Basi biomolecolari delle attività motorie

Presentazione sul tema: "Basi biomolecolari delle attività motorie"— Transcript della presentazione:

1 Basi biomolecolari delle attività motorie
Corso di Laurea in Scienze Motorie AA Basi biomolecolari delle attività motorie Docenti: Antonio ACETO, Mario FELACO.

2 Recapito ed informazioni
Dipartimento di Scienze Biomediche Sezione di Biochimica 2° piano blocco delle segreterie Telefono:

3 CHIMICA, PROPEDEUTICA BIOCHIMICA

4 L’atomo Grandezza: 1/100.000.000 cm
Massa: 1gr H ≈ atomi

5 Le particelle fondamentali
Particella Simbolo Carica Massa approssimativa (Peso in uma)* Posizione nell’atomo Protone p o p+ +1 1 Nel nucleo Elettrone e o e- -1 1/1837 Fuori del nucleo Neutrone n o n0 * uma: unità di massa atomica

6 Composizione dell’atomo di idrogeno
H 1 e- 0 n0

7 Composizione dell’atomo di elio
He 2 e-

8 Composizione dell’atomo di carbonio

9 Composizione dell’atomo di azoto

10 Composizione dell’atomo di ossigeno

11 Rappresentazione simbolica dell’atomo
Simbolo Numero di massa Numero atomico C 6 12 C 6 14 isotopi

12 STRUTTURA DELL’ATOMO La traiettoria dell’elettrone e’ determinata dalla meccanica quantistica
1) le orbite degli elettroni sono chiamate orbitali 2) gli orbitali sono funzioni di probabilita’: rappresentano dove si trova l’e- con maggior probabilta’ 3) l’e- non si trova in qualunque punto dello spazio ma solo su orbitali discreti anche se infiniti 4) su ogni orbitale vi possono essere al massimo due e- con spin opposto

13 ORBITALI SFERICI DI TIPO S L’1s e’ l’orbitale più vicino al nucleo.
Sempre più lontano dal nucleo si hanno il 2s, 3s……ns n= numero quantico principale

14 ORBITALI tipo p vi sono tre orbitali tipo p, px, py, pz per ogni numero quantico principale n, a partire da n=2.

15 Altri esempi di orbitali atomici

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17 IDROGENO H un solo e- sull’orbitale 1S configurazione elettronica: 1s1
HELIO He due e- sull’orbitale 1S configurazione elettronica: 1s2

18 Gli orbitali s sono riempiti prima degli orbitali p

19 TAVOLA PERIODICA CORTA
LA RIGA CHE INIZIA CON H CORRISPONDE AL PRIMO PERIODO (GUSCIO N=1), QUELLA CHE INIZIA CON Li AL SECONDO (GUSCIO N=2), CON Na AL TERZO (GUSCIO N=3), K AL QUARTO (GUSCIO N=4), ETC.   I GRUPPI (COLONNE VERTICALI VERDI) 1 E 2 POSSEGGONO ORBITALI ESTERNI DI TIPO S. I GRUPPI DAL 3 ALL’8 (COLONNE VERTICALI CELESTI) POSSEGGONO ORBITALI ESTERNI DI TIPO P. ALLE SERIE DI LANTANIDI E ATTINIDI, CON RIEMPIMENTO DEGLI F.  I GRUPPI 1 E 2 (COLONNE VERTICALI VERDI) POSSEGGONO ORBITALI ESTERNI DI TIPO S. GLI ELEMENTI DELLA TERZA COLONNA (TRA 2 E 3 COLORE GRIGIO) POSSEGGONO ORBITALI DI TIPO D E DANNO INIZIO ALLA SERIE DEGLI ELEMENTI DI TRANSIZIONE OPPURE

