Tiziana Bellini
Chimica medica e propedeutica biochimica
Con applicazioni cliniche
Per il semestre aperto di Medicina, Odontoiatria e Veterinaria
Terza edizione
BIOCHIMICA
Indice generale
Presentazione di Andrea Lenzi XV
Presentazione di Evelina Lamma e Paolo Tanganelli XVI
Prefazione di Tiziana Bellini XVII
Organizzazione e obiettivi del libro XVIII
PARTE 1 – CHIMICA GENERALE MEDICA
1
Struttura della materia 1
1.1 Materia ed elementi 1
1.1.1 Composizione in elementi del corpo umano 1
1.2 L’atomo: i suoi costituenti 2
1.2.1 Mole e molecola 3
1.3 L’atomo: la sua storia in breve 4
1.4 L’atomo: fondamenti della teoria atomica 5
1.4.1 Numeri quantici 5
1.4.2 Forma degli orbitali 7
1.4.3 Configurazione elettronica 7
1.5 Tavola periodica 9
1.5.1 Configurazione elettronica esterna e volume atomico 11
1.5.2 Potenziale di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività 11
Proprietà magnetiche del nucleo e risonanza magnetica nucleare 8 Importanza biologica degli elementi di transizione e di altre sostanze elementari di interesse biomedico 10
APPENDICE Nomenclatura IUPAC e tradizionale 11
Formule di struttura 13
Regole generali della nomenclatura inorganica 13
Classi di composti 15
Esercizi svolti 22
2
Chimica nucleare e radioattività 23
2.1 Nucleo atomico 23
2.2 Decadimento radioattivo 24
2.3 Decadimento alfa (α) 25
2.4 Decadimento beta (β) 25
2.4.1 Decadimento β– 25
2.4.2 Decadimento β+ e cattura elettronica 26
2.5 Radiazioni gamma (γ) e raggi X 28
2.6 Interazione radiazione-materia 28
2.6.1 Potere penetrante delle radiazioni direttamente ionizzanti α e β 29
2.6.2 Potere penetrante dei fotoni γ e X 30
2.6.3 Effetti biologici delle radiazioni 30
2.7 Unità di misura delle radiazioni 31
2.7.1 Dosi 32
Tomografia a emissione di positroni 27
Applicazioni cliniche dei raggi X 28
Uso delle radiazioni nella medicina: radiodiagnostica e radioterapia 33
Radioterapia: impiego delle radiazioni ionizzanti per la cura dei tumori 33
Legami chimici 36
Tensione superficiale e respirazione 60 3 4
3.1 Classificazione dei legami chimici 37
3.2 Legami covalenti 37
3.2.1 Legami covalenti omopolari ed eteropolari 38
3.2.2 Legame di coordinazione (legame dativo) 39
3.2.3 Complessi di coordinazione 40
3.2.4 Legami σ e legami π 41
3.2.5 Ibridazione degli orbitali 42
3.3 Legami elettrostatici 44
3.3.1 Legame ionico 44
3.3.2 Legami dipolari 44
3.3.3 Legami ione-dipolo 45
3.3.4 Legame idrogeno 46
3.3.5 Legami di Van der Waals 46
3.4 Legame idrofobico o interazione idrofobica 48
Chelanti in medicina 41
Importanza biologica degli ioni idrati 45
Importanza biologica dei legami deboli 49
Stati di aggregazione della materia 50
4.1 Stato aeriforme 50
4.1.1 Leggi dei gas 50
4.1.2 Temperatura assoluta ed equazione di stato dei gas 52
• Unità di misura della pressione 53
4.1.3 Teoria cinetica dei gas 54
4.1.4 Gas reali 55
4.1.5 Gas e vapori 55
4.2 Equilibrio gas-liquido: evaporazione e condensazione 56
4.3 Stato liquido 57
4.3.1 Ebollizione 57
4.3.2 Calore di evaporazione 58
4.3.3 Tensione superficiale 59
4.4 Stato solido 61
4.4.1 Diagrammi di fase 61
4.4.2 Solidi vetrosi 62
Legge di Boyle e respirazione 50
Termoregolazione 58
Termodinamica e bioenergetica 64
5.1 Termodinamica 64
5.1.1 Sistemi termodinamici 64
5.1.2 Entalpia 65
