Programma. : Parte prima: le biomolecole

Presentazione sul tema: "Programma. : Parte prima: le biomolecole"— Transcript della presentazione:

1 Programma. : Parte prima: le biomolecole
AA / 2014 (Prof. Adolfo Amici) Modulo Didattico: Biochimica Corso integrato di: Scienze Biomediche (Anno I - Semestre I) Programma. : Parte prima: le biomolecole I carboidrati (classificazione, proprietà chimico-fisiche di monosaccaridi, disaccaridi, polisaccaridi; caratteristiche del legame glicosidico ). Gli aminoacidi e le proteine (caratteristiche strutturali degli aminoacidi, il punto isoelettrico, gli aminoacidi essenziali, funzioni e struttura tridimensionale delle proteine). I lipidi e le membrane biologiche (lipidi di riserva, lipidi strutturali e architettura delle membrane biologiche). Vitamine idrosolubili e vitamine liposolubili. La cinetica enzimatica. Parte seconda: il metabolismo La glicolisi e il ciclo dell’acido citrico. La fosforilazione ossidativa. La degradazione degli aminoacidi e il ciclo dell’urea. La beta-ossidazione degli acidi grassi. testo consigliato: D.L.Nelson, M.M. Cox Introduzione alla biochimica , (Zanichelli)

2 Gli elementi chimici presenti al giorno d’oggi
Part 1 Opener

3 Che cosa distingue un organismo vivente da un oggetto inanimato?
Complessità chimica ed organizzativa Estrazione dell’energia dall’ambiente Capacità di autoreplicarsi

4 Le macromolecole sono costituite da pochi composti semplici

5 Accoppiamento energetico
Fonte di energia

6 Vie metaboliche: cataboliche e anaboliche ATP

7 Classificazione degli organismi in base alla fonte energetica
Evoluzione della vita sulla terra

8 CELLULE PROCARIOTI EUCARIOTI

9 Le biomolecole: I legami chimici coinvolti I gruppi funzionali
La struttura tridimensionale La stereochimica La reattività in funzione della struttura

10 Atomi - struttura particella simbolo carica (coulomb, relativa) Massa
Protone p+ 1, , kg Neutrone n , kg Elettrone e- 1, , kg Atomo H 0, , kg “ U 0, , kg raggio di un atomo circa 10-10m raggio di una particella circa 10-14m

11 Esperimento di Rutherford
13.214

12 n = 1 n = 2 n = 3 l = 0 m = 0 l = 1 m = -1,0,1 l = 2 m = -2,-1,0,1,2
L’atomo quantistico : Forme degli orbitali in funzione dei numeri quantici degli elettroni, n, principale, 0, 1, 2, 3, … l, secondario, 0 ÷ n-1 m, magnetico, -l ÷ 0 ÷ +l spin, ±½ l = 0 m = 0 l = 1 m = -1,0,1 l = 2 m = -2,-1,0,1,2

13

14 Spettro della radiazione elettromagnetica

15 Rifrazione della luce bianca

16 Principali righe di emissione dell’idrogeno

17 Livelli energetici e righe di emissione dell’atomo di idrogeno

18 Il legame covalente e la formazione di molecole

19 Ibridazione sp3 e la configurazione tetraedrica delle molecole
carbonio metano 109° ossigeno acqua azoto ammoniaca 107° 105°

20 Ibridazione sp2 e la configurazione planare
BF3 120°

21 Legame chimico ionico + -

22 Il legame metallico Orbitali molecolari che coinvolgono tutto il volume del cristallo metallico

23 Forze interattive tra le molecole Forze di van der Waals
Dipoli istantanei Non direzionali 2-20kJ mole-1

24 Forze interattive tra le molecole
Polarizzazione dei legami covalenti L’elettronegatività Cl

25 L’acqua e il legame idrogeno

26 Temperature di fusione di composti e tavola periodica

27 Teoria cinetica della temperatura
Moto Browniano T1 La pressione è la conseguenza degli urti delle molecole sulle pareti del recipiente, maggiore è il numero o maggiore è la forza degli urti e maggiore è la pressione Numero di molecole T2 1 Ec = mV2 2 Velocità Ad ogni temperatura l’energia cinetica media delle molecole è la stessa per ogni tipo di gas e per qualsiasi pressione

28 Legge generale dei gas: legge di Avogadro
Combinando gli esperimenti precedenti si ottiene la formula generica: P V = kn T Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di pressione e temperatura contengono un uguale numero di molecole P V = n R T H2 + Cl2 = 2 HCl Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di pressione e temperatura contengono un uguale numero di moli

29 Tensione di vapore delle soluzioni
Psol = Pa · Xa + Pb · Xb Se il soluto non è volatile P sol =Pa · Xa DP = Pa - Psol DP Xb = ---- Pa