20 GLI ATOMI INTERAGISCONO FRA DI LORO: LEGAMI MOLECOLARI
Legame ionico NaCl Na Cl Na Cl +

21 Legame ionico MgCl2 Cl Cl Mg Mg 2 + Cl Cl

22 Legame covalente Cl2 Cl Cl Cl Cl +

23 Legame covalente O2 O O O +

24 Legame covalente N2 N + N

25 Legame covalente CO2 O O C + + O C

26 Legame covalente NH3 N H H H + + + N H

27 Legame covalente H2O H O H + + H O

28 FORZA DEI LEGAMI INTERAZIONI FORTI: 10-100 kcal/mole
1) LEGAME IONICO 2) LEGAME COVALENTE 3) LEGAME DATIVO ( in presenza di un doppietto elettronico) INTERAZIONI DEBOLI: 1-10 kcal/mole 1) van der Waals 2) Legame idrogeno

29 Simbolo: N 6.0221367x1023 particelle/mol Numero di Avogadro
1 protone o 1 neutrone ≈ 1/(6x1023)grammi 1 grammo di protoni ≈ 6x1023 protoni Simbolo: N x1023 particelle/mol

30 Numero di atomi in un numero di grammi pari al PA
Grammoatomo Elemento Simbolo p n e Numero atomico Peso atomico Numero di atomi in un numero di grammi pari al PA Idrogeno H 1 6.02 x 1023 Carbonio C 6 12 Azoto N 7 14 Ossigeno O 8 16

31 Numero di particelle in un numero di grammi pari al PM
Grammomolecola* Molecola Simbolo Peso molecolare Numero di particelle in un numero di grammi pari al PM Idrogeno H2 2 6.02 x 1023 Ossigeno O2 32 Acqua H2O 18 Metano CH4 16 Ammoniaca NH3 17 Anidride carbonica CO2 44 Glucosio C6 H12O6 180 * Grammomole o mole

32 H2 + = H2O ½O2 La mole 2gr 16gr 18gr 1 mole ½ mole 1 mole
6.02 x x x 1023 1 mole ½ mole mole

33 Concentrazione (una qualità delle soluzioni)
Quantità di soluto C = Quantità di soluzione o solvente

34 Percentuali (p/V) Grammi di soluto %p/V = 100 ml soluzione

35 Molarità n mol. di soluto M = l litri di soluzione

36 Molalità m n mol. di soluto = 1000 grammi di solvente

37 Soluti soluti Elettroliti Non-elettroliti Forti Deboli

38 non si dissociano in ioni
Non-elettroliti Sostanze solubili che non si dissociano in ioni GLUCOSIO UREA

39 Sostanze solubili che si dissociano in ioni
Elettroliti Sostanze solubili che si dissociano in ioni XY X- + Y+ xy x- + y+

40 XY X- + Y+ AH A- + H+ Basiforti BOH OH- + B+ AB A- + B+ sali
Elettroliti forti XY X- + Y+ Acidiforti AH A- + H+ Basiforti BOH OH- + B+ AB A- + B+ sali Acidi = sostanze che dissociano ioni idrogeno H+ Basi = sostanze che dissociano ioni ossidrile OH- Sali = sostanze ottenute dalla reazione (neutralizzazione) di un acido ed una base, con formazione di acqua: AH + BOH ----- AB + H2O

41 xy x- + y+ aH a- + H+ acidideboli bOH OH- + b+ basideboli
Elettroliti deboli xy x- + y+ aH a- + H+ acidideboli bOH OH- + b+ basideboli

42 v1= v2 R’ + R’’ P’ + P’’ v1= k1[R’] [R’’] ; v2= k2[P’] [P’’]
Reazioni reversibile k1 R’ + R’’ P’ + P’’ k2 v1= k1[R’] [R’’] ; v2= k2[P’] [P’’] v1= v2 k1[R’] [R’’] = k2[P’] [P’’]

43 Keq = k1 [P’] [P’’] k2 [R’] [R’’] Equilibrio
k1[R’] [R’’] = k2[P’] [P’’] k [P’] [P’’] k [R’] [R’’] = Keq

44 Equilibrio di dissociazione
xy x + y [x] [y] [xy] = Kdiss

45 Dissociazione acido debole
aH a- + H+ [a-] [H+] [aH] = Ka Dissociazione base debole bOH b+ + OH- [b+] [OH-] [bOH] = Kb Ka: misura la forza di un acido debole