5.1.3 Entropia 67
5.1.4 Entropia e informazione 68
5.1.5 Energia libera 69
5.2 Energia libera ed equilibrio 70
5.2.1 Trasformazioni reversibili e irreversibili 71
5.3 Bioenergetica 72
Invecchiamento: una necessità termodinamica 73
Folding delle proteine: un rischio termodinamico 73
Miscele e soluzioni 75
6.1 Tipi di miscele 75
6.2 Tipi di soluzioni 76
6.2.1 Soluzioni gassose 76
6.2.2 Soluzioni liquide 77
6.2.3 Soluzioni solide 77
6.3 Solubilità 78
6.4 Acqua come solvente 79
6.4.1 Acqua e soluti ionici 80
6.4.2 Acqua e soluti molecolari 80
6.4.3 Considerazioni energetiche 81
6.5 Solubilità dei gas nei liquidi (acqua) 81
6.5.1 Solubilità di gas che reagiscono con l’acqua o con altre molecole 83
6.6 Concentrazione delle soluzioni 84
6.6.1 Rapporto peso/peso 84
6.6.2 Rapporto peso/volume 85
6.6.3 Rapporto volume/volume 86
6.6.4 Diluizioni 86
6.6.5 Concentrazione nelle miscele di gas 87
Alginati 78
Legge di Henry in medicina 83
Ossigenazione 88
Disponibilità insufficiente di ossigeno 91
Proprietà colligative delle soluzioni 92
7.1 Abbassamento della pressione di vapore 92
7.2 Innalzamento della temperatura di ebollizione 93
7.3 Abbassamento della temperatura di congelamento 94
7.4 Osmosi e pressione osmotica 94
7.4.1 Tipi di membrane e passaggio di soluti 94
7.4.2 Diffusione 95
7.4.3 Osmosi 96
7.4.4 Osmolarità 97
7.4.5 Confronto tra le proprietà osmotiche delle soluzioni 98
7.4.6 Osmolarità dei liquidi intracellulari ed extracellulari 99
7.4.7 Meccanismi fisiologici di controllo dell’osmolarità plasmatica 102
Abbassamento della pressione di vapore e termoregolazione 93
Osmosi inversa, ultrafiltrazione e dialisi 97
Soluzioni maggiormente impiegate nella clinica 99
Ruolo del rene 103
Somministrazione di fluidi per via endovenosa e mantenimento dell’osmolarità 103
Dalla teoria alla pratica: come correggere una situazione di alterata osmolarità? 104
Cinetica ed equilibri chimici 105
8.1 Le molecole dei reagenti devono urtarsi 105
8.1.1 Reazioni a più stadi 106
8.1.2 Ordine di una reazione 107
8.1.3 Tempo di dimezzamento e costante di velocità 108
8.2 Legge di Arrhenius 109
8.2.1 Gli urti devono avvenire con l’orientamento corretto: il fattore sterico 109
8.2.2 Le molecole devono avere un’energia sufficiente per reagire: l’energia di attivazione 110
8.3 Catalizzatori 111
8.3.1 Catalizzatori omogenei ed eterogenei 112
8.3.2 Reazioni catalizzate da enzimi 112
8.4 Altri fattori che influenzano la velocità di una reazione 114
8.5 Equilibrio chimico 116
8.5.1 Costante di equilibrio ed energia libera 117
8.6 Principio dell’equilibrio mobile (principio di Le Châtelier) 119
8.6.1 Effetto della temperatura sulla costante di equilibrio 120
8.7 Equilibri multipli 121
8.8 Equilibri eterogenei 122
8.9 Stato stazionario 122
Febbre e terapia con il freddo 114
Farmacocinetica 115
Catabolismo anaerobico negli eritrociti 123
APPENDICE Reazioni chimiche: definizioni e tipologie 124
Definizione e leggi di conservazione 124
Equazioni chimiche 124
Tipi di reazioni 124
Equazioni in forma ionica 125
Acidi, basi e sali 127
9.1 Teoria di Arrhenius 127
9.2 Teoria di Brønsted e Lowry 127
9.3 Teoria di Lewis 128
9.4 Dissociazione dell’acqua 129
9.4.1 pH 130
9.5 Costanti di dissociazione 130
9.5.1 Acidi forti e acidi deboli 131
