9-Caporossi L22 14-15 Prop Chimica

Lezioni di Biologia 1

Livelli di organizzazione della materia; dimensioni, visibilità emicroscopi; unità di misura. Scale di complessità eriduzionismo scientifico.

Composizione dei viventi e richiami di chimica: atomo elegami, molecole organiche, gruppi funzionali; interazionideboli: il legame a idrogeno; acqua e soluzioni: acidi, basi esali, il pH.

Le grandi molecole biologiche: glucidi, lipidi, protidi, acidinucleici.

Variabilità e caratteristiche dei viventi – organizzazione,metabolismo, riproduzione. Caratteristiche fondamentalidei cinque regni.

I virus

1. Propedeutica chimica e Biologia generale

Cellula tipo e sua variabilità. Membrana cellulare: struttura efunzione. Citoplasma e organuli. Citoscheletro e strutture delmovimento. Flusso materia-energia nei viventi; leggi dellatermodinamica; strategie energetiche dei viventi, enzimi,trasportatori di energia; metabolismo energetico: fotosintesi, glicolisie respirazione.

Replicazione del DNA e riproduzione cellulare; ciclo cellulare, mitosie meiosi.

Leggi di Mendel, geni e cromosomi, determinazione del sesso,caratteri legati al sesso, mutazioni.

Codice genetico e sintesi delle proteine, controllo dell'espressionegenica. Cenni di genetica dello sviluppo e di genetica umana. Cennisugli sviluppi della biologia: riproduzione assistita; ingegneriagenetica; biotecnologie.

2. Biologia cellulare, genetica molecolare,

genetica generale


L’evoluzione e l’ambiente. Origine della vita, adattamento edevoluzione dei viventi. Evoluzione dell'uomo e sua variabilitàbiogeografica: adattamenti all’ambiente, polimorfismi genetici,popolazioni.

3.Biologia umana e Antropologia

- Perché tutti gli organismiviventi hanno necessità di H2O?

- Perché molti organismi viventihanno necessità di O2?


- Quale organismo viventeutilizza i mitocondri?

- Quale organismo vivente utilizza i cloroplasti?

- Quale è la base cellulare e molecolare del movimento?

Che differenza c’è tra questi atleti ?


…e tra questi?

…e tra questi?


…e tra questi

?

…e tra questi?


…e tra questi?

LIVELLI DI ORGANIZZAZIONE DELLA

MATERIA


� UNIVERSO

� Sistema solare

� Terra

� BIOSFERA

� Ecosistema

� Comunità

� Popolazione

� ORGANISMO

� Sistema/Apparato

� Organo

� Tessuto

� CELLULA

� Organulo

� MOLECOLA

� ATOMO

� Particella subatom.

O

L

I

S

M

O

R

I

D

U

Z

I

O

N

I

S

M

O Olismo= visione dell’intero

Riduzionismo= dal grande al piccolo

TessutoGruppo di cellule simili formanti una unità strutturale e funzionale

OrganismoEssere vivente capace di vita autonoma

Sistema / ApparatoGruppo di organi coordinati tra loro

OrganoGruppo di tessuti formanti una unità strutturale e funzionale


Tutti gli organismi viventi sono

formati da una o più cellule che

sostengono tutti i processi vitali

L’unità biologica più piccola in grado di portare avanti le funzioni caratteristiche di un

vivente è la CELLULA

Miscugli formate da unità costitutive (molecole) diverse

MATERIA

Sostanze formate da un solo tipo di

unità costitutive (molecole)

Le unità costitutive della materia sono le molecole

Le unità costitutive delle molecole sono gli atomi


Atomo unità costitutiva delle molecole, a sua volta formata da particelle elementari

(Protoni, elettroni, neutroni,…).

Esistono oltre 100 tipi di atomi

Elemento sostanza le cui molecole sono formate da atomi tutti uguali. Ne esistono dunque un centinaio, tanti quantigli atomi, e ne hanno gli stessi nomi (idrogeno H, ossigeno O, carbonio C, …)

Molecola unità costitutiva di una sostanza, a sua voltaformata da atomi

Composto sostanza le cui molecole sono formate da atomi diversi. Ne esistono milioni, e si distinguono in: composti organici se contengono Carboniocomposti inorganici se non contengono Carbonio

Molecole e Atomi

Proprietà della materia

Fisiche�Stato (solido, liquido, gassoso)

�Massa e peso

�Volume, Densità

�Energia

�…

Chimiche�Sono le proprietà che si possono osservare

quando una sostanza subisce una trasformazione in un’altra sostanza


Dimensioni della Materia

Unità di misura

1m x 10-3 = 1 mm (millimetro) = 1/1000m = 1000 µm1m x 10-6 = 1 µm (micrometro) = 1/1000 mm = 1000 nm 1m x 10-9 = 1 nm (nanometro) = 1/1000 µm = 10 Å

1m x 10-10 = 1 Å (Ångström) = 1/10 nm

MATERIA = forma di Energia (e = mc2)

Energia capacità di compiere lavoro.

