare il danno da radiazione in misura minore rispetto alle cellule sane. Selettività spaziale: la dose di radiazione viene depositata in modo selettivo a livello del tumore con relativo risparmio dei tessuti circostanti grazie alle tecniche di imaging che individuano il tumore Può essere effettuata con sorgenti esterne di radiazioni o con somministrazione di radiofarmaci solubili. 24  C.I. Chimica e Propedeutica Biochimica Seminario clinico Impiego dei radioisotopi in medicina Prof. Silvana Del Vecchio Dipartimento di Scienze Biomediche Avanzate MEDICINA NUCLEARE Proteine o peptidi Anticorpi Substrati metabolici Ormoni Ligandi recettoriali Radionuclide Vettore Segnale Molecola bioattiva che entra in Irradiazione processi biologici o vie biochimiche o si lega specificamente ad altre molecole nell’organismo e veicola il radionuclide al bersaglio  Procedure di Medicina Nucleare Diagnostiche: attraverso la somministrazione, la biodistribuzione, l’accumulo e l’escrezione di traccianti radioattivi si studiano la funzione e i processi biologici di un organo o tessuto Terapeutiche: attraverso la veicolazione selettiva della radioattività si realizza un effetto terapeutico mirato in organi e tessuti La caratteristica fondamentale di un atomo è il NUMERO ATOMICO o Z Z= numero di protoni N= numero di neutroni A= numero di massa atomica = somma di Z e N  Definizione di nuclide Ogni nucleo con i suoi elettroni orbitali (cioè un atomo) è un NUCLIDE A Z XN X e’ il simbolo dell’elemento Poiché, stabilito l’elemento, Z è noto ed N=A-Z AX o X-A sono forme accettate. 131I o I-131 Famiglie di nuclidi Nuclidi con caratteristiche simili sono raggruppati in famiglie nucleari. Isotopi: nuclidi con eguale Z Isobari: nuclidi con eguale A Isotoni: nuclidi con eguale N Isomeri: nuclidi con eguali caratteristiche, ma diverso stato energetico  Stabilita’ del nucleo La maggior parte dei nuclei è stabile in natura ed ha alta energia di legame per nucleone. Esistono alcuni nuclei con energie di legame per nucleone più basse e che non sono stabili. Questi nuclei si trasformano spontaneamente e in modo random verso forme più stabili. Queste trasformazioni possono risultare in emissione di particelle o di fotoni dal nucleo. Decadimento radioattivo Il processo di trasformazione di un nucleo instabile (padre) in un nucleo stabile (figlio) con emissione di particelle (alfa o beta) o fotoni gamma è denominato decadimento radioattivo Questo processo NON è influenzato da temperatura, pressione o combinazioni chimiche  Schemi di Decadimento Genitore Z ridotto Z invariato Z aumentato Figlio Modalità di decadimento Decadimento  Decadimento  Decadimento  Transizione isomerica Emissioni dai Processi di Decadimento Nome Simbolo Carica Massa (gm) Alfa  +2 6.6394x10-24 Beta  -1 0.9108x10-27 Positrone  +1 0.9108x10-27 Neutrino   Gamma     Procedure diagnostiche e terapeutiche Radionuclidi che decadono con emissione di fotoni gamma vengono utilizzati prevalentemente per la diagnosi (alta penetrazione nei tessuti dell’organismo) Radionuclidi che decadono con emissioni di particelle beta ed alfa hanno applicazioni terapeutiche (alto traferimento di energia) Medicina Nucleare Equazioni di Decadimento Per ogni radionuclide non è possibile predire quali atomi andranno incontro al processo di decadimento, ma è possibile calcolare il rate di decadimento, cioè la frazione di atomi che andranno incontro a decadimento per unità di tempo. R= N/ t = A (attività) N/ t = -  Dove  è la costante di decadimento (unità di misura 1/t).  Equazioni di Decadimento Il numero N di atomi che devono ancora decadere al tempo t è: Nt= N0e-t Altre forme per questa equazione sono At= A0e-t Rt= R0e-t Costante di decadimento  La costante di decadimento è la frazione di atomi di un radionuclide che decade per unità di tempo. Ha un valore caratteristico per ciascun radionuclide percentuale di atomi che decadono ogni secondo (sec -1 )  Emivita fisica E’ il tempo necessario affinchè l’attività iniziale si riduca del 50% Emivita fisica L’emivita fisica in genere si indica con T1/2 L’emivita fisica T1/2 e la costante di decadimento  sono correlate dalla equazione del decadimento At= A0e-t At =A0/2 1/2 = e- Ln2 = T1/2  Emivita Fisica T1/2 e costante di decadimento  0.693 = T1/2 T1/2 = 0.693/ = 0.693/ T1/2 At= A0e-0.693 t/ T1/2 Conoscendo T1/2 possiamo conoscere  Conoscendo  possiamo conoscere T1/2 Emivita biologica E’ il tempo richiesto per eliminare dal corpo metà della dose di una qualunque sostanza attraverso un regolare processo di eliminazione Per una determinata sostanza questo tempo è uguale sia che si tratti della sostanza stabile che del suo omologo radioattivo purchè la sostanza radioattiva conservi le caratteristiche chimico- fisiche della sostanza stabile  Emivita effettiva Se introduciamo nell’organismo una sostanza radioattiva, essa scomparira’ dall’organismo sia per effetto del decadimento radioattivo (emivita fisica) sia per effetto dell’eliminazione biologica della sostanza (emivita biologica) eff = biol +  T1/2eff = (T1/2biol x T1/2) / (T1/2biol + T1/2) Produzione di radionuclidi Tutti i radionuclidi comunemente usati in medicina sono prodotti artificialmente La maggior parte sono prodotti mediante ciclotrone, reattore nucleare o generatori  Generatori di radionuclidi Il generatore è un sistema che produce continuamente un radionuclide attraverso il decadimento di un nucleo padre instabile. Il sistema è organizzato in maniera