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Dall’ atomo…..

….alla Cellula

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Il viaggio verso la Vita!

Appunti di scienze

Classe: 2^A a.s. 2012/2013

Codice progetto: Vj81F9xC4

Fonte immagini copertina: https://www.google.it/imghp?hl=it&tab=wi

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Indice

Capitolo 1

L’atomo P 4

Capitolo 2

La Tavola Periodica P 8

Capitolo 3

Le Molecole P 11

Capitolo 4

Chimica Organica P 14

Capitolo 5

L’acqua P 18

Capitolo 6

Carboidrati, Proteine e Lipidi P 20

Capitolo 7

La Cellula P 24

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Capitolo 1 L’atomo L’atomo è la più piccola parte di materia che può esistere liberamente senza perdere le proprietà

caratteristiche di quella materia

L’atomo è costituito da:

Protone: è una particella subatomica composta da due

c quark up e un quark down dotata di carica positiva

ciao elettrica.

Elettrone:è una particella subatomica con carica

elettrica elettrica negativa.

Neutrone: è una particella subatomica costituita da

ciao due quark down e un quark up, con carica elettrica

elettrica netta pari a zero

Fonte: fisica.cattolica.info

1.1 Gli orbitali

Per descrivere il concetto fondamentale di orbitale ricorreremo a semplici esempi. Un ragazzo al centro di un grande piazzale gioca a lanciare sassi intorno a se’; ne lancia a diverse distanze alcuni vicini, altri lontani. Noi non sappiamo a quale distanza sarà scagliato il prossimo sasso però possiamo fare una previsione: calcoliamo la distanza entro la quale troviamo il 90% dei sassi già lanciati e vi sarà la probabilità del 90% che il prossimo sasso cada entro tale distanza. Anche se è possibile che tale sasso venga lanciato più lontano vi è una probabilità molto bassa che ciò avvenga. Esiste quindi un area in cui è altamente probabile essere colpiti dai sassi del ragazzo. L’elettrone, particella e onda, gira continuamente intorno al nucleo, si avvicina, si allontana e non è possibile determinarne posizione, velocità e cammino. Possiamo però determinare la distanza dal nucleo in cui c’è il 90% di probabilità di trovarlo. Questa distanza ci aiuterà a determinare il volume di una sfera entro la quale esiste la probabilità del 90% di trovare l’elettrone. È come se l’elettrone che gira intorno al nucleo formasse una nube di elettricità negativa con contorni non ben definiti e noi possiamo stabilire un contorno convenzionale che racchiude un volume sferico in cui c’è più del 90% di probabilità di trovare l’elettrone. Si definisce orbitale quella regione dello spazio intorno al nucleo di un atomo entro la quale vi è per lo meno il 90% di probabilità di trovare l’elettrone. 1.2 Numeri quantici

Gli orbitali sono diversi per dimensione, forma, orientamento nello spazio e sono contraddistinti da tre numeri interi numeri quantici:

Numero quantico principale: si indica con la lettera n con 1≤ n ≤7 ed indica il volume e l’energia dell’orbitale a cui si riferisce(un orbitale con n=1 ha energia e volume inferiori ad un orbitale con n=2)

Numero quantico angolare: si indica con la lettera l e può essere 0≤ l ≤ (n-1) esso indica la forma dell’orbitale (l=0 orbitale di forma sferica)

Numero quantico magnetico: si indica con la lettera m con –l ≤ m ≤ +l ed indica l’orientamento dell’orbitale nello spazio

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Esiste inoltre un quarto quantico (numero quantico di spin) che serve ad indicare la rotazione

dell’elettrone intorno al proprio asse e si indica con mi ; esso può assumere soltanto i valori +1/2 e -1/2 a seconda che il senso di rotazione sia orario o antiorario. 1.3 Principio di Pauli In un unico orbitale non possono esserci più di due elettroni e se ce ne sono due devono avere spin opposto. Secondo questo principio due elettroni possono coesistere nello stesso orbitale a patto di essere dotati di senso di rotazione opposto Fig. 1 rappresentazione schematica degli orbitali: orbitale vuoto , orbitale con un elettrone, orbitale con due elettroni di spin opposto 1.4 Orbitali s, p , d, f Gli orbitali s hanno l=0, per ogni valore di n vi è un solo orbitale s (1s; 2s…) Gli orbitali con l=1 si chiamano orbitali p .Per ogni l=1 esistono tre orbitali p che differiscono tra di loro per il valore di m (-1; 0; +1) Gli orbitali con l= 2 si chiamano orbitali d. Per ogni valore di n esistono cinque orbitali d (m può infatti assumere i valori -2, -1, 0) Infine gli orbitali con l= 3 si chiamano orbitali f e sono 7. 1.5 Livelli energetici l’energia di un elettrone in un orbitale dipende sia da n che da l, cioè sia dal numero quantico principale che dal numero quantico angolare. Generalizzando si può dire che i tre orbitali p o i cinque orbitali d o i sette orbitali f che hanno lo stesso numero quantico principale, hanno la stessa energia.

Fig.2 Nello schema accanto troviamo indicati i vari orbitali in ordine crescente di energia.

1.6 Forma degli orbitali Un orbitale s è una nube elettronica di forma sferica. L’orbitale 1s è l’orbitale più piccolo, l’orbitale 2s ha un raggio circa tre volte maggiore di quello precedente e l’orbitale 3s è ancora più grande. Quindi n determina il volume dell’orbitale. Un orbitale p ha la forma di due gocce d’acqua unite per la parte più stretta Per ogni valore di n abbiamo 3 orbitali p.

