L`ACQUA : STRUTTURA E PROPRIETA`

L’ACQUA : STRUTTURA E PROPRIETA’
1. Sostanza più abbondante in tutti gli esseri viventi
2. Più del 70% del peso di tutti gli esseri viventi
3. Influenza la struttura e la proprietà di tutte le molecole biologiche
4. Tutte le reazioni biochimiche avvengono in ambiente acquoso
Il nucleo dell’ossigeno
attrae gli elettroni molto
più fortemente rispetto a quello
dell’idrogeno.
L’ossigeno è più elettronegativo.
2 dipoli elettrici
H2O
Il legame O-H ha una lunghezza di 0.958 Å e l’angolo
formato tra i tre atomi è di 104,5 °
O è ibridato sp3
I due H occupano due vertici di un tetraedro, gli altri
due vertici sono occupati dalle due coppie non
utilizzate di elettroni dell’O.
Angolo di legame di 104,05° e non 109,5° come in un
tetraedro perfetto a causa della compressione
esercitata dagli elettroni liberi.
L’ acqua è una molecola polare
(= 1,77 Å)
(= 0,965 Å)
Attrazione elettrostatica:
legame idrogeno
Il legame idrogeno è un legame molto più debole del legame covalente
Forza di un legame chimico = energia necessaria
per allontanare l’uno dall’altro gli atomi legati.
Unità di misura: kJoule/mole
20 kJ/mole: energia di legame del legame idrogeno
460 kJ/mole: energia di legame del legame covalente O-H
Direzionalità del legame idrogeno
L’ attrazione tra le due cariche elettriche parziali è massima
quando i tre atomi coinvolti sono disposti in linea retta
I legami idrogeno si formano anche
tra altre molecole biologiche
L’atomo più elettronegativo (di solito O o N)
funge da accettore di idrogeno
Ogni molecola di acqua, grazie alla disposizione quasi tetraedrica
degli orbitali intorno all’O, può formare legami idrogeno con altre 4
molecole vicine. A temperatura ambiente ogni molecola di H2O
forma una media di 3,4 legami idrogeno
Nello stato liquido le molecole di acqua
sono in continuo movimento, quindi
i legami idrogeno si formano e rompono
con la stessa velocità
Nel ghiaccio ogni molecola di acqua è
bloccata e forma 4 legami idrogeno con
molecole vicine determinando una
struttura regolare
H2O : elevato punto di fusione ed ebollizione
Queste caratteristiche dipendono dall’elevato numero di legami idrogeno
che conferiscono all’acqua allo stato liquido la sua notevole coesione interna
L’ ACQUA COME SOLVENTE
L’H2O è un solvente POLARE
Scioglie tutti i composti polari o ionici che vengono per
questo definiti IDROFILICI
Non scioglie le sostanze apolari che vengono quindi definite
IDROFOBICHE
Perché ?