che il radionuclide figlio sia facilmente separabile dal nuclide padre Il 99m-tecnezio è il radionuclide più usato in medicina nucleare ed è ottenuto da un generatore per decadimento del 99-Molibdeno Normalmente il nuclide padre 99 molibdeno è adeso ad una colonna a scambio ionico mentre il nuclide figlio 99mTc può facilmente essere eluito da soluzione salina Ciclotrone Il ciclotrone è un acceleratore di particelle cariche. Le particelle accelerate bombardano nuclei stabili per renderli instabili e quindi radioattivi Campo elettrico: causa l’accelerazione delle particelle Campo Magnetico: determina la direzione delle particelle  Radionuclidi gamma emittenti Radionuclidi Emivita fisica Energia (KeV) 99mTecnezio 6 ore 140 123 Iodio 13.2 ore 159 131Iodio 8 gg 364 201Tallio 73 ore 69-81 Radionuclidi positrone emittenti Radionuclide Emivita Carbonio-11 20.4 min Azoto-13 9.96 min Ossigeno-15 2.07 min Fluoro-18 1.83 ore Rame-62 9.74 min Gallio-68 68.3 min Rubidio-81 1.25 min  Radionuclidi per uso diagnostico Gamma emittenti puri Gamma camera SPECT Positrone emittenti Tomografia ad Emissione di Positroni PET Radiofarmaco Composto costituito da un vettore (farmaco) e da un radionuclide impiegato a scopo diagnostico o terapeutico I radiofarmaci impiegati a scopo diagnostico sono detti anche traccianti, in quanto sono impiegati per tracciare processi fisiologici e patologici  Radiofarmaci Omogenei – Comportamento identico a quello di un normale costituente dell'organismo (131Iodio) Eterogenei – Hanno un comportamento simile ma non identico a quello di una sostanza normalmente presente nell'organismo (18F-Fluorodesossiglucosio) Indicatori – Non sono normali costituenti dell'organismo, ma permettono di tracciare processi fisiologici o patologici (funzione renale,perfusione miocardica, escrezione biliare) Processi che è possibile studiare con radiofarmaci Utilizzabili per studiare: Flusso Funzione di un organo Metabolismo Proliferazione Innervazione Infiammazione  Alcune molecole di interesse biologico Anticorpi Peptidi Ormoni Ligandi di recettori Analoghi del glucosio Aminoacidi Cationi lipofilici Radiofarmaci SPECT in cardiologia Traccianti di perfusione 201Tl-Cloruro 99mTc-Sestamibi 99mTc-Tetrafosmina Traccianti di apoptosi e necrosi 99mTc-annessina V Traccianti di metabolismo 123I-acidi grassi Traccianti per lo studio di innervazione simpatica 123I-MIBG  Radiofarmaci SPECT in neurologia Traccianti di perfusione Traccianti recettoriali 99mTc -HMPAO Trasportatore dopamina: [123I]b-CIT [123I]b-CIT-FP 99mTc [99mTc]TRODAT-1 -ECD Recettori dopamina D2: [123I]IBZM [123I]IBF [123I]epidepride Traccianti oncotropi Trasportatore serotonina: [123I]ADAM [123I]b-CIT 201Tl [123I]ZIENT -Cloruro Recettori GABA/ [123I]iomazenil 99mTc -Sestamibi benzodiazepine: 99mTc -Tetrafosmina Recettori muscarinici : [123I]IQNB 99m-Tecnezio Radionuclide di scelta per la Medicina Nucleare in vivo Emivita di 6 ore Prodotto a partire dal 99Mo Assenza di radiazioni corpuscolate Emissione  di 140 keV  Transizione isomerica 1376 keV 99 42Mo  920 keV   99m Tc 142 keV 43  140 keV   0 keV 99 43Tc Captazione tiroidea del 99mTc-pertecnetato 99mTc-pertecnetato entra nelle cellule follicolari tiroidee attraverso il NIS (sodio/iodio simporter) la captazione del 99mTc-pertecnetato aumenta entro i primi 15 minuti (afflusso > efflusso), raggiunge un plateau tra 15 e 30 minuti, per calare poi progressivamente dal 30° minuto in poi.  Radiofarmaci marcati con 99mTc I radiofarmaci che si marcano con 99mTc coprono il 85% delle indagini diagnostiche di medicina nucleare Proprietà di un tracciante di perfusione miocardica "ideale" Captazione correlata al flusso ematico miocardico Elevata frazione di estrazione miocardica Minima interferenza da organi e tessuti adiacenti Minima attenuazione da tessuti adiacenti Costante concentrazione miocardica del tracciante durante l’imaging  99mTc-MDP: studio dell’osso Il radiofarmaco iniettato e.v. viene adsorbito sui cristalli di idrossiapatite e si accumula soprattutto nelle aree ad aumentata attività osteoblastica cioè di aumentata deposizione di nuovo tessuto osseo Es: farmaci Idrossiapatite osteotropi Ca10 (PO4)6 (OH)2 Tc-99m difosfonati Scintigrafia polmonare perfusionale Meccanismo di localizzazione del radiofarmaco – Intrappolamento fisico di particelle più grandi dei capillari periferici – Il numero dei capillari embolizzati (1%) dipende dalle dimensioni e numero delle particelle 99mTc MAA – Distribuzione in funzione dell’anatomia vascolare polmonare – Emivita effettiva nei polmoni 3-4 ore – Eliminazione per fagocitosi e degradazione metabolica  Radiofarmaci per PET  18F-FluoroDeossiGlucosio  11C-acetato  11C-metionina  13N-ammonia  15O-acqua Radionuclidi Gamma-emittenti Positrone-emittenti 99mTc 18F 15O 111In 13N 123I 11C SPECT PET  Gamma camera Single-photon computed tomography Gamma Camera a doppia testa a geometria variabile Gamma camera SPECT a doppia testa  PET Decadimento  Annichilazione Configurazione ad anello completo I detettori sono disposti a formare un anello completo e più anelli sono giustapposti tra loro in modo da coprire un campo di vista assiale di circa 15 cm PET-CT Permette l’acquisizione di immagini morfologiche e immagini funzionali nonché la loro integrazione in immagini di fusione Principali applicazioni diagnostiche di radionuclidi Diagnosi e stadiazione di tumori Monitoraggio della terapia dei tumori Imaging cardiologico Imaging funzionale cerebrale