Livelli energetici Orbitali

K s

L s; p

M s; p; d

N s; p; d; f

O s; p; d; f

P s; p; d; f

Q s; p; d; f

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Per ogni valore di n (eccetto n=1 e n=2) vi sono 5 orbitali d. Gli orbitali f sono 7 e hanno forme più complicate di quelle degli orbitali d. Fig. 3 Rappresentazione della forma degli Orbitali

s (l=0

) p (l=1) d (l=2) f (l=3)

m=0 m=0 m=±1 m=0 m=±1 m=±2 m=0 m=±1 m=±2 m=±3

s pz px py dz2 dxz dyz dxy dx

2−y

2 fz

3 fxz

2 fyz

2 fxyz

fz(x2−

y2)

fx(x2−3

y2)

fy(3x2−

y2)

n=

1

n=

2

n=

3

n=

4

n=

5

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

n=

6

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

n=

7

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Fonte: www.wikipedia.com

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1.7 configurazione elettronica totale La disposizione degli elettroni negli orbitali è fondamentale per il fatto che da essa dipendono le proprietà chimiche e fisiche dei vari elementi. Per indicare in modo più semplice questa disposizione si indicano con le notazioni s,p,d,f i vari orbitali che contengono elettroni e come esponente al simbolo di ogni orbitale si mette il numero di elettroni che essi contengono. Con la notazione 1s2 2s2p63s2 p5 si indica che l’atomo preso in esame ha due elettroni nell’orbitale 1s, 2 nell’orbitale 2s, 6 nell’orbitale 2p,2 nell’orbitale 3s, 5 nell’orbitale 3p. Se si sommano gli esponenti si ricava il numero totale degli elettroni dell’atomo che in questo caso è 17, si tratta del cloro (che ha appunto numero atomico 17)

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Capitolo 2 La Tavola Periodica 2.1 Il sistema periodico

Nella seconda metà dell’ ottocento il chimico russo Mendeleev fece un elenco dei vari elementi conosciuti

in ordine di peso atomico crescente.

Esaminando la sua tabella si accorse che vi era una periodicità nelle caratteristiche chimiche.

Nel 1869 pubblicò una tabella chiamata tavola periodica degli elementi.

Ora che sappiamo come è fatto un atomo possiamo renderci conto del perché alcuni elementi hanno

proprietà simili ed altri no, e perché vi è una periodicità nelle proprietà degli elementi.

2.2 Lettura del sistema periodico

In ogni casella del sistema periodico vi è il simbolo chimico di un elemento, al di sopra vi è il numero

atomico (Z), al di sotto vi è il numero di massa o peso atomico (A).

Le sette righe orizzontali sono chiamati periodi, i

simboli che appaiono all’estrema destra del sistema

periodico indicano gli orbitale che man mano si

riempiono in quel periodo.

Leggendoli dall’alto al basso abbiamo ancora l’ordine di

riempimento degli orbitali.

I numeri all’estrema sinistra sono i numeri quantici principali n degli orbitali s e p di ogni periodo.

Il sistema periodico è diviso in quattro grandi blocchi incorniciati da colori diversi: all’estrema sinistra è il

blocco degli orbitali s, all’estrema destra vi è il blocco degli orbitali p, al centro del sistema periodico vi è il

blocco degli orbitali d, (gli elementi di questo gruppo sono definiti di transizione) in fondo al sistema

periodico vi sono gli elementi del gruppo f.

2.3 La regola dell’ottetto

Tutti gli elementi dell’ottavo gruppo sono gas straordinariamente poco reattivi, essi esistono solo in forma

monoatomica, reagiscono molto difficilmente ed hanno pochissimi composti: sono i gas nobili.

Essi hanno un alta stabilità e una bassa energia perché hanno tutti otto elettroni negli orbitali più esterni

(struttura elettronica esterna s2p6 = ottetto).

Ogni elemento nelle sue reazioni tende a raggiungere la configurazione esterna s2p6.

2.4 Anioni e Cationi

Siccome tutti gli atomi tendono a raggiungere la configurazione dell’ottetto alcuni di essi tendono a

perdere elettroni altri tendono ad acquistarli. Tendono a perdere elettroni tutti quegli atomi che nel guscio

esterno ne hanno pochi, cioè gli atomi dei primi gruppi del sistema periodico. Tendono ad acquistare

elettroni gli atomi degli elementi degli ultimi gruppi, poiché a questi atomi bastano pochi elettroni per

raggiungere l’ottetto.

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Se un atomo perde un elettrone la carica positiva di un protone non è più neutralizzata e quindi l’atomo

acquista carica positiva. Un atomo con una o più cariche positive si chiama catione o ione positivo.

Gli elementi del primo gruppo tendono a dare cationi monovalenti (cioè ioni positivi con una sola carica

positiva),quelli del secondo gruppo cationi bivalenti e quelli del terzo gruppo cationi trivalenti.

Un atomo dotato invece di carica negativa si chiama anione o carica negativa.

2.5 Metalli e non metalli

Gli elementi con basso potenziale di ionizzazione si chiamano metalli. Essi a temperatura ambiente sono

tutti solidi, lucenti e hanno particolari caratteristiche meccaniche

Gli elementi rimanenti che si trovano al di sopra e a destra della linea nera hanno un alto potenziale di

ionizzazione si chiamano non metalli o metalloidi e non conducono elettricità e quindi sono isolanti.

2.6 Elettronegatività

Si definisce elettronegatività di un atomo la tendenza che ha quest’atomo ad attirare verso di se gi elettroni

di legame. L’elettronegatività è inversamente proporzionale al volume dell’atomo.

Poiché l’elettronegatività di un elemento è uno dei più importanti fattori che regolano le proprietà dei

composti chimici:

L’ossigeno (O) dopo il fluoro (F) è il più elettronegativo di tutti gli elementi;

Gli elementi di transizione hanno raggio atomico pressoché uguale e quindi hanno un valore molto

vicino di elettronegatività;

Nei primi gruppi tra gli elementi dello stesso gruppo vi è una piccola differenza di elettronegatività,

negli ultimi gruppi questa differenza è maggiore; quindi le proprietà del litio, sodio, potassio,

rubidio e cesio sono molto simili, mentre le proprietà del bromo, cloro e iodio sono meno simili (il

cloro è un gas, il bromo è un liquido e lo iodio è un solido).