Idratazione e protezione delle cariche
I dipoli dell’ H2O interagiscono con gli ioni, in modo tale che
risultino idratati, cioè circondati da gusci di molecole di H2O
Esempio: NaCl allo stato solido esiste come reticolo cristallino molto stabile,
in acqua si scioglie facilmente
Le biomolecole (proteine, acidi nucleici, carboidrati) solubili in acqua
sono ricche di gruppi funzionali che formano legami idrogeno con l’acqua
L’acqua compete con i gruppi intramolecolari
nella formazione di legami idrogeno
Destabilizzazione della struttura
solvente + soluto = SOLUZIONE
Metodi per esprimere la concentrazione di una soluzione:
1. percento in peso/volume (P/V): quantità di soluto espressa
in grammi, in 100 ml di soluzione
2. percento in volume/volume (V/V): quantità di soluto
espressa in ml in 100 ml di soluzione
3. molarità: numero di moli di un soluto per litro di soluzione
4. molalità: numero di moli di un soluto contenuto
in 1 kg di solvente
Molarità
La concentrazione molare di un soluto si ottiene
calcolando il numero di MOLI di soluto in 1 LITRO di
solvente
Una MOLE di soluto corrisponde ad una quantità in
GRAMMI pari al PESO MOLECOLARE del soluto
Esempio: NaCl
PM: 58,5 (dato dalla somma delle masse atomiche
dei singoli atomi: Na = 23 + Cl =35,5)
1 mole di NaCl pesa 58,5 grammi
1 mole/1 litro : soluzione 1M
Esempio: Calcolare la molarità di 500 ml di una soluzione
acquosa contenente 5,85 g di NaCl
n=
5,85g
58,5g/mole
= 0,1 moli
Quindi M= 0,1moli/500ml = 0,2moli/1000ml
= 0,2moli/litro = 0,2 M
Diluizioni di soluzioni più concentrate
Numero di moli n = molarità x volume
Mi x Vi = Mf x Vf
Mf =
Mi x Vi
Vf
Esempio: A 500 ml di soluzione 0,2 M di NaCl vengono
aggiunti 1,5 litri d’acqua.
Calcolare la molarità della soluzione diluita.
0,5 l x 0,2 M = 2l x Mf
Mf =
0,5 x 0,2 M
2l
= 0,05 moli x l-1 = 0,05 M
Oppure: osservare che la diluizione è di 4 volte (da 0,5 l a 2 l)
e quindi si riduce la concentrazione a ¼:
0,2 moli/l : 4 = 0,05M
Effetto dei soluti sulle caratteristiche fisiche
dell’acqua
Due effetti visibili causati dalla diminuizione
della tensione di vapore:
1. Il punto di ebollizione della soluzione si alza
innalzamento ebullioscopico
2. Il punto di congelamento della soluzione si abbassa
abbassamento crioscopico
Modifica delle proprietà colligative
I fluidi che sono all’interno delle cellule o che le circondano
sono ricchi di sostanze disciolte che possono essere piccoli
ioni inorganici o grandi aggregati molecolari
DIFFUSIONE e PRESSIONE OSMOTICA
Osmosi: movimento del solvente da una regione
ad alta concentrazione di solvente (acqua pura) ad una
regione a più bassa concentrazione
(acqua contenente un soluto).
Pressione osmotica: pressione che bisogna esercitare
alla soluzione per impedire il flusso di acqua attraverso
la membrana. E’ proporzionale alla concentrazione del soluto.
Osmolarità
L’Osmolarità di una soluzione è pari alla
concentrazione delle specie molecolari solvatate.
Ad esempio NaCl in soluzione si trova come Na+ e
Cl- (2 specie), perciò una soluzione 1 molare di
NaCl è 2 osmolare
Pressione osmotica di una soluzione 1M
= 22.4 atm
Le cellule sono circondate
da soluzioni che hanno
una pressione osmotica
simile, cioè ISOTONICHE
Le molecole diffondono fino a che non si raggiunge l’equilibrio,
cioè fino a che la concentrazione del soluto ai due lati della membrana
non diventa la stessa
L’ EFFETTO IDROFOBICO
E’ la tendenza dell’acqua a minimizzare i suoi contatti
con le molecole idrofobiche
Il reticolo di legami idrogeno prodotto dalle molecole di