Imaging di infiammazione ed infezione Radionuclidi per applicazioni terapeutiche Radionuclidi che decadono con emissioni di particelle beta ed alfa vengono sfruttati per terapia in quanto le radiazioni corpuscolate sono poco penetranti e hanno alto LET (linear energy transfer). Non permettono quindi di ottenere immagini ma producono ionizzazioni e danni letali o subletali alle cellule dei tessuti in cui si localizzano Oltre all’emissione di particelle alcuni emettono anche fotoni gamma che vengono utilizzati per produrre immagini della distribuzione della radioattività (esempio:Iodio-131)  Terapia con radionuclidi attraverso la veicolazione selettiva della radioattività si realizza un effetto terapeutico mirato in organi e tessuti la radioattività somministrata viene sfruttata per irradiazione interna del bersaglio LA TERAPIA CON RADIONUCLIDI Obiettivi Dose al tumore sufficiente per uccidere le cellule tumorali Dose minima o nulla ai tessuti sani Principali applicazioni di radionuclidi in Terapia Terapia con Iodio-131 Terapia del dolore osseo Radioimmunoterapia nei LNH Terapia con radiopeptidi recettoriali Radionuclidi che si possono impiegare in terapia  131Iodio  Captato dalle cellule follicolari della tiroide  I tumori differenziati della tiroide conservano la capacità di captare lo iodio  Somministrato a dosi terapeutiche si localizza nelle cellule neoplastiche producendo danni letali 131 Iodio Danno al DNA Disfunzione cellulare Morte cellulare Le particelle β non penetrano profondamente nei tessuti e non fuoriescono dalle sedi di captazione Dosi elevate di 131I possono essere somministrate senza danno per i tessuti circostanti 131 Iodio nel carcinoma differenziato della tiroide Indicazioni ablazione del residuo tiroideo post-chirurgico terapia delle recidive loco-regionali terapia delle metastasi a distanza terapia palliativa di metastasi Tg elevata e WBS con Iodio negativo 131I impiegato a scopo terapeutico in pazienti affetti da ipertiroidismo 131I caratteristiche ottimali: attivamente captato dalle cellule follicolari particelle β con percorso medio di 0.8 mm fotoni γ per imaging emivita di 8 giorni efficacia e sicurezza: validate  Terapia palliativa del dolore osseo Metastasi ossee Comuni in pazienti con carcinoma della prostata, mammella, polmone L’osso può essere l’unica sede di metastasi Abitualmente multiple e diffuse Il 50% è localizzato nello scheletro assile Il dolore è il sintomo principale Radionuclidi per la terapia palliativa delle metastasi ossee Radionuclides Physical Beta Gamma Ligand Analgesia Toxicity T1/2 energy energy (KeV) (MeV) 32P 14.3 d 1.71 0 Phosp. +(50-90%) ++ 89Sr 50.6 d 1.46 0 Clor. +(50-90%)  117mSn 13.6 d 0.16 158.6 (87%) DTPA 186Re 90.6 hr 1.07 137 (9%) HEDP +(80%)  153Sm 46.3 hr 0.84 103 (29%) EDTMP +(>80%)  Turner JH J Clin Oncol  Metastron (89Sr-Cloruro) Comportamento simile al calcio, si accumula nelle sedi di rimaneggiamento osseo Riduzione del dolore nel 55-78% dei pazienti che perdura per 4-15 mesi Possible riacutizzazione del dolore precoce e Transitoria nel 10% dei pazienti Transitoria mielosoppressione nelle prime 6 sett. nel 6% dei casi Quadramet (153Sm-EDTMP) Analogo ai fosfonati e difosfonati adoperati Per la scintigrafia ossea Risposta terapeutica nel 65%-80% dei pazienti con durata di 1-11mesi Transitoria mielosoppressione nelle prime 2 sett. nel 40% dei casi Gli effetti radianti si traducono in: Riduzione dell’edema Riduzione delle reazioni infiammatorie Decremento della pressione interstiziale Riduzione nella produzione di sostanze algogene Radium 223 Radium-223 è un radionuclide che emette particelle alfa Il tempo di emivita è di 11.4 giorni Utilizzato nella terapia delle metastasi ossee di carcinoma della prostata  Sviluppo di sonde per teranostica Gamma emittente Diagnosi Positrone emittente + + Isotopo Chelante Anticorpi, peptidi,affibodi Beta emittente Alfa emittente Terapia Coppie di radionuclidi utili in teranostica PET Imaging Therapy From Srivastava S. Semin Nucl Med 42:151-163, 2012  Nuovi bersagli e sonde per diagnosi Wester HJ. et al. (2007) Clin. Cancer Res. 13(12): 3470-3480 Che si trasformeranno in nuovi bersagli e radiofarmaci per la terapia  1 Legami chimici 2 Legami chimici Gli atomi tendono a combinarsi tra loro per formare legami chimici Il legame chimico è l’insieme delle forze che tengono uniti atomi adiacenti. Esistono forze di varia natura (elettrostatica, covalente) Il legame chimico si forma perché in tal modo gli atomi raggiungono uno stato più stabile, energeticamente inferiore I gas nobili (He, Ne, Ar, …) non formano legami chimici perché possiedono il numero massimo di elettroni del periodo a cui appartengono Infatti: He: 1s2 Configurazione elettronica esterna Ne: 2s2 2p6 Ar: 3s2 3p6  3 4 Elettroni di valenza In un atomo distinguiamo 2 tipi di elettroni: interni e di valenza. Gli elettroni di valenza sono quelli che determinano le proprietà chimiche di un atomo in quanto sono quelli coinvolti nella formazione dei legami chimici e nelle reazioni chimiche. Per gli elementi dei gruppi A, gli elettroni di valenza hanno sede negli orbitali s e p ed il loro numero coincide con il numero del gruppo. Ciò spiega perché elementi appartenenti allo stesso gruppo mostrano proprietà chimiche simili.  