Fig. 5 Rappresentazione della

tabella delle elettronegatività

(3D)

Fonte: scienza materia.blog.tiscali.it

2.7 Proprietà chimico-fisiche

Le proprietà chimiche di un elemento dipendono dalla configurazione elettronica esterna e quindi dal

gruppo a cui l’elemento appartiene. È più facile togliere un elettrone da un atomo di un elemento del primo

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gruppo che da un atomo del secondo gruppo; un elemento del settimo gruppo tende a prendere un

elettrone mentre un elemento del sesto gruppo tende a prenderne due.

Le proprietà degli elementi di uno stesso gruppo sono molto simili, ma non uguali, questo perché gli atomi

degli elementi di uno stesso gruppo hanno diverso volume atomico e quindi differiscono in tutte quelle

proprietà che dipendono dal volume atomico.

Le proprietà fisiche dipendono dalle proprietà chimiche e quindi anch’esse dipendono dalla posizione

dell’elemento.

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Capitolo 3 Le Molecole

Tutti glie elementi in natura, a parte i gas nobili, sono instabili ovvero non completano i propri livelli

energetici.

3.1 Le molecole

La stragrande maggiora della materia che ci circonda è formata da molecole. Una molecola è formata da

due o più atomi legati fra loro da un legame chimico, essa può essere formata da due o più atomi

identici(O2;H2), o diversi (H2O).

Fig. 6 Rappresentazione molecola d’acqua

Fonte: sculegrosio.it

Ogni tipo di molecola differisce da un’altra per il numero e per il tipo di atomi che la compongono e per

l’ordine con cui sono legati tra di loro.

3.2 Rappresentazione delle molecole

Una molecola è formata da due o più atomi legati insieme da un legame chimico; la formula chimica di una

molecola ci indica quali e quanti atomi fanno parte della molecola.

Per scrivere la formula di una molecola scriviamo i simboli dei vari elementi che formano la molecola e alla

destra in basso un numero che ci dice quanti atomi di quell’elemento troviamo nella molecola in oggetto.

Scrivendo H2O intendo che la molecola è composta da due atomi di idrigeno e uno di ossigeno.

Le formule come NaH e HCl sono dette formule grezze, mentre se vogliamo indicare con più precisione la

struttura di una molecola usiamo le formule di struttura

3.3 Valenze

La valenza indica la capacità degli atomi di combinarsi con altri atomi appartenenti allo stesso elemento

chimico o a elementi chimici differenti (vedi legame chimico). In particolare essa esprime il numero

di elettroni che un atomo guadagna, perde o mette in comune quando forma legami con altri atomi

3.4 Legami

Esistono differenti tipi di legami tra cui abbiamo:

Un legame esistente tra due atomi uguali quando si forma un orbitale molecolare si chiama legame

omopolare.

Se l’orbitale molecolare circonda da tutti i lati la retta ideale che congiunge i due nuclei il legame

viene chiamato legame .

Un legame formato da un orbitale molecolare che è ai due lati della retta ideale congiungente i due

nuclei si chiama legame π.

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Solo gli elementi che hanno un piccolo raggio atomico riescono a formare doppi legami, gli atomi

più grandi no.

Riescono a formare doppi legami solo gli atomi di carboni, azoto, ossigeno,zolfo.

Fig.7 Rappresentazione di una molecola di idrogeno

omopolare

Fonte: www.larapedia.com

Un legame chimico che si forma tra due atomi che hanno tra di loro una piccola differenza di

elettronegatività si chiama legame covalente.

Fig. 8

Fonte: www.bassilo.it

Il legame dativo si ha quando un atomo che ha già raggiunto l’ottetto

fonde un suo orbitale, contenente un doppietto, con un orbitale

completamente vuoto di un altro atomo. Questo secondo atomo ora

utilizza il doppietto del primo atomo per raggiungere l’ottetto.

Fig. 9 Legame dativo Fonte: Inx.didascienze.org

Mentre il legame covalente si forma tra due atomi che hanno una piccola differenza di

elettronegatività il legame ionico o salino si forma tra due atomi che hanno una grande differenza

di elettronegatività. Due ioni Na+ e Cl- avendo due

cariche di segno opposto si attirano tra di loro con

una forza di attrazione elettrostatica. Questa forza

determina un legame chimico che è detto legame

ionico, perché avviene tra due ioni, o salino, perché

tipico dei Sali. Fig. 10 Legame Ionico Fonte xchimica.blogspot.com

Il legame che si forma tra uno ione e una molecola polare è un legame elettrostatico, cioè è dovuto

all’attrazione tra cariche di segno opposto: questo legame ione-dipolo.

Fig.11 Legame Ione-dipolo Fonte: www.larapedia.com

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Legame idrogeno o ponte idrogeno è indicato da tre punti messi in fila, non è un legame forte ma è

molto importante: se non vi fosse l’acqua bollirebbe a -80 C e non vi sarebbe vita. Quando

l’idrogeno è legato covalentemente ad un atomo molto elettronegativo

come l’ossigeno gli elettroni del legame covalente sono attirati su

quell’atomo che acquisterà una parziale carica positiva. Questa parziale

carica positiva conferisce all’atomo di idrogeno un’alta densità di carica e

quindi un’alta energia. Per diminuire questa energia l’atomo di idrogeno

tenderà a legarsi con un altro atomo con parziale carica negativa. Nel

caso dell’acqua un atomo di idrogeno di una molecola si legherà

all’atomo di ossigeno di un’altra molecola d’acqua. Fig.12 Legame a Idrogeno

Fonte: www.wikipedia.it

I metalli hanno un basso potenziale di ionizzazione, un metallo allo stato solido è costituito da un

insieme ordinato di cationi e elettroni. Ogni elettrone, essendo attirato

contemporaneamente dai cationi circostanti, lega questi cationi tra di loro

con un particolare tipo di legame detto legame metallico. Il corpo metallico

è costituito quindi da un reticolo di cationi immersi in una nube elettronica

che comprende tutto il corpo come se fosse una enorme nube ad elettroni

delocalizzati.