acqua allo stato liquido viene rotto dall’intrusione di una
molecola non polare
Le molecole di acqua si dispongono intorno alle molecole di
soluto non polare con un andamento ordinato
Le sostanze non polari
vengono “schiacciate” l’una
contro l’altra ed allontanate
dalla fase acquosa
Es. goccioline di olio in acqua
Composti anfifilici o anfipatici (molte biomolecole)
contengono nella loro molecola regioni polari e non polari
La regione polare (idrofilica) interagisce con l’acqua
e tende a dissolversi. La regione apolare (idrofobica) evita
il contatto con l’acqua
Es. acidi grassi a lunga catena
Le molecole anfifiliche possono formare micelle o doppi strati
L’aggregato viene stabilizzato dall’effetto idrofobico:
cioè dalla tendenza dell’acqua ad escludere i gruppi idrofobici
pH
Acidi e basi
Effetto tampone
L’acqua è una molecola neutra
Ha una bassa tendenza a ionizzarsi
H2O↔H+ + OHNelle soluzioni non ci sono protoni
liberi H+, ma tendono ad associarsi
ad una molecola di H2O,
formando ioni idronio H3O+
Il protone di uno ione idronio può
saltare rapidamente da una
molecola di acqua all’altra:
H+ e OH- hanno una mobilità ionica molto elevata
Per qualsiasi reazione chimica la posizione di equilibrio è
espressa dalla costante di equilibrio, Keq
Keq =
A + B↔ C + D
Per l’acqua:
Keq =
H2O ↔H+ + OH-
[C][D]
[A][B]
[H+][OH-]
[H2O]
A 25°C, allo stato puro la concentrazione dell’acqua è 55,5M
In quanto: 1000g/18,015g/mole: 55,5M
Quindi:
Keq =
[H+][OH-]
55,5M
cioè (55,5M)Keq = [H+][OH-]= Kw
Prodotto ionico dell’H2O
Keq= 1,8 x 10-16 M
determinato da misure di conducibilità elettrica dell’acqua
Quindi: (55,5M)(1,8x10-16 M)= [H+][OH-]
1,0 x 10-14 M2 = [H+][OH-] = Kw
Nell’ acqua pura: [H+]=[OH-]
Quindi: Kw = [H+]2
[H+] = √ Kw
[H+]=[OH-]= 10-7 M
= √ 1,0 x 10-14 M2
Attraverso la concentrazione di uno dei due ioni,
di norma [H+], si può stabilire se una soluzione
è acida o basica
[OH-]
Il prodotto [H+][OH-] resta costante : 10-14 M
Il prodotto ionico dell’H2O
è costante, quindi all’aumentare
di [H+] cala [OH-] e viceversa
Il prodotto ionico Kw è la base della scala di pH
che stabilisce la concentrazione di ioni H+ (e quindi anche OH-)
Si definisce:
pH = log
1
[H+]
= - log[H+]
Soluzioni neutre: [H+]= 10-7 M cioè pH = 7
Soluzioni acide: [H+]> 10-7 M cioè pH < 7
Soluzioni basiche o alcaline: [H+]< 10-7 M cioè pH > 7
ACIDI E BASI
J. Brønsted e T. Lowry:
Acido: donatore di protoni
Base: accettore di protoni
L’acqua partecipa sempre nelle reazioni acido-base:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
HA↔A- + H+
[A-][H+]
Da cui : Keq =
= Ka
[HA]
costante di
dissociazione
Analogamente a quanto definito per [H+] si può definire:
pK=-logK
K esprime la forza di un acido, cioè la sua capacità di
donare protoni
Acidi forti: valore elevato di Ka (K>>1)
Acidi deboli: valore basso di Ka (K<1)
Ogni acido, donando il proprio protone, si trasforma
in una base, chiamata base coniugata
ACIDO ↔ BASE CONIUGATA + H+
Analogamente ogni base, accettando il protone si converte
nel corrispondente acido coniugato
BASE + H+ ↔ ACIDO CONIUGATO
Coppia acido-base coniugata
Sono considerati forti quegli acidi o basi
che in acqua sono completamente dissociati
Esempio: acido cloridrico
HCl → H+ + Cl-
Il comportamento degli acidi e delle basi forti
è simile a quello dei sali
Qual è il pH di una soluzione di HCl 0,05 M?
HCl è un acido forte, quindi è completamente ionizzato
in H+ e Cl-.
[H+] = 0,05 M
pH = - log [H+] = -log (5x10-2) = 1,30
Calcolare il pH di una soluzione di idrossido di potassio
(KOH) 0,001 M.