5 Regola dell’ottetto I gas nobili possiedono 8 elettroni (2 per He) nello strato più esterno, una configurazione che li rende particolarmente stabili (inerti verso la formazione di legami chimici) Gli altri elementi cercano di raggiungere (imitare) la configurazione dei gas nobili quando formano legami Regola dell’ottetto: nella formazione di un legame chimico, l’elemento cede, acquista, condivide elettroni in modo da circondarsi di 8 elettroni (esclusi elementi vicini ad He) Pertanto ogni elemento imita la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino (s2 p6 = 8 elettroni) (per gli elementi vicini ad He si raggiunge 1s2 = 2 elettroni) Esempi di combinazione H (1s1): condivide 1 e- (He) N (2s22p3): condivide 3 e- (Ne) Na (3s1): perde 1 e- (Ne) S (3s23p4): acquista 2 e- (Ar) Ca (4s2): perde 2 e- (Ar) C (2s22p2): condivide 4 e- (Ne) 6 Classificazione dei legami chimici Per raggiungere la configurazione stabile dell’ottetto gli atomi possono - condividere elettroni: legame covalente legame dativo o di coordinazione - cedere elettroni o acquistare elettroni legami di natura elettrostatica - legame ionico Sempre di natura elettrostatica: legame a idrogeno, forze di Wan der Waals  7 Legame ionico Si instaura tra due ioni aventi carica opposta (cationi ed anioni) legati quindi da una forza di natura elettrostatica Nei composti binari il legame ionico si instaura tra due elementi con caratteristiche diverse (un metallo ed un non metallo) Il metallo perde uno o più elettroni per raggiungere la configurazione stabile del gas nobile che lo precede, mentre per lo stesso motivo il non metallo acquista uno o più elettroni Esempi NaCl (in cui Na è il metallo e Cl il non metallo) Na 1s2 2s2 2p6 3s1 → Na+ 1s2 2s2 2p6 (config. elettr. Ne) 2 2 6 2 5 – 2 2 6 2 6 Cl 1s 2s 2p 3s 3p → Cl 1s 2s 2p 3s 3p (config. elettr. Ar) MgS (in cui Mg è il metallo e S il non metallo) Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 → Mg++ 1s2 2s2 2p6 (config. elettr. Ne) 2 2 6 2 4 -- 2 2 6 2 6 S 1s 2s 2p 3s 3p → S 1s 2s 2p 3s 3p (config. elettr. Ar) 8 Nel legame ionico di composti binari tra i due elementi esiste una forte differenza di elettronegatività Esempi LiCl elettronegatività Li: 1.0 Li+ Cl– elettronegatività Cl: 3.0 MgCl2 elettronegatività Mg: 1.2 Cl– Mg++ Cl– elettronegatività Cl: 3.0 -- Al2S3 elettronegatività Al: 1.5 Al+++ S-- elettronegatività S: 2.5 Al+++ S-- S Differenza di elettronegatività nei cloruri dei metalli alcalini e alcalino-terrosi Composto Differenza di Composto Differenza di ionico elettronegatività ionico elettronegatività LiCl 2.0 BeCl2 1.5 NaCl 2.1 MgCl2 1.8 KCl 2.2 CaCl2 2.0 RbCl 2.2 SrCl2 2.0 CsCl 2.3 BaCl2 2.1  9 10  11 Il legame ionico si verifica anche in composti contenenti più di due elementi In questo caso i cationi e/o gli anioni sono costituiti da gruppi di elementi (legati tra loro da altri tipi di legame) Esempi BaSO4 Ba++ SO4-- NH4Cl NH4+ Cl– Ca++ PO4--- Ca3(PO4)2 Ca++ PO4--- Ca++ La carica del catione o dell’anione costituito da gruppi di atomi si ricava considerando il composto molecolare da cui esso deriva Esempi SO4-- deriva da H2SO4 per perdita di 2 H+ NH4+ deriva da NH3 per aggiunta di 1 H+ PO4--- deriva da H3PO4 per perdita di 3 H+ 12 Proprietà dei composti ionici Il numero delle cariche positive e negative risulta uguale Possiedono una struttura Struttura cristallina di NaCl cristallina (sono solidi cristallini con elevata temperatura di fusione) Non conducono corrente elettrica, perché gli ioni occupano posizioni fisse nel reticolo cristallino (stato solido) Na+ Diventano conduttori allo stato fuso Cl– Possiedono legami forti (> 50 kcal/mol) Sono solubili in solventi polari (H2O), perché la loro struttura cristallina si disgrega  13 Legame covalente Teoria orbitali molecolari Si instaura tra due atomi quando è possibile la compartecipazione di elettroni (non la definitiva cessione di elettroni tipica del legame ionico) Anche nel legame covalente ciascun atomo raggiunge la con- figurazione stabile dell’ottetto Se i due atomi legati sono uguali (uguale elettronegatività) il legame covalente è detto omeopolare Con atomi diversi (diversa elettronegatività) il legame è detto eteropolare (o polarizzato) Come si forma un legame covalente? Consideriamo un caso semplice: legame tra due atomi di H (1s1 ), in cui si evidenzia per ogni H il suo elettrone spaiato H + H 14 I due atomi di H si avvicinano ed i loro orbitali atomici con gli elettroni spaiati interagiscono positivamente, attraendosi Dalla combinazione dei due orbitali atomici si forma un nuovo spazio per i 2 elettroni, chiamato orbitale molecolare legante Orb. at. 1s Orb. at. 1s Orb. molec. σ + H + H H H Ad una distanza opportuna (distanza di legame internucleare) entrambi gli elettroni sentono l’attrazione da parte del nucleo dell’altro atomo (forza del legame covalente) minimo di Energia energia Se la distanza inter-nucleare diminuisce prevalgono le distanza forze repulsive distanza internucleare 15 16  17 18 Nell’orbitale molecolare possono sistemarsi al massimo due elettroni, che spendono la maggior parte del tempo in mezzo ai due nuclei I due atomi si legano perché: energia orbit. molec. σ < energia orbit. atom. 1s Dalla combinazione (fusione) dei due orbitali atomici si ottiene, oltre all’orbitale molecolare legante (σ) anche un orbitale molecolare antilegante (σ*) con energia superiore a quella dell’orbitale atomico 1s I due elettroni si sistemano entrambi con spin antiparallelo nell’orbitale molecolare legante σ, perché è a più bassa energia Gli orbitali molecolari σ sono a simmetria cilindrica, intorno all’asse internucleare, con elevata probabilità