46 Dissociazione dell’acqua
H2O H+ + OH- [H+] [OH-] [H2O] = Kdiss

47 Prodotto ionico dell’acqua
[H+] [OH-] [H2O] = Kdiss=1,8x10-16 Kdiss[H2O]=[H+] [OH-] 1,8x10-16x55 =[H+] [OH-] Kw=[H+] [OH-]= 10-14 Kw= 10-7 x 10-7= 10-14

48 pKw = pH+pOH 14 = 7 + 7 -log10(10-14) = -log10(10-7)- log10(10-7)
Passando ai logaritmi Kw =[H+] [OH-] -log10 Kw = -log10 [H+] - log10 [OH-] -log10(10-14) = -log10(10-7)- log10(10-7) Se poniamo -log10 = p pKw = pH+pOH 14 =

49 Acidità delle soluzioni
pH = -log10 [H+] acide neutre basiche [H+]=10-7 [H+]=10-14 [H+]=100 pH=7 pH=14 pH=0 Il pH misura l’acidità di una soluzione NB: il pH non esprime la forza di acidi e basi, che dipende invece da Ka o Kb

50 Domande Cosa può far modificare il pH di una soluzione ?
Come si calcola il pH di una soluzione ?

51 Cosa può far modificare il pH ?
diminuire il pH aumentare il pH H+ OH- Kw=[H+] [OH-] H+ OH- Quindi il pH si modifica… … o per aggiunta di ioni H+ (acidi) o OH- (basi) … o per sottrazione di ioni H+ (sali basici) o OH- (sali acidi)

52 pH= -log[H+] =-log 0,01 =2 pH acido forte pH=2 [HCl]=0,01M; pH?
HCl H+ + Cl- Conc. t0 ; 0, Conc. tf ; ,01 0,01 pH= -log[H+] =-log 0,01 =2

53 pOH= -log[OH-] =-log 0,01 =2 pH=14- pOH=12 pH base forte pH=12
[NaOH]=0,01M; pH? NaOH Na+ + OH- Conc. t0 ; 0, Conc. tf ; , ,01 pOH= -log[OH-] =-log 0,01 =2 pH=14- pOH=12

54 pH acido debole aH a- + H+ [a-] [H+] [aH] = Ka

55 Grado di dissociazione
mol. dissociate mol. totali aH a- + H+ t0: c teq: (1-a)c ac ac

56 = Ka = Ka (ac)2 c Ka c= (ac)2 ac= Ka c =[H+] pH ac. debole [a-] [H+]
ac x ac (1-a)c = Ka (ac)2 c Ka c= (ac)2 ac= Ka c =[H+]

57 Ka c pH= -log pH= -log pH= -log =3.37 pH acido debole
[CH3-COOH]=0,01M; pH? CH3-COOH H+ + CH3-COO- pH= -log Ka c pH= -log 1,8 x 10-5 x 0,01 pH= -log 1,8 x 10-7 =3.37

58 in generale… Ka c -log pH= per un acido debole

59 pH base debole -log Kb c pOH= +log Kb c pH=14

60 CALCOLARE IL pH DEI SEGUENTI ACIDI FORTI:
HCl Acido cloridrico M pH=? HNO Acido nitrico M pH=? HCl Acido cloridrico M pH=? pH=1 pH=6

61 CALCOLARE IL pH DEI SEGUENTI ACIDI DEBOLI:
CH3COOH Acido acetico C= 10-1 M Ka= 10-5 M -log Ka C = -log 10-5 x 10-1 = -log 10-6 = -log 10-3 = 3log10 10 = ? pH = 3 calcolare a HCN Acido cianidrico C= Ka= 6.08 x  M -log Ka C = -log 10-11 x 10-1 = -log 10-12 = -log 10-6 = 6log10 10 = ? pH = 6 calcolare a H2CO Acido carbonico (diprotico) C= Ka= 4.5 x 10-7  10-7 M Prima dissociazione -log Ka C = -log 10-7 x 10-1 = -log 10-8 = -log 10-4 = 4log10 10 = ? pH = 4