KOH → K+ + OHpOH= -log [OH-]= -log 10-3 = 3
pOH + pH = 14
quindi pH=14-3=11
Oppure [OH-][H+]= 10-14
Quindi se [OH-]= 10-3 M
[H+]= 10-11 M quindi pH=11
4 molecole di HCl, un acido
forte e completamente ionizzato
4 molecole di HF, un acido debole,
parzialmente ionizzato
Nei sistemi biologici:
-tutte le reazioni acido-base coinvolgono l’H2O
-gli acidi e le basi coinvolte nelle reazioni sono deboli
(cioè non completamente dissociati o ionizzati)
-pH è neutro (circa 7,4)
Esempio: acido acetico
CH3COOH
Forma non ionizzata
Prevalente all’equilibrio
↔
CH3COO- + H+
Forma ionizzata
Quali sono la [H+] e il pH di una soluzione 0.1 M di acido acetico?
CH3COOH ↔ H+ + CH3COOAll’equilibrio :
Ka =
[H+] = [CH3COO-]
[CH3COOH] ≈ 0,1 M
[H+] [CH3COO-]
[CH3COOH]
= 1,8x10-5 =
[H+]2 = 1,8 x 10-6
pH = -log (1,3x 10-3) = 2,89
[H+]2
0,1
[H+]=1,3x 10-3 M
Qual è la [OH-] di una soluzione 0.1M di ammoniaca?
Calcolare anche il pH della stessa soluzione
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH[NH3] ≈ 0,1 M
Kb=
e [NH4+] = [OH-]
[NH4+] [OH-]
[NH3]
= 1,8 x10-5
[OH-]2= (1,8x 10-5)(10-1) = 1,8x10-6
[OH-]= 1,3x 10-3 M
pH= 14-2,89= 11,11
pOH=-log (1,3x 10-3)= 2,89
Il pH di una soluzione dipende dalle concentrazioni
relative di acidi e basi
Ka =
Da cui: [H+]= Ka
[A-][H+]
[HA]
[HA]
Il quoziente
[HA]
[A-]
è proporzionale alla [H+]
[A-]
Se applichiamo il log negativo ad entrambi i termini:
-log [H+]= - logKa- log
[HA]
[A-]
E quindi: pH = pKa + log
[A-]
[HA]
Equazione di Handerson-Hasselbalch
E’ indispensabile per calcolare il pH
di una soluzione contenente una quantità non nota
di acido debole e della sua base coniugata
accettore
di protoni
donatore
di protoni
Quando le concentrazioni di un acido (HA) e della sua base
coniugata (A-) sono uguali
log1 = 0 e quindi
pH della soluzione = pKa dell’acido
Calcolare il valore di pKa dell’acido lattico, sapendo che
la concentrazione di acido lattico libero è 0,010 M,
la concentrazione di lattato è 0,087M ed il pH è 4,80.
0,087
4,80
0,010
pKa= 4,80-log (0,087/0,010) = 4,80- 0,94 = 3,86
Curva di titolazione
Titolazione: tecnica che viene usata per determinare
la quantità di acido in una data soluzione
Un volume misurato di una soluzione di un acido viene titolato
con una soluzione di una base forte, di solito NaOH ad una
concentrazione nota. La soluzione di NaOH viene aggiunta
in piccole quantità, fino a che tutto l’acido è stato consumato,
cioè neutralizzato
La concentrazione dell’acido nella soluzione originaria può
essere calcolata dal volume e dalla concentrazione di NaOH
aggiunta
Mettendo in grafico la variazione di pH in funzione della
quantità di NaOH aggiunto possiamo determinare la pKa di un
acido
Reazione di neutralizzazione:
reazione fra un acido ed una base
Es.: HNO3 + NaOH → H2O + Na+ + NO3- + calore
La reazione fra pari quantità di acido e di base forti ha
come duplice risultato la produzione di acqua, sale e la scomparsa
delle proprietà acide e basiche della soluzione di partenza
La reazione di neutralizzazione può essere utilizzata
per determinare la quantità precisa di acido e di base
in una soluzione incognita
Per ottenere la neutralità gli equivalenti di acido dovranno
eguagliare gli equivalenti di base
Esempio: curva di titolazione dell’acido acetico
Esempio: titolazione di una soluzione 0,1 M di acido acetico
con NaOH 0,1 M.