di trovare i due elettroni in mezzo ai due nuclei  19 Il legame covalente si rappresenta con una linea che unisce i due atomi (1 linea = 2 elettroni) Esempio: H—H 20 Altri tipi di orbitali molecolari σ Si possono ottenere orbitali σ anche dalla combinazione di orbitali atomici s e p lungo l’asse internucleare Orb at 1s Orb at 2p Orb molec σ + H + F = H F Orb at 2p Orb at 2p Orb molec σ + F + F = F F  21 Legami semplici, doppi e tripli Il legame covalente tra due atomi può risultare: - semplice (1 coppia e- condivisa) - doppio (2 coppie e- condivise) - triplo (3 coppie e- condivise) In ogni caso gli elementi coinvolti nel legame raggiungono la configurazione stabile dell’ottetto Esempi H + H = H H H—H (legame semplice) H + F = H F H—F (legame semplice) —.O:+ :O = O:. :O O—O — (legame doppio).C: + :O =.C: :O C—O (legame doppio).... — N: + :N = N: :N N—N — (legame triplo) 22 Come si forma il legame covalente doppio o triplo? Esempio di legame doppio tra due atomi di ossigeno O O 2s 2p 2p 2s Il primo orbitale σ si forma lungo l’asse internucleare Orb at 2p Orb at 2p Orb molec σ... + =. Il secondo orbitale si forma dalla combinazione laterale degli altri due orbitali 2p. Si ottiene un orbitale molecolare π Orb at 2p Orb at 2p Orb molec π.. + =..  23 Nell’orbitale molecolare π si ha elevata densità elettronica al di sopra e al di sotto dell’asse internucleare L’orbitale π occupa lo spazio lasciato libero dall’orbitale σ Stabilità orb. π < stabilità orb. σ (Energia per rompere π < energia per rompere σ) Infatti, in caso di rottura di legami il primo orbitale a rompersi sarà l’orbitale π perché meno stabile Esempio di legame triplo tra due atomi di azoto N N 2s 2p 2p 2s Anche in questo caso si forma prima l’orbitale molecolare σ e poi due orbitali molecolari π I due orbitali π sono così disposti:.. 1) sopra e sotto l’asse internucleare. 2) davanti e dietro l’asse internuclare. 24  25 Formazione dell’orbitale triplo dell’azoto 26 Primo principio della teoria degli orbitali molecolari: il numero totale degli orbitali molecolari è sempre uguale al numero degli orbitali atomici che si sono combinati Secondo principio della teoria degli orbitali molecolari: l’orbitale molecolare legante ha minore energia degli orbitali atomici da cui deriva mentre quello antilegante ha energia superiore Terzo principio della teoria degli orbitali molecolari: il riempimento degli orbitali molecolari segue le stesse regole del riempimento degli orbitali atomici Quarto principio della teoria degli orbitali molecolari: gli orbitali atomici si combinano nella maniere migliore per formare orbitali molecolari se hanno energie simili  27 Riempimento degli orbitali molecolari leganti e antileganti N2 Dobbiamo sistemare 10 e- L’ordine di legame si ottiene calcolando la metà della differenza tra il numero di elettroni negli orbitali leganti da quello negli antileganti 28 O2 F2 Dobbiamo sistemare 12 e- Dobbiamo sistemare 14 e-  29 O2 paramagnetico I tre orbitali p dell’ossigeno formano tre orbitali di legame e tre di antilegame. In totale abbiamo otto elettroni, sei, a due a due, negli orbitali di legame e due negli orbitali di antilegame (secondo la regola di Hund). Questi elettroni spaiati determinano il comportamento magnetico dell’ossigeno. Questa particolare struttura dei legami conferisce all’ossigeno molecolare una grande stabilità. 30 Legame covalente polarizzato Il legame covalente è polarizzato (eteropolare) quando sono legati elementi diversi e quindi con diversa elettronegatività Esempi H + Cl = H Cl H—Cl H.H H... N: + H = N: H N—H H.H H Il legame è covalente polarizzato anche quando ci sono legami doppi o tripli Nel legame covalente polarizzato c’è la polarizzazione del legame (distorsione della nuvola elettronica) a causa della differente elettronegatività degli atomi legati L’atomo più elettronegativo attira maggiormente la coppia di elettroni nell’orbitale molecolare  31 A causa della polarizzazione si crea quindi un dipolo e sui due atomi si forma una parziale separazione di cariche (δ+ δ–) Esempi δ + δ– δ+ δ– δ+ δ– H—Cl H—O—N—O δ – δ+ I composti con legami covalenti polarizzati possono essere: - polari (come H2O, HCl, NH3) - apolari (come CO2, CH4, BF3) L’eventuale presenza o assenza di polarità della molecola dipende dalla sua geometria δ– δ– δ+ δ– δ+ O δ+ O—C—O H H δ – δ+ polare apolare apolare Nei composti polari il grado di polarizzazione si misura in percentuale di carattere ionico (>50% = composto ionico) 32 Tiziana Bellini, Chimica medica e propedeutica biochimica, Zanichelli editore 2017 33 34 Legame dativo Questo tipo di legame si instaura tra un atomo, con l’ottetto già completato, che dona una coppia di elettroni ad un altro atomo con un orbitale atomico vuoto Il primo atomo è chiamato donatore ed il secondo accettore Anche in questo caso la forza del legame è data dalla condivisione di una coppia di elettroni, che però è fornita da un solo atomo Il legame dativo si visualizza con una freccia (dal donatore verso l’accettore) e si verifica solo dopo aver esaurito i legami covalenti Esempi HClO2 H—O—Cl O SO2 O—S O  35 Consideriamo il legame dativo in HClO2 H 1s1 (1 legame covalente) Cl 3s23p5 (1 legame covalente) 2 O 2s 2p 4 (2 legami covalenti) Ma il Cl, dopo aver fatto il suo legame covalente, dispone di tre coppie di e- non condivise e può quindi donare una coppia di e- per un legame dativo D’altra parte un atomo di O libera un orbitale 2p, addensando i suoi e- in soli