62 ACIDI ORGANICI ED INORGANICI
FORMULA DENOMINAZIONE 1. Idracidi HF Ac. Fluoridrico HCl Ac. Cloridrico HBr Ac. Bromidrico HI Ac. Iodidrico 2. Ossiacidi H2SO4 Ac. Solforico HNO3 Ac. Nitrico H2CO3 Ac. Carbonico H3PO4 Ac. (orto) fosforico 3. Tioacidi H2S Ac. Solfidrico 4. Acidi organici H-COOH Ac. Formico CH3-COOH Ac. Acetico CH3-CHOH-COOH Ac. lattico ACIDI ORGANICI ED INORGANICI

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64 Classificazione dei sali
AH aH BOH BA Ba bOH bA ba

65 NaCl NaCl Cl- + Na+ + + HOH H+ + OH- HCl NaOH

66 BA BA A- + B+ + + HOH H+ + OH- AH BOH

67 quindi... …un sale proveniente dalla reazione di una base forte con un acido forte non modifica il pH

68 CH3COONa CH3COONa CH3COO- + Na+ + + HOH H+ + OH- CH3COOH NaOH

69 Ba Ba a- + B+ + + HOH H+ + OH- aH BOH

70 quindi... …un sale proveniente dalla reazione di una base forte con un acido debole provoca una aumento del pH (idrolisi basica)

71 NH4Cl Cl- + NH4+ NH4Cl + + HOH H+ + OH- HCl NH4 OH

72 bA A- + b+ bA + + HOH H+ + OH- AH bOH

73 quindi... …un sale proveniente dalla reazione di una base debole con un acido forte provoca un abbassamento del pH (idrolisi acida)

74 HOH H+ + OH- CH3COONH4 + + CH3COOH Ka Kb CH3COO- + NH4+ CH3COONH4
NH4OH

75 ba ba a- + b+ + + HOH H+ + OH- Ka Kb aH bOH

76 quindi... …un sale proveniente dalla reazione di una base debole con un acido debole provoca una variazione di pH che dipende dai valori Ka e Kb...

77 …ossia se: Ka >Kb idrolisi acida (pH più basso)
Ka =Kb idrolisi neutra (pH invariato) Ka <Kb idrolisi basica (pH più alto)

78 idrolisi salina Ba a- + B+ HOH H+ + OH- aH BOH HOH + a- + H+ H+ + aH +

79 Keq= Keq [HOH] = Ki = Costante d’idrolisi HOH + a- aH OH- [aH] [OH-]

80 Ki Kw [aH] [OH-] [a-] Ki = [H+] 1 Ka [aH] [OH-] [a-] Ki = = Kw Ka

81 mol. idrolizzate X= mol. totali t0: c 0 0 teq: (1-X)c Xc Xc HOH + a-
Grado d’idrolisi X= mol. idrolizzate mol. totali HOH + a- aH OH- t0: c teq: (1-X)c Xc Xc

82 Se X è molto più piccolo di 1 si può trascurare
pH idrolisi [aH] [OH-] [a-] Ki = t0: c teq: (1-x)c xc xc HOH + a- aH + OH- (xc)2 (1-x)c Ki = c (xc)2 Ki = Se X è molto più piccolo di 1 si può trascurare [OH-]= Ki c pOH = -log Ki c

83 Qual è il valore del pH di una soluzione contenente 2g di cianuro di potassio KCN (PM= 65) in 75ml. K a HCN= 1*10-10 KCN  K+ + CN- CN- + H2O  HCN + OH- Ke = [HCN] [OH-] / [CN-] [H2O] Ki = Ke [H2O]= [HCN] [OH-] / [CN-] Da cui OH- = Ki * Cs [CN-]= Cs= (grammi/PM) (1000/75)= (2/65) (1000/75)= 0.41moli/L OH- = Ki * Cs= (Kw/Ka) * Cs= (10-14 / 10-10) * 0.41= 7.4*10-3 g ioni/L pOH= 2.13 pH= = 11.87

84 CALCOLARE IL pH DELLE SEGUENTI BASI FORTI:
NaOH (Na=23; O=16; H=1) Idrossido di sodio 4gr/L M=? pH=? KOH (K=39; O=16; H=1) Idrossido di potassio 5.6gr/L M=? pH=? NaOH (Na=23; O=16; H=1) Idrossido di sodio mg/L M=0.1 pH=13 M=0.1 pH=13 M=10-6 pH=8 pH= 14-pOH