Si presenta in forme diverse,

trasformabili le une nelle altre:

meccanica (cinetica, potenziale)

termica

luminosa

chimica


L’energia

Leggi della Termodinamica

1°: Conservazione All’interno di un sistema chiuso l’energia/materia complessiva è costante (l’energia/materia non si crea e non si distrugge, ma si trasforma)

2°: Entropia In assenza di apporto energetico dall’esterno,qualsiasi sistema decade verso il massimodisordine (disordine = Entropia). In ognitrasformazione, parte dell’energia si disperdesotto forma di calore (moto molecolare) e non èpiù utilizzabile, traducendosi in un aumento dientropia. L’entropia è nulla a 0ºK = - 273ºC(assenza di moto molecolare)

I sistemi biologici esprimono capacità:

Organizzative complessità

Conservative stabilità

Evolutive adattabilità

Sistemi biologici


Più in generale, i sistemi biologici presentano le

seguenti caratteristiche:

� Complessità – chimica, strutturale -organizzativa, funzionale

� Organizzazione cellulare� Metabolismo -- Assunzione di energia, trasformazioni

biochimiche

� Reattività, Omeostasi� Informazione propria� Adattamento, Evoluzione� Crescita -- Accrescimento e sviluppo

� Riproduzione, Eredità

Sistemi biologici

COMPOSIZIONE DEI VIVENTI

E RICHIAMI DI CHIMICA


STRUTTURA DELL’ATOMO

massa carica

Nucleo

� Neutroni (N) 1 0� Protoni (P) 1 +1

Livelli energetici (orbitali)

� Elettroni (e) - -1

Peso Atomico (PA) = numero di N+P (caratteristiche fisiche)

Numero Atomico (NA) = n°di P = n°di e (caratteristiche chimiche)

Isotopi = atomi con stesso NA ma diverso PA

Trizio (³H)1P 2N 1e

Idrogeno (¹H)1P 1e

Azoto (N)7P 7N 7e

PA=14 NA=7

Ossigeno (O)8P 8N 8e

PA=16 NA=8

14C 6P 8N 6e

PA=14 NA=6

¹³C 6P 7N 6e

PA=13 NA=6

¹²C 6P 6N 6e

PA=12 NA=6

Deuterio (²H)1P 1N 1e

Il più piccolo di tuttigli atomi, l’Idrogeno Hha solo un P e un e,e quindi NA=1 e PA=1.Esistono vari isotopi

con 1, 2 o più N

L’atomo del Carbonio,caratteristico di tutti icomposti organici e isuoi più comuniisotopi

Altri atomi, comuninel vivente: Azoto N eOssigeno O.Dal punto di vistachimico non interessatanto la composizionedel nucleo quanto ilnumero degli elettroni,da cui infatti deriva lareattività degli atomi


Disposizione degli elettroni

Gli elettroni (e) orbitano intorno al nucleo instrati (o livelli energetici), ciascuno contenente 1o più orbitali che si saturano con 2e ciascuno.

Il primo strato si satura con 2e (1 solo orbitale).Gli strati successivi sono stabili, quindi completi,con 8e (4 orbitali).


Reattività dell’atomo

L’atomo tende:

� da un lato, a mantenersi elettricamente neutro(numero di P = numero di e)

� dall’altro, a saturare i propri livelli energeticiesterni riempiendoli del relativo numeromassimo di elettroni (2e per il primo livello, 8eper i livelli successivi – “regola dell’ottetto”).

Ciò determina la reattività chimica

Sistema periodico degli elementi

Il comportamento di un atomo è dunquedeterminato dal numero di e del suo livello

energetico esterno, facilmente ricavabiledal NA.

Ordinando gli atomi per NA crescente, sihanno somiglianze periodiche dicomportamento.