Fig.13 Legame metallico Fonte: it.wikipedia.org

3.5 Ibridazione degli orbitali

Per formare legami covalenti o omopolari un atomo deve avere un singoletto, invece vi sono atomi che pur

senza singoletti formano tali legami. Si è dovuto allora introdurre il concetto di ibridazione e di orbitali

ibridi: dire che due orbitali si ibridizzano significa dire che due orbitali diversi danno due orbitali tra loro

uguali con caratteristiche diverse da quelle degli orbitali di partenza.

3.6 Gli ossidi

Gli ossidi sono composti binari formati dall’unione di atomi di ossigeno con atomi di un altro elemento. Gli

ossidi degli elementi dei primi gruppi reagendo con acqua, danno delle basi e si chiamano quindi ossidi

basici o semplicemente ossidi per esempio ossido di sodio Na2O +H2O----> 2NaOH che si chiama idrossido di

sodio.

Gli ossidi degli elementi degli ultimi gruppi reagendo con l’acqua danno ossiacidi e quindi si chiamano ossidi

acido o anidridi per esempio anidride carbonica CO2+H2O----> H2CO3 acido carbonica.

Gli ossiacidi hanno il suffisso –oso quando il composto contiene meno atomi di ossigeno ed il suffisso –ico

nel caso della presenza di un numero maggiore di atomi di ossigeno. Per esempio HNO2 acido nitroso, HNO3

acido nitrico.

Se un elemento forma più di due acidi si usano anche i prefissi –ipo e –per. Per esempio HClO acido

ipocloroso, HClO2 acido cloroso, HClO3 acido clorico, HClO4 acido perclorico.

Gli idracidi sono composti binari che l’idrogeno forma con gli elementi molto elettronegativi, questi elementi attirano su di se gli elettroni di legame con l’idrogeno che può venir così ceduto sotto forma di H+ ad una base, mentre l’elemento assume una carica negativa per ogni H+. Tra gli idracidi ricordiamo HF acido fluoridrico, HCl acido cloridrico, HBr acido bromidrico, HI acido iodidrico, H2S acido solfidrico.

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Capitolo 4 La Chimica Organica Il termine chimica organica indica la chimica dei composti prodotti da organismi viventi. Tutti questi

composti contengono atomi di carbonio, di conseguenza la chimica organica è la chimica dei composti del

carbonio.

4.1 Idrocarburi

Gli idrocarburi sono composti organici formati solo da atomi di idrogeno e atomi di carbonio. Possono

essere divisi in due grandi gruppi e in sottogruppi.

4.2 Gli alcani

Gli alcani sono idrocarburi saturi a catena aperta.

Tutti gli atomi di carbonio hanno un’ibridazione sp3 e non vi sono doppi legami. Essi hanno la formula

generale CnH2n+2 e il loro nome termina con la desinenza –ano.

Togliendo da una molecola di un alcano un atomo di idrogeno si ha un radicale R, che prende il nome

dell’alcano di partenza (CH4 metano, CH3- metile).

A temperatura ambiente i primi 4 alcani (Metano, Etano, Propano, Butano) sono allo stato aeriforme, dal

5° al 16° sono allo stato liquido e gli altri allo stato solido.

Gli alcani sono composti chimici straordinariamente poco reattivi perché:

5. I legami C-C e C-H sono fortissimi e difficili da rompere

6. Tra carbonio e idrogeno vi è una piccolissima differenza di elettronegatività e quindi i legami sono

poco polarizzati.

7. L’atomo di carbonio ibridato sp3 è molto stabile.

Le sole reazioni che possono subire gli alcani sono reazioni di sostituzione e di combustione.

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4.3 Gli alcheni

Gli alcheni sono idrocarburi a catena aperta, ma insaturi, cioè ogni molecola di alchene contiene , per lo

meno , un doppio legame tra due atomi di carbonio ibridati sp2 . Hanno formula generale CnH2n (con n

maggiore o uguale a 2) e il loro nome termina con la desinenza -ene. Gli alcheni sono caratterizzati dalla

presenza del doppio legame e quindi sono molto più reattivi degli alcani. Danno due tipi di reazione:

addizione e auto addizione. In ambedue i casi si ha la rottura del legame e la formazione di legami singoli.

Esempi di reazione di addizione all’etene sono:

CH2=CH2+H2 → CH3 – CH3 etano

CH2=CH2+Cl2→CH2Cl -CH2Cl dicloretano

CH2=CH2+HCl→CH3-CH2Cl monocloroetano

Nelle reazioni di autoaddizione più molecole di alchene si legano tra di loro per formare un polimero; per

esempio:

n(CH2=CH2) →CH2=CH-(CH2-CH2)n-2 – CH =CH2

Il polietilene è appunto un polimero dell’etilene, come il polipropilene è è un polimero del propene. Per

polimero si intende una macromolecola formata da unità uguali tra di loro, che si ripetono, in una catena,

per centinaia o migliaia di volte. Molte materie plastiche sono formate per reazioni di auto addizione di

alcheni. La fonte principale di alcheni è il petrolio.

4.4 Gli Alchini

Gli alchini sono idrocarburi a catena aperta insaturi. Ogni molecola ha un triplo legame tra due atomi di

carbonio ibridati sp. Hanno formula generale CnH2n-2 e il loro nome termina con la desinenza –ino. Possiamo

avere le reazioni di addizione all’etino:

HC≡CH+H2→H2C=CH2 etene

HC≡CH+2H2→H3C-CH3 etano

HC≡CH+H2O→CH3CHO acetaldeide

L’etino (HC≡CH comunemente detto acetilene ) è il più semplice alchino; è un gas incolore che reagendo

con l’ossigeno produce una forte luce e un forte calore ( è usato per la fiamma ossiacetilenica per saldare).

L’etino è impiegato per molte sintesi chimiche e, specialmente per la preparazione di materie plastiche.