30 Potere schermante dell’acqua verso le cariche, solubilizzazione dei sali, solvatazione degli ioni.

31 Osmosi Pressione Osmotica P P = c R T P V = n R T P = c R T
Soluzione salina fisiologica NaCl 0,15 M P = c R T = 2 · 0,15 · · ( ) = 7,64 Soluzione di saccarosio H2O Membrana semipermeabile La pressione osmotica dipende dal numero di particelle in soluzione quindi bisogna tenere conto della dissociazione dei composti

32 L’acqua e la solubilità delle sostanze

33 Solidi Strutture cristalline e amorfe
. Esempi di strutture cristalline comuni Molecola di zolfo Esagonale Cubica Cubica a corpo centrato Grafite Na Cl Diamante Quarzo (biossido di silicio, SiO2) Silicio Ossigeno Cloruro di Sodio, NaCl

34 es. l’acido cloridrico concentrato HCl al 36%
CONCENTRAZIONE Percentuale in peso, % es. l’acido cloridrico concentrato HCl al 36% la soluzione contiene 36g di HCl per ogni 100g di soluzione. Percentuale in volume, %v/v es. l’alcol etilico al 95% la soluzione contiene 950ml di1 alcol per ogni litro di soluzione. Molarità, M (numero di moli di soluto per litro di soluzione) es. 2 M cloruro di sodio, NaCl 1 mole = 58,5g 2 · 58,5 g =117 g in un volume finale di un litro d’acqua Molalità, m (numero di moli di soluto per 1000 g di solvente) es. 2 m cloruro di sodio, NaCl 1 mole = 58,5g 2 · 58,5 g =117 g da aggiungere a 1000 g d’acqua

35 Solubilità (g soluto/100 g solvente)
La solubilità di un certo soluto in un certo solvente dipende dalla natura sia del soluto sia del solvente e di solito, ma non sempre, aumenta all'aumentare della temperatura. CaCl2 NaI KNO3 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (°C) Solubilità (g soluto/100 g solvente) KCl NaCl Ce2(SO4)3

36 Teoria delle collisioni
H2O + CO H2CO3 O H C O H C T1 Numero di molecole 1 Ec = mV2 2 Velocità A B C v = k[A][B] k = costante di velocità

37 Equilibrio chimico aA + bB cC + dD vd = kd [A]a [B]b vi = ki [C]c [D]d
All’equilibrio si ha: vd = vi kd [A]a [B]b = ki [C]c [D]d

38 Legge di azione di massa
Principio di Le Chatelier: Quando l’equilibrio di un sistema viene variato, il sistema reagisce in modo da annullare la variazione e ristabilire l’equilibrio aA + bB cC + dD

39 Legami chimici più comuni
Orientamento degli orbitali atomici Ibridazione sp3 Ibridazione sp2

40 Gruppi chimici comuni nelle molecole organiche

41 Struttura tridimensionale
delle molecole Stereochimica delle molecole organiche

42 I carboidrati Formula empirica generale : n(CH2O)
Monosaccaridi (es. glucosio) Oligosaccaridi disaccaridi (es. saccarosio) Polisaccaridi (es. cellulosa, glicogeno amido) Zuccheri

43 Vi sono due famiglie di monosaccaridi
aldotriosio chetotriosio

44 I monosaccaridi hanno centri asimmetrici
Isomeri ottici D-Gliceraldeide L-Gliceraldeide

45 Proprietà ottiche degli stereoisomeri
Attività ottica: proprietà di ruotare il piano della luce polarizzata Sorgente di luce Filtro polarizzatore La luce non polarizzata oscilla in tutti i piani La luce polarizzata oscilla in un solo piano Tubo porta campione contente la sostanza otticamente attiva Angolo di rotazione Luce polarizzata ruotata Analizzatore Potere ottico rotatorio specifico:

46

47 Famiglia dei D-aldosi

48 Famiglia dei D-aldosi

49 Famiglia dei D-cheosi

50 I monosaccaridi assumono forme cicliche
Il glucosio cristallizzato in acqua, a-D-glucosio, ha proprietà ottiche diverse da quelle della forma che si ottiene cristallizzandolo nel solvente piridina, b-D-glucosio. Da un punto di vista della composizione chimica sono invece identici. Esso ha assunto due diverse forme cicliche dette piranosi

51 Il gruppo carbonilico di aldeidi e chetoni può reagire con un alcol

52 Se la funzione alcolica è nella stessa
molecola si ha la reazione di ciclizazione

53 Prospettiva di Haworth
Formule conformazionali e = equatoriale a = assiale

54 I monosaccaridi sono riducenti
Reazione di Fehling

55 Estremità non riducente
Disaccaridi Legame O-glicosidico Estremità non riducente Estremità riducente

56 Amilopectina e Glicogeno
Polisaccaridi amilosio Amilopectina e Glicogeno

57 Altri polisaccaridi importanti sono:
La cellulosa, nelle pareti cellulari delle piante Glicosamminoglicani, nella matrice extracellulare insieme a proteine fibrose come collagene, elastina, fibronettina e laminina Proteoglicani Glicoproteine

58 Peptidoglicano