H2O ↔ H+ +OHHAc ↔ H+ + Ac-
Le sostanze che possono andare incontro a più
di una ionizzazione (es. H3PO4 e H2CO3) sono dette
acidi poliprotici
Un acido poliprotico
ha molti pK
Tutti i sistemi biologici dipendono dal pH
Una piccola variazione di pH può cambiare
drasticamente la struttura e la funzionalità
delle molecole biologiche
Le cellule e gli organismi mantengono il pH
citosolico ad un valore specifico e costante,
intorno a 7
Azione dei tamponi biologici
Sistema tampone:
miscela di acido debole e della sua base coniugata
Serve a compensare variazioni improvvise
di concentrazione degli ioni H+
La capacità tamponante è massima quando
il pH del sistema è uguale al pKa dell’acido
(cioè quando [HA]=[A-])
Se si aggiunge acido,
gli H+ interagiscono
con B- formando
acido non dissociato
e acqua
Se si aggiunge
base, gli OH
interagiscono con
HB formando B- e
acqua
In entrambi i casi si modifica il rapporto [HB]/[B-]
ma il valore di pH cambia lievemente
Quale tra le seguenti molecole è un buon tampone per il sangue?
Sistemi tampone fisiologici:
1- Sistemi con molecole complesse
Proteine le cui catene laterali possono
avere carattere acido o basico
Acidi nucleici
Lipidi
2- Sistemi con molecole semplici
Ioni fosfato e bicarbonato
Il sistema tampone fosfato opera nel citoplasma di tutte le
cellule:
H2PO4- ↔ H+ + HPO42pKa = 6,86
Tende a resistere a variazioni di pH
nella regione compresa tra 6,4 e 7,4
Negli animali che possiedono i polmoni, il tampone
bicarbonato è il principale sistema di omeostasi del pH nel
sangue:
CO2 + H2O ↔ H2CO3
H2CO3 ↔ H+ + HCO3Acidosi: pH < 7,1
Alcalosi:pH > 7,6
pKa = 6,3
piuttosto diverso dal
pH di 7,4 del sangue
Se il pH diminuisce l’equilibrio si sposta verso
la formazione di acido carbonico e quindi di CO2
che viene eliminata con l’espirazione
Cose non mostrate:
7.4
6.1
1.3
antilog di 1.3 = 20
= 20
Diagramma pH-bicarbonato
che mostra l’isobara di 40
mmHg della CO2 e i valori
normali del pH plasmatico e
della concentrazione degli ioni
bicarbonato
Diagramma pH-bicarbonato
che mostra diverse isobare della
CO2
Linea tampone del sangue
Questo diagramma pH-bicarbonato
mostra le variazioni di pH e [HCO3-]
che avvengono nel sangue al cambiare
della pCO2
I meccanismi di COMPENSO sono affidati ai polmoni
e ai reni
Polmoni: l’iperventilazione consente l’allontanamento
della CO2 ed ha quindi effetto alcalinizzante
Reni: quando il plasma è alcalino, possono eliminare
bicarbonati (urine più alcaline); quando più
frequentemente il plasma tende all’acidità, aumenta il
riassorbimento del bicarbonato e i protoni vengono
eliminati come tali, o in associazione con i fosfati, o in
forma di ioni ammonio (urine più acide). Il pH delle urine
può infatti variare tra 4.4 e 8.