4.5 I Gruppi Funzionali

Il gruppo alcolico –OH è il gruppo funzionale degli alcoli e dei fenoli. La presenza di questo gruppo in un

composto ne aumenta la solubilità in acqua ( per la possibilità di formare ponti di idrogeno ) e la reattività

(perché la presenza dell’atomo di ossigeno, molto più elettronegativo dell’atomo di carbonio, provoca una

separazione di cariche nella molecola). I composti contenenti il gruppo –OH hanno la desinenza -olo dopo il

nome dell’idrocarburo di partenza.

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Gli alcoli possono essere considerati derivati dagli alcani per sostituzione di un idrogeno con il gruppo –

OH: hanno quindi la formula generale R-OH. L’alcol si dice primario, secondario o terziario a seconda che

l’atomo di carbonio cui è legato l’ossidrile –OH sia a sua volta legato a 1,2,3 altri atomi di carbonio.

Le formule generali di questi tre tipi di alcoli sono quindi:

Fonte: www.wikipedia.com

Alcuni importanti alcoli primari sono:

CH3OH metanolo (alcol metilico)

CH3CH2OH etanolo (alcol etilico)

CH3CH2CH2OH n-propanolo (alcol propilico)

Le Aldeidi hanno formula generale R-CHO e il gruppo –CHO è chiamato gruppo aldeidico. Le aldeidi

hanno la desinenza –ale.

Metanale (formaldeide) Etanale (acetaldeide) Propanale ( aldeide propionica)

Fonte: www.wikipedia.com

I Chetoni hanno formula generale O=R-C-R e il loro gruppo funzionale C=O ha le stesse caratteristiche del

gruppo aldeidico. La desinenza –one, ma persistono i nomi d’uso

Propionone (acetone); Butanone (metil-etil-chetone); (metil-fenil-chetone)

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Gli Acidi carbossilici hanno la formula generale R-COOH o Ar-COOH ( a seconda se il radicale è alifatico

o aromatico). La loro desinenza è –olco.

Acido metanoico (formico) Acido etanoico (acetico) Acido propanoico (propionico) Acido benzoico

HCOOH CH3COOH CH3CH2COOH C6H5COOH

Il Gruppo Amminico. Le ammine sono derivati organici dell’ammoniaca NH3. Se sostituiamo 1,2 o 3

atomi di idrogeno dell’ammoniaca con 1,2 o 3 radicali R abbiamo rispettivamente le ammine primarie,

secondarie o terziarie:

Metilammina (primaria) Metil-etilammina (secondaria) Trimetilammina (terziaria)

CH3NH2 CH3-NH-C2H5 (CH3)3N

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Capitolo 5 L’acqua L’acqua costituisce il 75% del nostro corpo per ogni forma di vita. Si tratta con ogni probabilità del mezzo

nel quale la vita si è evoluta sulla terra.

La polarità delle molecole d’acqua sono molto polari e gli elettroni che partecipano al legame idrogeno-

ossigeno tendono a passare più tempo con l’ossigeno. Di conseguenza l’estremità del legame idrogeno-

ossigeno rivolta verso l’ossigeno è più elettronegativa ed è indicata con δ- mentre l’estremità rivolta verso

l’idrogeno possiede una parziale carica positiva indicata con δ+. Inoltre i due legami che formano tra loro un

angolo di 105° circa danno la caratteristica forma a V della molecola d’acqua; quindi la molecola risulta

fortemente polare, con due parziali cariche positive in corrispondenza dei due atomi di idrogeno e due

parziali cariche negative in corrispondenza delle coppie di elettroni libere dell’atomo di ossigeno.

5.1 Legame ponte idrogeno

Quando due molecole d’acqua si trovano vicine l’atomo di idrogeno di una molecola viene attratto dalla

coppia di elettroni dell’atomo di ossigeno di un’altra molecola. Questa attrazione chiama legame a

idrogeno si manifesta sia nell’acqua solida che in quella liquida. Si tratta di legami intermolecolari, cioè

legami tra molecole diverse che si instaurano solo tra un atomo fortemente elettronegativo di una

molecola e un atomo di idrogeno legato con legame covalente polare ad un altro atomo elettronegativo.

Ogni molecola d’acqua forma quattro legami a idrogeno la cui forza è solo il 5% di quella di un legame

covalente; essendo però nell’acqua i legami molto numerosi la loro forza conferisce all’acqua particolari

proprietà di importanza fondamentale.

5.2 Proprietà dell’acqua

Nel ghiaccio che è acqua allo stato solido le molecole occupano posizioni fisse, ordinatamente disposte le

une vicine alle altre. Questa disposizione geometrica dipende dalla rigida geometria dei legami a idrogeno.

Di conseguenza allo stato solido le molecole d’acqua non sono così costrette le une accanto alle altre come

accade invece per l’acqua allo stato liquido.

Quando l’acqua si trova allo stato liquido i legami si formano e si rompono continuamente e le particelle

non hanno una disposizione ordinata.

Come conseguenza diretta di questa condizione abbiamo il galleggiamento del ghiaccio; cosa

apparentemente insignificante, ma in realtà, di fondamentale importanza per quanto riguarda la vita sulla

terra.

Se il ghiaccio si inabissasse gli stagni gelerebbero completamente e la vita acquatica diventerebbe

impossibile. In realtà il ghiaccio galleggia e forma sulla superficie degli specchi d’acqua uno strato isolante

protettivo che riduce la dispersione del calore verso l’alto, di conseguenza pesci e piante acquatiche non

devono mai sopportare temperature inferiori agli 0°.

La fusione è il passaggio dallo stato solido allo stato liquido ed avviene tramite la somministrazione di

calore. Il processo inverso, detto solidificazione consiste nella sottrazione della stessa quantità di calore con

conseguente relativo raffreddamento dell’acqua.

Il calore di fusione dell’acqua è di circa 80 cal/g. il calore di evaporazione è quello che serve per trasformare

da liquida a gassosa.