Elemento NA N°di e per livello N°di e

1°liv. 2°liv. 3°liv esterni / totale ammessi

Idrogeno (H) 1 1 1 / 2

Carbonio (C) 6 2 4 4 / 8

Azoto (N) 7 2 5 5 / 8

Ossigeno (O) 8 2 6 6 / 8

Sodio (Na) 11 2 8 1 1 / 8

Fosforo (P) 15 2 8 5 5 / 8

Zolfo (S) 16 2 8 6 6 / 8

Cloro (Cl) 17 2 8 7 7 / 8


REAZIONI E LEGAMI CHIMICI

Per saturare il suo livello energetico esterno, un atomo può reagire:

� cedendo o acquistando e- :cioè ossidandosi: cedendo e-

o riducendosi: acquistando e-

oppure

�mettendo in comune e- con altri atomi

� L’ossidazione è la perdita di elettroni e la conseguente trasformazione in ione positivo (catione)

esempio:

Na - e- Na+ (catione sodio)

(SODIO, NA=11)

Reazioni di Ossidoriduzione


�La riduzione è l’acquisto di elettroni e laconseguente trasformazione in ionenegativo (anione)

esempio:

Cl + e- Cl- (anione cloro)(CLORO, NA=17)

Reazioni di Ossidoriduzione

In questo caso le reazioni sono praticamente simultanee

(ossidoriduzione)

Cationi e anioni avendo carica elettrica opposta, si attraggono, formando il

legame ionico

Na+ + Cl-

NaCl


Legame ionico

Tra atomi a elettronegatività molto diversa

Na Cl +NaCl-

E’ un legame molto forte (per il reticolo cristallino) ma diviene debole a contatto con solventi polari (H2O)

e-

Legame ionico


Elettronegatività

Capacità di un atomo di attrarreelettroni verso di sé all’interno di un

legame chimico

Valori di Elettronegatività

F 4.0O 3.5N 3.0Cl 3.0S 2.5C 2.5P 2.1

H 2.1Ca 1.0Na 0.9K 0.8


Per saturare il suo livello energetico esterno, un atomo può anche mettere in comune e con altri

atomi, formando legame covalente

Cl Cl Cl2ClClClCl+Legame covalente semplice

Legame covalente

Per saturare il suo livello energetico esterno, un atomo può anche mettere in comune e- con altri

atomi, formando legame covalente

O O O O O O O2+Legame covalente doppio

Legame covalente


Legame covalente

Legame covalente

Il legame covalente è tipico del Carbonio,

Composti organici -- Metano CH4

Idrocarburi -- CH3-(CH2)n-CH3

Radicali: -CH3 rad. metilico

-CH3-CH2 rad. etilico, ecc.

-R = radicale generico

.

... C HH

HCH

:C :. .. . H

HH

HC4H . + = = CH4


Legame covalente Tra atomi a pari elettronegatività

H : H H2

CH4

Tra atomi a diversa elettronegatività

H : Cl δ+HClδ-

dipolo

CH

HHH

. .

. .: :

Omopolare

Eteropolare

Legame covalente eteropolare


Legame covalente eteropolare

Legame dativo

Un elemento datore mette in comune un doppietto

elettronico con un elemento accettore, che si limitaad accettarlo, ma senza mettere in comuneelettroni da parte sua

S NA=16

N P S

OH

OO

OHO

ON

HNO3

O

OH

OH

OH

OH

OHO

O

H3PO4 H2SO4

N NA=7P NA=15


Legami Forti

� Legame covalente apolare (omopolare)� Legame covalente polare (eteropolare)� Legame ionico

Legami Deboli

• Forze di Van der Waals - debole

attrazione intermolecolare causata da

forze attrattive dovute a perturbazioni

della nuvola elettronica

• Legame a idrogeno


Legami a idrogeno

Tra un atomo H impegnato in un legame covalente polare (tipicamente con F, O, N) e un altro atomo molto elettronegativo:

δ+H-Fδ -...

δ+H-Fδ -...

δ+H-Fδ -...

δ+H-Fδ -

δ - O-Hδ+…

δ -O δ - O-Hδ+…

δ -Nδ - N-Hδ+

…δ -O δ - N-Hδ+

…δ -N

Sono legami altamente instabili (1 sec x 10-11)ma numerosissimi = effetto di massa e determinanostrutture dipolari.

Legami a idrogeno


Legami a idrogeno

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