due orbitali p O O (accettore) 2s 2p 2s 2p H–O–Cl→O Quest’atomo di O può accettare una coppia di e- dal Cl Notare che nella formula di struttura di HClO2 Cl ed O rispettano la regola dell’ottetto 36  37 Legami deboli Sono di natura elettrostatica ed avvengono tra molecole e molecole oppure tra molecole e ioni; rappresentano le forze di coesione più comuni delle sostanze Tra essi il più comune è il: Legame a idrogeno E’ tipico dell’idrogeno per le sue piccole dimensioni e perché H contiene un solo elettrone Si verifica quando H è condiviso tra due atomi fortemente elettronegativi e non molto grandi (in pratica solo F, O, N) Quando H è già legato ad F, O oppure N con legame covalente, tale legame risulta fortemente polarizzato Quindi H assume quasi le caratteristiche di un protone e subisce l’attrazione elettrostatica da parte di un altro atomo molto elettronegativo (F, O, N) 38 L’atomo di H risulta messo a ponte tra due atomi molto elettronegativi: ad uno è legato covalentemente, all’altro in modo elettrostatico (legame a idrogeno) Legame covalente H O H O Legame a H idrogeno H Proprietà del legame a idrogeno: - i tre atomi con H al centro giacciono sulla stessa retta - lunghezza del legame a idrogeno è maggiore di quella del legame covalente - ogni atomo di H partecipa ad un solo legame a idrogeno - l’energia del legame a idrogeno è minore di quella del legame covalente (2 - 7 Kcal/mol)  39 40 La presenza di legami a idrogeno consente di spiegare le seguenti tipiche ed anomale proprietà chimico-fisiche di composti come H2O, HF, NH3 - elevata temperatura di ebollizione - elevati valori del calore di fusione e calore specifico Tali proprietà sono dovute a fenomeni di associazione molecolare  41 Temperatura di ebollizione di composti binari tra Idrogeno ed elementi del V, VI e VII gruppo Composto Peso molecolare Temperatura di ebollizione (°C) NH3 17,03 -33,3 PH3 34,00 -87,7 AsH3 77,95 -62,5 SbH3 124,77 -18,4 H2O 18,01 100,0 H2S 34,08 -60,3 H2Se 80,98 -41,3 H2Te 129,62 -2,2 H2O2 34,01 150,2 HF 20,01 19,5 HCl 36,46 -85,1 HBr 80,92 -66,8 HI 127,91 -35,1 42 Temperatura di ebollizione di alcuni alcooli e dei corrispondenti tioalcoli Alcool Temperatura di Tioalcool Temperatura di ebollizione (°C) ebollizione (°C) CH3OH 65 CH3SH 6 CH3CH2OH 78 CH3CH2SH 35 CH3CH2CH2OH 97 CH3CH2CH2SH 68 (CH3)2CHOH 82 (CH3)2CHSH 59 CH3(CH2)3OH 108 CH3(CH2)3SH 98  43 La presenza dei legami a idrogeno nell’acqua consente di spiegare perché il ghiaccio galleggia sull’acqua liquida Nel ghiaccio ogni molecola di H2O risulta legata ad altre 4 molecole di H2O mediante legami a idrogeno H H O L’atomo di ossigeno di H2O fa due legami covalenti e due legami a idrogeno H La geometria dell’atomo di O H H ossigeno è tetraedrica H O O H H La struttura del ghiaccio H risulta quindi poco compatta H 44 Nell’acqua in fase liquida diminuisce il numero di legami a idrogeno che ogni molecola di H2O sperimenta; la struttura diventa meno compatta ed aumenta quindi la densità Temperatura (°C) Densità (g/ml) 0 (ghiaccio) 0.9170 0 (acqua) 0.9998 4 (acqua) 1.0000 10 (acqua) 0.9970 100 (acqua) 0.9584 Nel passaggio solido->liquido crolla la struttura poco compatta del ghiaccio Appena al di sopra del punto di fusione (0°C) alcune molecole d’acqua continuano a raggrupparsi in disposizioni tipiche del ghiaccio Tra 0 e 4°C le ultime caratteristiche del ghiaccio scompaiono e il volume si contrae dando luogo ad un aumento di densità.  45 Ghiaccio Acqua 46  47 Altri legami deboli Esistono altri legami deboli di natura elettrostatica indicati genericamente come forze o interazioni di Van der Waals - legame ione-dipolo - legame dipolo-dipolo - legame dipolo-dipolo indotto - legame dipolo istantaneo-dipolo indotto I dipoli possono essere di tre tipi: - dipolo permanente (dipolo), posseduto da molecole polari - dipolo indotto, posseduto da molecole non polari, che diventano polarizzate per la vicinanza di un dipolo o ione - dipolo istantaneo, posseduto da molecole non polari, in cui la nube elettronica subisce una distorsione istantanea; è reversibile Formazione di dipoli indotti 48 Induzione da – + – δ+ δ– uno ione Ione Molecola Ione Dipolo neutra indotto Induzione da δ+ δ– + δ+ δ– δ+ δ– un dipolo permanante Dipolo Molecola Dipolo Dipolo permanante neutra permanente indotto  49 50 Disposizione di dipoli permananti δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– Disposizione reciproca di δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ molecole polari δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– Disposizione di molecole polari intorno δ– δ+ – δ+ δ– δ+ δ– + δ– δ+ a ioni  51 Con tali legami si spiegano le elevate proprietà solventi di sostanze polari (come l’acqua) nei riguardi di altre sostanze polari o ioniche La solubilizzazione del reticolo cristallino ionico da parte dell’acqua avviene perché: - l’acqua possiede una elevata costante dielettrica (D), che labilizza la forza di attrazione (F) tra le cariche (q+ e q-) degli ioni 1 q+ q- F = 2 D r Dacqua = 80 - l’acqua solvata gli ioni dotandoli di una sfera di idratazione, un processo che maschera la carica dello ione impedendo quindi l’attrazione tra ioni di segno opposto 52  53 54 Solvatazione in acqua Solubilizzazione di NaCl Solubilizzazione di CH3OH  55 Forze di London Le forze di London o forze di dispersione sono forze attrattive di natura elettrostatica tra molecole non polari. Vengono anche definite interazioni dipolo istantaneo dipolo