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L’energia fornita o sottratta sotto forma di calore spezza i legami a idrogeno oppure li ricompone. Tutto

questo calore viene sottratto all’ambiente e questo effetto spiega perché il sudore ci aiuta a regolare il

calore corporeo. La superficie libera dell’acqua liquida si presenta come una membrana elastica sottile ed

invisibile e la forza che conferisce tali proprietà al liquido è detta tensione superficiale.

Il calore specifico dell’acqua è maggiore rispetto a quello di quasi tutte le altre sostanze. L’acqua si riscalda

molto lentamente perché le sue molecole sono unite tra loro da legami intermolecolari. Questa proprietà

dell’acqua è importantissima per il mantenimento della temperatura interna degli organismi viventi ad un

livello costante.

5.3 Le soluzioni acquose

Le soluzioni acquose sono miscele in cui l’acqua è il solvente mentre le sostanze in essa disciolte vengono

indicate con il termine soluto.

Proprietà delle soluzioni acquose:

Molte sostanze in acqua vengono scisse e producono ioni.

Le molecole d’acqua si ionizzano parzialmente.

Le sostanze acide in soluzione acquosa cedono ioni H+.

Le basi sono sostanze capaci di accettare ioni H+.

5.4 Il PH

Nell’acqua pura la concentrazione di ioni H+ e quella di ioni OH- si equivalgono.

Per misurare l’acidità di una soluzione è possibile misurare la concentrazione di ioni H+ che si indica

attraverso la scala del PH. La scala va da 0 (massima acidità) a 7 (neutralità) a 14 (massima basicità). Ogni

unità di PH corrisponde ad un aumento pari a 10 volte la concentrazione degli ioni H+.

Fig.14 Scala del PH Fonte: cultura salute.blogspot.com

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Capitolo 6 Le Biomolecole Le biomolecole o molecole biologiche sono tutte sostanze esclusive degli esseri viventi. Esse sono molto diverse dall’acqua e dalle molecole rintracciabili nelle mondo inanimato; esse sono tutti composti organici cioè composti del carbonio. Le biomolecole comprendono proteine, carboidrati, lipidi e acidi nucleici; esse come tutti i composti organici sono costituite da catene carboniose unite ad uno o più gruppi funzionali e conferiscono loro specifiche proprietà.

6.1 I carboidrati

Il primo gruppo di biomolecole è costituito dai carboidrati che si presentano divisi in quattro principali

categorie:

1. I monosaccaridi o zuccheri semplici che contengono cinque o sei atomi di carbonio e sono chiamati

rispettivamente pentosi o esosi. Tra gli esosi, tutti con formula grezza C6H12O6 ci sono tre zuccheri

molto comuni: il glucosio, il fruttosio e il galattosio; il glucosio è presente sia nelle piante che negli

animali ed è il principale combustibile cellulare. Gli altri due zuccheri semplici sono fruttosio e

galattosio i quali, pur avendo la stessa formula grezza del glucosio, hanno diversa disposizione degli

atomi nella molecola.

2. I disaccaridi sono formati da due monosaccaridi tenuti insieme da legami covalenti. Alcune piante

uniscono due molecole di esosi dando origine a una molecola di zucchero doppio o disaccaride. La

formula chimica dei disaccaridi è C12H22O11. Due molecole di glucosio formano il maltosio (lo

zucchero del malto). Una molecola di glucosio ed una di fruttosio per formare il saccarosio. Una

molecola di glucosio e una di galattosio si uniscono per formare il lattosio.

3. Gli oligosaccaridi sono composti da tre a venti monosaccaridi.

4. I polisaccaridi sono polimeri di grosse dimensioni formati da centinaia o migliaia di monosaccaridi.

Ad esempio gli amidi sono idrati di carbonio formati da tante molecole di glucosio unite in una

catena . la formula chimica di un polisaccaride è (C6H10O5)n . la lettera n sta a indicare il numero di

molecole di un monosaccaride che si uniscono che possono andare da una dozzina ad alcune

migliaia. Gli amidi vegetali comprendono l’amido di patate, l’amido di riso, l’amido di frumento,

l’amido di altri cereali. L’amido animale è il glicogeno che viene prodotto e accumulato nel fegato e

nei muscoli. Quando è necessario il fegato trasforma il glicogeno in glucosio è lo distribuisce ai

tessuti attraverso la circolazione sanguigna. La cellulosa è un altro polisaccaride la cui molecola è

più grande e complessa di quella degli amidi, essa è formata da lunghe catene composte da molte

unità di glucosio legate fianco a fianco, questa disposizione conferisce alle fibre di cellulosa una

grande resistenza.

6.2 Le Proteine

Le proteine sono polimeri formati da monomeri detti amminoacidi uniti a formare lunghe catene chiamate

polipeptidi. Esse sono i più abbondanti composti organici presenti nelle cellule animali.

Le proteine strutturali formano le varie strutture cellulari; gli enzimi sono anch’essi proteine prodotte dalle

cellule e controllano le reazioni chimiche che avvengono negli organismi viventi.

Le molecole proteiche sono formate da unità molto più piccole chiamate amminoacidi; essi sono uniti in

una catena e sono solo una ventina, si possono definire i mattoni con i quali sono costruite le proteine.

Ogni amminoacido contiene due gruppi di atomi: il gruppo amminico con due atomi di idrogeno e un atomo

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di azoto (-NH2) e il gruppo acido (-COOH). Gli amminoacidi si uniscono tra di loro mediante legami peptidici

che si formano con l’eliminazione di una molecola d’acqua. quando si legano due amminoacidi si forma un

dipeptide quando si legano più amminoacidi in catena si forma un polipeptide.

Molte molecole proteiche sono costituite solo da questi polipeptidi a lunga catena, altre sono costituite da

catene polipeptidi che parallele unite da legami laterali. Nella formazione di una proteina possono entrare

da una cinquantina a tremila amminoacidi. Le proteine differiscono tra loro non solo per il tipo e per il

numero di amminoacidi che contengono ma anche per il loro allineamento nelle catene polipeptidiche.