85 CALCOLARE IL pH: NH3 • H2O  NH4+ + OH- pOH = 3 pH = 14-pOH
NH3 ammoniaca C= 10-1 M Kb  10-5 M -log Kb C = -log 10-5 x 10-1 = -log 10-6 = -log 10-3 = 3log10 10 = ? pOH = pH = 14-pOH pH=11 NH3 ammoniaca C= 1 mM Kb  10-5 M -log Kb C = -log 10-5 x 10-3 = -log 10-8 = -log 10-4 = 4log10 10 = ? pOH= pH = 14-pOH pH=10 NH3 ammoniaca C= 10 mM Kb  10-5 M -log Kb C = -log 10-5 x 10-5 = -log 10-10 = -log 10-5 = 5log10 10 = ? pOH= pH = 14-pOH pH =9

86 Attività enzimatica e pH
2 4 6 8 10 pH Attività relativa Papaina Colinesterasi Pepsina Tripsina

87 Alcuni reazioni possono modificare il pH
C6H12O CH3CHOHCOOH C6H12O6 + 6O CO2 + 6H2O CO2 + H2O H2CO3

88 se diminuiscono gli H+…
se aumentano gli H+… …una trappola di H+potrebbe minimizzare l’effetto sul pH se diminuiscono gli H+… …un serbatoio di H+potrebbe minimizzare l’effetto sul pH

89 Ba a- + B+ H+ + a- aH dove si trova a-? si dissocia dai sali
la trappola H+ + a- aH dove si trova a-? Ba a- + B+ si dissocia dai sali

90 perché si dissocia quando serve
il serbatoio aH + a- H+ perché un acido debole? perché si dissocia quando serve

91 il tampone aH serbatoio + a- H+ trappola acido sale + a- H+ trappola

92 cs ca Ka = [aH] [H+] Ka = [a-] [H+] Ka = pH soluzione tampone

93 cs ca = Ka [H+] cs ca -log[H+] -logKa = -log ca cs pH pKa = + log

94 pH soluzione tampone = pKa pH ca cs +log

95 serbatoioH trappola- + H+
tampone aH a-+H+ serbatoioH trappola- + H+ acidoH sale- + H+ acidoH base- + H+

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97 Calcolare il pH di un sistema tampone formato da un litro di soluzione 0.01 di acido acetico (Ka= 1.85x10-5 M) e 0.01 M di acetato di sodio. pH= pK + log Cs/Ca pH= log 0.01M/0.01 M = 4.74 Calcolare il PH di una soluzione tampone in cui sono presenti 40mM di H2PO4- (Ka = 6.2x10-8) e 20 mM HPO-- pH = pK – log (0.04/0.02) = 7.21 – 0.30 = 6.91 (tampone biologico) Calcolare il pH di un sistema tampone formato da un litro di soluzione 0.1 M di acido acetico (Ka=1.85x10-5 M) e 0.1 M di acetato di sodio. pH= pK + log Cs/Ca pH= log 0.1M/0.1 M = 4.74 Dopo aggiunta di 0.001M di HCl qual’ è il pH = ? pH= pK + log / = pH= pK + log 0.09/0.101= pH= pK + log 0.89= 4.74 – 0.05 = 4.69 quale sarebbe stato il pH di una soluzione acquosa contenente M HCl ?

98 DIPENDENZA DALLA CONCENTRAZIONE.
Ripetere lo stesso esercizio con un tampone meno concentrato (acido acetico e aceto di sodio 0.01M) con l’aggiunta di 0.001M di HCl pH= pK + log / = pK + log 0.009/0.011= pK + log = 4.74 – = 4.653 PER IL MAX POTERE TAMPONANTE LA CONCENTRAZIONE DELL’ACIDO E DELLA BASE DEVONO ESSERE UGUALI. Esercizio : pH del tampone con Acido acetico 0.1 M e acetato di sodio 0.01 M pH= pK + log Cs/Ca pH= log 0.01M/0.1 M = log10-1 = 3.74 con aggiunta di M HCl pH=? pH= pK + log Cs/Ca pH= log 0.01M/0.1 M= log 0.009/0.101 = log 0.089= = 4.74 – 1.05 = 3.69