indotto 56 Le forze di Van der Waals sono inversamente proporzionali alla sesta potenza della distanza Quindi piccoli incrementi della distanza in pratica annullano tali forze; invece una diminuzione della distanza modifica l’attrazione in una forte repulsione attrazione debolissima δ+ δ- δ+ δ- Distanza di attrazione equilibrio: δ+ δ- δ+ δ- 2-4Å repulsione δ+ δ- δ+ δ-  57 Pur essendo legami deboli (1 - 4 kcal/mol) sono numerosi perché agiscono in maniera cooperativa Sono presenti soprattutto in sostanze che hanno atomi con elevato numero di elettroni ed in orbitali lontani dal nucleo Rappresentano le principali forze di coesione dei composti apolari Intervengono in numero elevatissimo nel mantenimento della struttura tridimensionale delle macromolecole (proteine)  1 Composti inorganici 2 Nomenclatura di sostanze inorganiche La prima grande suddivisione delle sostanze inorganiche comprende la loro classificazione in elementi o composti Gli elementi possono a loro volta essere distinti in metalli o non metalli; esistono poi alcuni elementi (Si, Ge) con caratteristiche intermedie e perciò chiamati semi-metalli Principali caratteristiche di metalli e non metalli Metalli Non metalli Solidi (tranne Hg) Solidi, liquidi o gassosi Malleabili, duttili, lucenti Non malleabili, non duttili, non lucenti Buoni conduttori di elettricità e calore Cattivi conduttori di elettricità e calore Tendono a cedere elettroni Tendono ad acquistare elettroni Reagiscono con acidi Non reagiscono con acidi Formano cationi Formano anioni Formano ossidi basici Formano anidridi (ossidi acidi)  3 Tavola periodica degli elementi 4 Numero di ossidazione Numero di ossidazione: carica apparente (talvolta anche reale per le sostanze ioniche costituite da un solo elemento) che l’elemento assume se gli elettroni di legame sono formalmente attribuiti all’elemento più elettronegativo all’interno di quel legame Il numero di ossidazione (n. ox.) è calcolato (soprattutto per le sostanze inorganiche) applicando alcune regole: 1) n. ox. = 0 per le sostanze allo stato elementare 2) n. ox. H = +1 (tranne negli idruri = -1) 3) n. ox. O = -2 (tranne nei perossidi = -1; in OF2 = +2) 4) n. ox. F = -1 in tutti i composti 5) n. ox. Cl, Br, I = -1 (tranne quando combinati con O e F) 6) somma n. ox. degli elementi in un composto = 0 7) somma n. ox. degli elementi in uno ione = carica ione 5 6  7 Nella nomenclatura corrente i composti inorganici sono suddivisi in: - idruri - ossidi (ossidi basici) - anidridi (ossidi acidi) - perossidi - idrossidi - acidi, suddivisi in idracidi e acidi ossigenati - sali Idruri Gli idruri sono composti binari tra idrogeno ed un metallo Esempi: LiH idruro di litio NaH “ di sodio CaH2 “ di calcio Negli idruri l’H si trova come H– (anione idruro); gli idruri quindi hanno legami ionici (esempio: NaH → Na+ + H–) 8 Gli idruri sono molto reattivi ed hanno proprietà basiche; infatti reagiscono con H2O sviluppando idrogeno molecolare: NaH + H2O → NaOH + H2 In una nomenclatura più recente sono chiamati idruri anche i composti tra l’H e un non metallo, anche se i nomi d’uso corrente sono più utilizzati (H2O = acqua; NH3 = ammoniaca) Ossidi (Ossidi basici) Gli ossidi sono composti binari tra ossigeno ed un metallo Nella nomenclatura degli ossidi, se esiste un sol tipo di ossido, si aggiunge la desinenza -ico al metallo Esempi: Na2O ossido di sodio o sodico CaO “ di calcio o calcico Al2O3 “ di alluminio o alluminico  9 Se esistono più ossidi dello stesso metallo, le desinenze -ico e -oso indicano il maggiore o minore numero di ossidazione; si può anche indicare la valenza del metallo in numeri romani Esempi: Cu2O ossido di rame (I) o rameoso CuO “ di rame (II) o rameico FeO “ di ferro (II) o ferroso Fe2O3 “ di ferro (III) o ferrico Negli ossidi il metallo e l’ossigeno sono uniti da legami ionici Na2O → 2 Na+ + O-- Fe2O3 → 2 Fe+++ + 3 O-- Gli ossidi sono anche detti ossidi basici perché manifestano proprietà basiche; infatti reagiscono con H2O per formare idrossidi Na2O + H2O → 2 NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2 Fe2O3 + 3 H2O → 2 Fe(OH)3 10 Anidridi (Ossidi acidi) Le anidridi sono composti binari tra ossigeno e un non metallo Per la nomenclatura delle anidridi valgono le stesse desinenze usate per gli ossidi: -ica per quella con maggior numero di ossidazione o unica -osa per quella a minor numero di ossidazione Esempi: CO2 anidride carbonica N2O3 “ nitrosa N2O5 “ nitrica SiO2 “ silicica P4O6 “ fosforosa P4O10 “ fosforica SO2 “ solforosa SO3 “ solforica  11 In alcuni casi (più di due anidridi) si usano anche i prefissi ipo- (meno ossigeno di -osa) e per- (più ossigeno di -ica) Esempi: Cl2O anidride ipoclorosa Cl2O3 “ clorosa Cl2O5 “ clorica Cl2O7 “ perclorica Esistono alcune eccezioni che riguardano la nomenclatura dei composti binari dell’ossigeno con N e C N2O protossido di azoto NO ossido nitrico N2O3 anidride nitrosa N2O4 anidride nitrosa-nitrica (ipoazotide) N2O5 anidride nitrica CO monossido di carbonio CO2 anidride carbonica 12 Nella nomenclatura più recente non si fa distinzione tra ossidi e anidridi; inoltre si specifica il numero di atomi del non metallo e dell’ossigeno Esempi: Cu2O monossido di dirame; Fe2O3 triossido di diferro N2O5 pentossido di diazoto; CO2 biossido di carbonio Nelle anidridi i legami tra ossigeno e non metallo sono sempre di natura covalente Formule di struttura di anidridi CO2 O=C=O N2O3 O=N–O–N=O N2O5 O=N–O–N=O SO2 O=S→O ↓ ↓ O O SO3 O=S→O ↓ O (Attenzione: In queste formule e nelle seguenti non sono riportate le coppie di elettroni che non sono condivise)  13 Cl2O Cl–O–Cl Cl2O3 O←Cl–O–Cl→O Cl2O5 O←Cl–O–Cl→O O O ↓ ↓ ↑ ↑ O O Cl2O7 O←Cl–O–Cl→O ↓ ↓ O O | | | O O O Diversamente da CO2, per SiO2 non | | | esiste la molecola, ma un reticolo di SiO2 –O–Si–O–Si–O–Si– tipo covalente, in quanto Si non può | | | formare doppi legami con O O O O | | | Questa molecola è anche un radicale perché contiene NO N=O un elettrone spaiato proveniente da N In questa molecola il primo N acquista formalmente 1 e– dal secondo N (diventando N– e facendo quindi N2O N=N=O solo 2 leg. covalenti); quindi il secondo N centrale perde 1 e– (diventando N+ e facendo quindi 4 leg. covalenti) 14 In questa molecola C ha formalmente acquistato 1 e– – da O (diventando C– e facendo quindi solo 3 leg. CO C=O covalenti); O quindi ha perso 1 e– (diventando O+ e facendo quindi 3 leg. covalenti) Per le formule di struttura delle anidridi del P, si parte dallo stato elementare di tale elemento (molecola P4) e dalla scarsa propensione di P a fare legami multipli P In questa molecola tetraedrica ci sono 6 P4 P P spigoli e quindi 6 legami P–P P L’anidride fosforosa P4O6 si ottiene mettendo un atomo di O a ponte per ognuno dei legami P–P P O O O O P4O6 P P O O P  15 L’anidride fosforica P4O10 si ottiene aggiungendo altri 4 atomi di O mediante legami dativi con gli atomi di P O ↑ P P4O10 O O O O O←P P→O O O P ↓ O 16 Le anidridi sono anche chiamate ossidi acidi perché manifestano proprietà acide; infatti reagiscono con H2O per formare acidi ossigenati CO2 + H2O → H2CO3 SO2 + H2O → H2SO3 SO3 + H2O → H2SO4 N2O3 + H2O → 2 HNO2 N2O5 + H2O → 2 HNO3 Cl2O + H2O → 2 HClO Cl2O3 + H2O → 2 HClO2 Cl2O5 + H2O → 2 HClO3 Cl2O7 + H2O → 2 HClO4 P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3 (6 molecole di H2O P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 per 6 legami O–P) SiO2 + 2 H2O → H4SiO4 (2 molecole di H2O per 2 legami O–Si)  17 Perossidi I perossidi sono composti binari tra ossigeno ed idrogeno (oppure un metallo) con un maggior contenuto di ossigeno Esempi: H2O2 perossido di idrogeno (acqua ossigenata) Na2O2 “ di sodio BaO2 “ di bario Nei perossidi due atomi di ossigeno sono uniti da un legame covalente (in tali composti il n.ro di ossidazione di O = –1) Nel perossido di idrogeno ci sono solo legami covalenti; negli altri perosssidi il catione metallico è legato con legame ionico H2O2 H–O–O–H Na2O2 Na+ –O–O– +Na 18 Idrossidi Gli idrossidi sono composti ternari costituiti dall’anione OH– (ossidrilione) e da un catione metallico (oppure altri cationi come NH4+) Per la nomenclatura degli idrossidi valgono le stesse desinenze usate per gli ossidi: Esempi: NaOH idrossido di sodio o sodico Ca(OH)2 “ di calcio o calcico Fe(OH)2 “ di ferro (II) o ferroso Fe(OH)3 “ di ferro (III) o ferrico NH4OH “ di ammonio Gli idrossidi derivano dalla reazione con acqua degli ossidi Gli idrossidi hanno proprietà basiche per la presenza dello anione OH– legato con legame ionico al catione NaOH → Na+ + OH– Fe(OH)2 → Fe++ + 2 OH–  19 Acidi Gli acidi sono composti che possiedono uno o più atomi di idrogeno sostituibili da cationi metalici (idrogeni salificabili) Gli acidi si distinguono in: - idracidi: composti binari risultanti dall’unione tra H e un non metallo dei gruppi VIIA (alogeni) o del VIA (zolfo); è un idracido anche il composto ternario HCN - ossiacidi: composti ternari contenenti un non metallo, O e H; gli atomi di H sono sempre legati ad O e perciò salificabili Sia negli idracidi che negli ossiacidi ci sono solo legami di natura covalente IDRACIDI Per la nomenclatura degli idracidi basta aggiungere la desinenza –idrico 20 Esempi: HF acido fluoridrico H–F HCl “ cloridrico H–Cl H2S “ solfidrico H–S–H HCN “ cianidrico H–C=N – Gli idracidi possono formarsi per sintesi diretta tra idrogeno e il non metallo: H2 + F2 → 2 HF OSSIACIDI Per la nomenclatura degli ossiacidi si usa la stessa desinenza delle corrispondenti anidridi Esempi: H2CO3 acido carbonico H–O C=O H–O HNO2 acido nitroso H–O–N=O HNO3 acido nitrico H–O–N=O ↓ O  21 H2SO3 acido solforoso H–O S O H–O H2SO4 acido solforico H–O O S H–O O HClO acido ipocloroso H–O–Cl HClO2 acido cloroso H–O–Cl→O HClO3 acido clorico H–O–Cl→O ↓ O O ↑ HClO4 acido perclorico H–O–Cl→O ↓ O O–H | H4SiO4 acido silicico H–O–Si–O–H | O–H 22 I cinque ossiacidi del fosforo: H | H3PO3 acido fosforoso H–O–P–O–H ↓ O ottenuto da anidride fosforosa (P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3); H legato a P non è salificabile, mentre gli altri due lo sono (acido biprotico) O–H | H3PO4 acido ortofosforico H–O–P–O–H ↓ O ottenuto da anidride fosforica (P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4); tutti gli H sono salificabili (acido triprotico) HPO3 acido metafosforico H–O–P=O ↓ O ottenuto da anidride fosforica (P4O10 + 2 H2O → 4 HPO3; l’unico H è salificabile (acido monoprotico); può essere anche ottenuto dalla disidratazione di H3PO4 (H3PO4 → HPO3 + H2O)  23 H–O O–H | | H4P2O7 acido pirofosforico H–O–P–O–P–O–H ↓ ↓ O O ottenuto da anidride fosforica (P4O10 + 4 H2O → 2 H4P2O7); i quattro H sono tutti salificabili (acido tetraprotico); può essere anche ottenuto dalla disidratazione tra 2 H3PO4 (2 H3PO4 → H4P2O7 + H2O) H | H3PO2 acido ipofosforoso H–O–P–H ↓ O non si ottiene da un’anidride, ma dalla idrogenazione dell’acido fosforoso (H3PO3 + H2 → H3PO2 + H2O); i due H legati a P non sono salificabili (acido monoprotico)