Ecco perché il numero di molecole proteiche praticamente illimitato.

La sequenza degli amminoacidi nella catena polipeptidica costituisce la struttura primaria di una proteina.

La struttura secondaria consiste nella regolare ripetizione di ripiegamenti caratteristici che interessano

regioni diverse della catena polipeptidica. Esistono due tipi principali di struttura secondaria, entrambi

determinati dalla formazione di legami a idrogeno fra gli amminoacidi che formano la struttura primaria α

elica, e foglietto β pieghettato.

La struttura terziaria produce una macromolecola con una precisa forma tridimensionale, con gruppi

funzionali in superficie capaci di svolgere particolari reazioni chimiche con altre molecole specifiche.

La struttura quaternaria di una proteina è il risultato del modo in cui le subunità polipeptidiche si legano

insieme e interagiscono fra di loro.

La struttura tridimensionale di una proteina, essendo affidata a legami deboli è molto sensibile alle

condizioni ambientali. Aumenti della temperatura e variazioni del PH non spezzano i legami covalenti però

disturbano i legami più deboli responsabili della struttura secondaria e terziaria.

La denaturazione è l’alterazione della struttura tridimensionale della proteina ed è un processo irreversibile

(Esempio: cottura di un uovo).

6.3 I Lipidi

I lipidi costituiscono un altro importante gruppo di composti organici che si formano nelle cellule viventi.

Essi sono biomolecole apolari e insolubili in acqua che contengono prevalentemente carbonio e idrogeno, i

lipidi più abbondanti sono i grassi, gli oli e le cere. Le molecole di queste sostanze contengono atomi di

carbonio, idrogeno, di ossigeno, ma il rapporto fra gli atomi di idrogeno e ossigeno è notevolmente

superiore a quelli di due a uno dei carboidrati, perciò un organismo può liberare bruciando una data

quantità di sostanze grasse che non bruciando uguale quantità di carboidrati.

Le molecole dei grassi si formano dalla combinazione di una molecola di glicerolo con tre molecole di acido

grasso e con la eliminazione di tre molecole d’acqua.

Durante la digestione dei grassi avviene la reazione opposta: le molecole di acqua reagiscono con le

molecole dei grassi, in un processo di idrolisi, e i grassi si scindono in tre molecole di acidi grassi e una di

glicerolo.

I lipidi più semplici sono i trigliceridi che se a temperatura ambiente sono solidi vengono definiti grassi,

mentre se sono allo stato liquido sono detti oli. I tre acidi grassi di una molecola di trigliceride non hanno

una catena idrocarburica della stessa lunghezza:

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Negli acido grassi saturi tutti i legami fra gli atomi di carbonio sono legami semplici, cioè sono

saturati con atomi di idrogeno.

Negli acidi grassi insaturi le catene idrocarburiche contengono uno o più doppi legami; tali doppi

legami producono un gomito nella catena (EX: acido oleico); questi gomiti impediscono di

addossarsi strettamente.

La quantità dei gomiti nelle molecole di acidi grassi determina fluidità e punto di fusione di un lipide.

I trigliceridi sono fondamentali nel nostro metabolismo come fonte di energia: essi contengono il doppio

dell’energia rispetto a carboidrati e proteine.

Con il processo digestivo i trigliceridi passano, come abbiamo detto, in forma idrolizzata, nei vasi sanguigni

e qui vengono ricostruiti diventando costituendi delle ipoproteine. Trasportati nelle cellule vengono usati o

accumulati come riserva energetica.

Altri lipidi contenenti acidi grassi e glicerolo sono i fosfolipidi. Uno degli acidi grassi però è sostituito da un

composto contenente un gruppo fosfato con carica elettronegativa. Questa porzione della molecola detta

testa è idrofila mentre le “code” costituite dai due acidi grassi sono idrofobiche. Quando ci troviamo in un

ambiente acquoso le code apolari si radunano le une vicine alle altre mentre le teste interagiscono con

l’acqua. questo da origine a una lamina dello spessore di due molecole dal cui spazio interno resta esclusa

l’acqua.

Esistono altri lipidi diversi dai trigliceridi.

Si tratta di molecole apolari composte per lo più da carbonio e idrogeno, si tratta di:

Carotenoidi, gruppo di pigmenti che assorbe la luce e sono presenti in piante animali.

Steroidi, classe di composti organici con uno scheletro di anelli che hanno messo in comune atomi

di carbonio (colesterolo).

Vitamine, piccole molecole che il corpo umano non è in grado di sintetizzare e devono essere

assunte con gli alimenti.

6.4 Gli Acidi Nucleici

Gli acidi nucleici sono polimeri composti di monomeri detti nucleotidi. Ogni nucleotide è formato da uno

zucchero pentoso, da un gruppo fosfato e da una base azotata. Le basi azotate: una struttura ad anello

semplice chiamata pirimidina o una a doppio anello detta purina.

Nel DNA lo zucchero pentoso e il desossiribosio, mentre nel RNA è presente il ribosio che ha un atomo di

ossigeno in più; inoltre nel DNA abbiamo quattro basi azotate (Guanina, citosina, adenina, timina) mentre

nel RNA al posto della timina c’è la base uracile.

Gli acidi nucleici sono quindi specializzati nel trasmettere e utilizzare l’informazione genetica.

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L’ossatura della macromolecola del DNA e del RNA consiste in una catena di nucleotidi uniti da legami

covalenti tra lo zucchero di un nucleotide e il fosfato di quello successivo. Mentre le molecole di RNA

sono per lo più formate da un'unica catena, il DNA è di solito a doppio filamento. I due filamenti del

DNA hanno orientamento antiparallelo e

ciò permette ai due filamenti di adattarsi

uno all’altro nello spazio tridimensionale.

