Riassunto essenziale - Chimica medica e propedeutica biochimica

Struttura Atomica, Proprietà e Concetti Chiave

Atomo: nucleo con protoni e neutroni; elettroni in orbitali intorno al nucleo.
Numeri fondamentali: Z (numero atomico), A (numero di massa) = Z + N; isotopi: stessi Z, diverso A.
Proprietà nucleari utili in diagnostica: proprietà magnetiche del nucleo (base RMN/RMR).
Struttura elettronica: numeri quantici, orbitali, principio di esclusione di Pauli, principio di indeterminazione di Heisenberg, regola di Hund; configurazione elettronica degli elementi.
Radioisotopi e radioattività: decadimenti \alpha, \beta, \beta^{+}, \gamma, X; unità di misura legate all’effetto biologico.
Tavola periodica: proprietà periodiche legate alla configurazione elettronica esterna; volume atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività; elementi di rilievo biologico; regola dell’ottetto.
Concetti chiave di chimica: molecola, ione poliatomico; massa molecolare; legame chimico; ibridazione degli orbitali (sp, sp2, sp3); orbitali molecolari σ e π; angolo di legame.
Interazioni deboli: legame idrogeno, forze di Van der Waals, interazioni idrofobiche.
Nomenclatura e strutture: principali composti inorganici di interesse biomedico; nomenclatura IUPAC e tradizionale.

Molecola: più atomi uniti da legami chimici; può essere composta da atomi dello stesso elemento (es. \mathrm{O2}) o di elementi diversi (es. \mathrm{H2O}).
Unità fondamentali: molecule come entità autonoma; proprietà chimiche determinate dalla molecola.
Legami chimici principali:
- Covalente: condivisione di elettroni; può essere omopolare o eteropolare; legame sigma (σ) e pi (π).
- Legame dativo/coordinazione: uno degli atomi fornisce una coppia di elettroni.
- Legame ionico: differenza di elettronegatività elevata; reticoli cristallini di ioni; esempi comuni: sale da cucina non è una molecola ma un reticolo ionico.
- Legame metalli: mare di elettroni delocalizzati; conduce elettricità; rilevante per proprietà fisiche dei metalli (meno per uso biologico diretto).
ioni poliatomici: NO3^-, CO3^{2-}, NH_4^+; legami interni covalenti; possono formare legami ionici con altri ioni.
Interazioni deboli e idratazione: legami idrogeno, forze di Van der Waals; idrati quando molecole d’acqua incorporano ioni.

Mole: quantità di sostanza che contiene N_A = 6.022\times 10^{23} entità elementari (atomi, molecole, ioni).
Massa molare (MM): massa di una mole di particelle (g/mol).
Massa formula: somma delle masse atomiche di tutti gli atomi nella formula di formula (in amu).
Massa molecolare: somma delle masse degli atomi che costituiscono la molecola (in amu).
Relazione chiave: 1 mole contiene N_A particelle; MM = massa per mole (g/mol).
Principio di Avogadro: volumi uguali di gas, alle stesse condizioni di T e P, contengono lo stesso numero di molecole.
Esempi di calcolo delle masse:
- MM(\mathrm{H2O}) = (2\times ma(\mathrm{H})) + (1\times m_a(\mathrm{O})) = 18.02\ \mathrm{amu}
- MM(\mathrm{NH3}) = (1\times ma(\mathrm{N})) + (3\times m_a(\mathrm{H})) = 17.04\ \mathrm{amu}
- MM(\mathrm{C6H{12}O6}) = 6ma(\mathrm{C}) + 12ma(\mathrm{H}) + 6ma(\mathrm{O}) = 180.18\ \mathrm{amu}
Esempi pratici:
- 1 mole di S: M(S) = 32.07\ \mathrm{g/mol}; 3 moli di S -> 3\times 32.07 = 96.21\ \mathrm{g}.
- Composti idrati/anionici: ammonio solfato ((\mathrm{NH4)2SO4}); massa formula ≈ 132.17\ \mathrm{g/mol}; solfato di rame pentaidrato (CuSO4·5H_2O) ≈ 249.68\ \mathrm{g/mol}; solfato di rame anidro → 159.62\ \mathrm{g/mol}.
Esempio di diluizioni centesimali: 1C = 1:100; 2C = 1:10{,}000; 3C = 1:1{,}000{,}000.

Formula per Avogadro: una mole contiene N_A particelle; definizione di mole collegata alla massa relativa (amu) e massa molare (g/mol).
Applicazione: determinazione formule di sostanze gassose tramite volumi di gas e numero di particelle.

Lewis: modello di elettroni di valenza; ottetto/duetto; legami covalenti; rappresentazione con punti e linee; limiti includono geometria molecolare non spiegata e casi con elettroni delocalizzati.
Teoria dei Legami di Valenza (VBT): sovrapposizione di orbitali per formare legami (σ frontale, π laterale); ibridazione degli orbitali (sp3, sp2, sp) per spiegare geometrie (es. metano, etero- e omopolari).
Teoria degli Orbitali Molecolari (MO): formazione di orbitali di legame e antilegame; esempi come O_2 (paramagnetismo dovuto a elettroni spaiati).
VSEPR: geometrie molecolari determinate dalla repulsione delle coppie di elettroni nel guscio di valenza; angoli di legame determinati dal numero di coppie elettroniche.
Benzene e aromaticità: anello planare con delocalizzazione degli elettroni π; lunghezze di legame intermedie (~140 pm) dovute alla delocalizzazione.

Legame covalente: coppie di elettroni condivise; ordine di legame (1, 2, 3); lunghezza di legame correlata all’ordine.
Legame ionico: differenza di elettronegatività > ~1.9; formazione di ioni e reticoli; proprietà fisiche dei composti ionici.
Legame dativo: coordinazione, donazione di coppie elettroniche da un atomo a un altro; esempio NH_4^+; dopo formazione è indistinguibile dagli altri legami.

Elettronegatività secondo Pauling: tendenza generale: aumenta da destra a sinistra? (a destra e in alto) – elenca solo tendenze principali.
Struttura degli elementi: periodi, gruppi; metalli, nonmetalli, metallodi; lanthanidi e actinidi.

Configurazione elettronica e Bohr; capacità di elettroni per guscio: 2n^2.
Orbitali esterni e stabilità: raggiungimento dell’ottetto per la maggior parte degli elementi; gli orbitali d dei metalli di transizione permettono più di 4 legami.

Complessi di coordinazione nei metalli di transizione (es. Fe in emoglobina); legami dativi con ligandi.
Chelanti: EDTA come chelante, sequestra ioni metallici, usi diagnostici e terapeutici.
Esempi di composti: idrati vs anidri (CuSO4·5H2O vs CuSO_4).

Emoglobina: Fe(II) nel FeN coordinato a 6 ligandi; cambi di coordinazione legano o rilasciano ossigeno in funzione dell’ossigenazione.
Applicazioni della chimica a fini biologici: progettazione di farmaci basata su teoria VBT e MO.

Definizioni chiave: mole, molecola, massa molare, massa molecolare, massa formula, Avogadro.
Principio di Avogadro: volumi di gas alle stesse condizioni contengono lo stesso numero di molecole.
Ottetto/duetto: regola fondamentale per stabilità elettronica; eccezioni come H ed He.
Tipi di legami: covalente, ionico, dativo, metallico; interazioni deboli (H-bond, Van der Waals).
Aromaticità e MO: benzene come esempio di delocalizzazione degli elettroni; stabilità associata.
Calcoli base: mm e MM, conversioni massa-mole, uso di NA; esempi pratici di massa di S, NH3, CuSO_4.