Il DNA è una molecola informazionale cioè contiene le informazioni per costruire correttamente tutte le catene polipeptidiche da cui derivano le proteine di un organismo. L’informazione del DNA è codificata nella sequenza delle basi che formano i suoi filamenti. L’informazione non dipende solo dal numero e tipo di basi azotate ma anche dall’ordine in cui sono disposte. RNA interviene nella traduzione delle

informazioni contenute nella molecola di

DNA permettendo l’effettiva costruzione

delle proteine.

Fig.15 Struttura DNA e RNA Fonte: arymatrix.blogspot.com

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Capitolo 7 La cellula La cellula è l’unità elementare della vita. Esistono due tipi di cellule : le cellule procariotiche e le cellule eucariotiche. La cellula procariotica è più piccola e a struttura più semplice rispetto a quella eucariotica. Le cellule sono i componenti di tutti gli essere viventi, ma sono minuscole, il loro volume varia da 0,1 µ m3 a

1000 µ m3. Esistono eccezioni come le uova degli uccelli, alcuni tipi di alghe, i filamenti delle cellule nervose.

7.1 Le Cellule Procariotiche

Le cellule procariotiche hanno la stessa struttura di base::

1. Hanno una membrana plasmatica

2. All’interno della membrana plasmatica si trova il

citoplasma

3. Nel nucleoide si trova il DNA

4. Nel citoplasma troviamo sempre i ribosomi.

Esistono cellule procarioti che con caratteri specializzati:

1. La parete cellulare la capsula

2. Le membrane interne Fig. 16 Cellula Procariote

3. I flagelli ei pili Fonte: medecorv.it

7.2 Le Cellule Eucariotiche

Le cellule eucariotiche sono delimitate

dalla membrana citoplasmatica,

contengono citoplasma, ribosomi e DNA.

Esse però sono caratterizzate dalla

presenza di organuli contenenti di

specifici enzimi: nucleo contiene il

materiale genetico (DNA), in tutte le

cellule eucaristiche troviamo il reticolo

endoplasmatico, e l’apparato di Golgi, i

mitocondri, i vacuoli.

I cloroplasti si trovano solo nelle cellule vegetali, i lisosomi solo in quelle animali. Fig. 17 Cellula Eucariote Fonte: scienzeforpassion.com

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7.3 Il Nucleo

Il nucleo è il luogo in cui avviene la duplicazione del DNA, e la sede del controllo genetico dell’attività

cellulare, contiene il nucleolo dove inizia il montaggio dei ribosomi.

Fonte: www.wikipedia.com

7.4 I Ribosomi

I Ribosomi sono i siti dove vengono sintetizzati le proteine secondo le direttive degli acidi nucleici.

7.5 Il reticolo endoplasmatico

Il reticolo endoplasmatico ruvido sintetizza membrane e proteine, inoltre tiene separate dal citoplama le proteine appena sintetizzate e le modifica dal punto di vista chimico. Il reticolo endoplasmatico liscio è privo di ribosomi ,ha una

struttura più tubolare, svolge quattro importanti

funzioni: è la sede della sintesi dei lipidi; è responsabile

della trasformazione chimica di sostanze tossiche,

farmaci, pesticidi; nelle cellule animali è la sede

dell’idrolisi del glicogeno; immagazzina gli ioni calcio. Fonte: www.wikipedia.com

7.6 L’apparato di Golgi

L’apparato di golgi svolge le seguenti funzioni: riceve le proteine dal RE e le elabora; concentra, confeziona

e smista le proteine, sintetizzai polisaccaridi per la parete delle cellule vegetali

7.7 I Lisosomi

I Lisosomi sono gli spazzini cellulari. Essi sono siti dove avviene l’idrolisi del materiale assunto dalla cellula

per fagocitosi. Le cellule vegetali non sono provviste di lisosomi.

7.8 I perossisomi e i vacuoli

I perossisomi sono piccoli organuli contenenti speciali enzimi che possono demolire i perossidi tossici, sotto

prodotto di alcune reazioni chimiche cellulari.

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I vacuoli sono circondati da una membrana e contengono soluzioni acquose con molte sostanze disciolte. I

vacuoli vegetali servono alla cellula come: accumulo, sostegno , riproduzione , digestione.

7.9 I mitocondri

I mitocondri producono l’ATP e consumano ossigeno molecolare O2 : nel loro interno avviene la

respirazione cellulare.

7.10 I cloroplasti

I cloroplasti contengono il pigmento verde della clorofilla e sono la sede della fotosintesi.

7.11 Ciglia e flagelli

Le ciglia sono più corte dei flagelli e di solito sono presenti in gran numero.

I flagelli eucaristici sono più lunghi delle ciglia e di solito si trovano da soli o in coppia.

7.12 La matrice extracellulare

Le cellule animali sono prive di parete cellulare semirigida presente in quelle vegetali, ma molto spesso

sono circondate da una matrice extracellulare composta da proteine come il collagene, da proteoglicani, da

un terzi tipo di proteine che unisce le proteine fibrose e la matrice gelatinosa del proteoglicano. Funzioni

della matrice extracellulare sono: unire le cellule di un tessuto, contribuire alle proprietà fisiche dei tessuti,

collaborare al filtraggio di materiali in transito da un tessuto all’altro, orientare i movimenti delle cellule

durante lo sviluppo embrionale e rigenerare i tessuti lesionati, svolgere un ruolo nell’invio di segnali chimici

da una cellula all’altra.

7.13 Cellule autotrofe ed eterotrofe.

Le cellule Eucariotiche sono suddivise a loro volta in cellule animali, o eterotrofe, e cellule vegetali, o

autotrofe: le cellule vegetali sono dotate di parete cellulare e di cloroplasti, sintetizzano carboidrati o altre

molecole organiche complesse partendo da semplici molecole inorganiche e utilizzando una fonte di

energia esterna; le cellule animali sono eterotrofe, hanno lisosomi e sono capaci di movimento, esse

ricavano biomolecole ad alto contenuto di energia dagli organismi di cui si nutrono.

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Fig.18 Rappresentazione Schema Cellule Eucariotiche e Procariotiche e le loro differenze. Fonte: www.wikipedia.com

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