9.5.2 Struttura chimica e forza degli acidi 132
9.5.3 Calcolo del pH di una soluzione di acido forte o di acido debole 133
9.5.4 Acidi poliprotici 134
9.5.5 Elettroliti anfoteri 134
9.6 Reazioni acido-base: i sali 135
9.6.1 pH delle soluzioni saline (idrolisi salina) 135
9.7 Prodotto di solubilità 137
9.8 Soluzioni tampone 140
9.8.1 Efficienza di un tampone 140
9.8.2 Indicatori di pH 141
9.9 Tamponi del sangue 143
9.9.1 Tampone bicarbonato 144
9.9.2 Tampone fosfato 144
9.9.3 Tampone proteina/proteinato 144
9.9.4 Emoglobina come tampone 145
Reazioni acido-base in medicina: gli antiacidi 136
Prodotto di solubilità nella clinica 138
Colica renale e prodotto di solubilità 139
Equilibrio acido-base 145
Emogasanalisi 146
Ioni nel sangue, elettroneutralità e gap anionico (AG) 148
Elettrochimica 150
10.1 Ossidazioni e riduzioni 150
10.1.1 Numero di ossidazione 151
10.1.2 Ossidoriduzioni dei composti organici 152
10.1.3 Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione 153
10.2 Semielementi 154
• Unità di misura dell’energia elettrica 154
10.2.1 Potenziali di riduzione ed equazione di Nernst 155
10.2.2 Relazione tra potenziali di riduzione e costante di equilibrio 155
10.3 Conduttori 156
10.4 La pila 157
• Rappresentazione schematica di una pila 159
10.5 Potenziali di membrana 159
10.5.1 Potenziale di diffusione 160
10.5.2 Equilibrio di Donnan 160
10.5.3 Potenziale di membrana in condizioni di stato stazionario 161
10.6 Elettrolisi 163
10.6.1 Equivalente elettrochimico 164
Azione disinfettante dell’acqua ossigenata 152
Elettroforesi delle proteine 156
Potenziale della membrana cellulare 162
PARTE 2 – CHIMICA ORGANICA
Il carbonio nei composti organici 165
11.1 Rappresentazione dei composti del carbonio: le formule di struttura 165
11.2 Ibridazione degli orbitali del carbonio 166
11.3 Gruppi funzionali 169
11.4 Rappresentazione tridimensionale dei composti organici 170
11.5 Isomeria 170
11.5.1 Isomeria strutturale 171
11.5.2 Stereoisomeria 171
11.5.3 Isomeria conformazionale 172
11.5.4 Isomeria geometrica o isomeria cis-trans 174
11.5.5 Isomeria ottica o enantiomeria 175
• La misurazione dell’attività ottica 175
11.5.6 Proiezioni di Fischer e configurazioni 176
• Il sistema R-S e la convenzione E/Z 177
11.6 Ossidazioni e riduzioni 178
11.7 Reazioni organiche: omolisi ed eterolisi 178
11.8 Effetto induttivo 179
11.9 Nucleofili ed elettrofili 180
11.10 Acidità e basicità dei composti organici 180
Recettori, farmaci ed enantiomeria 176
Idrocarburi e alogenuri alchilici 182
12.1 Principali tipi di reazioni in chimica organica 182
12.1.1 Reazioni di addizione 182
12.1.2 Reazioni di sostituzione 182
12.1.3 Reazioni di eliminazione 183
12.2 Alcani e cicloalcani 183
12.2.1 Tensione di legame nei cicloalcani 183
12.2.2 Reazioni degli alcani 184
12.2.3 Alcani di interesse biologico 185
12.3 Alcheni 185
12.3.1 Delocalizzazione elettronica e dieni coniugati 185
12.3.2 Reazioni degli alcheni e dei dieni coniugati 187
12.4 Alchini 189
12.4.1 Reazioni degli alchini 190
12.5 Composti aromatici 190
12.5.1 Areni, idrocarburi aromatici 192
12.5.2 Reazioni dei composti aromatici 193
12.6 Alogenuri alchilici 195
12.6.1 Reazioni degli alogenuri alchilici: le sostituzioni nucleofile 196
12.6.2 Meccanismo delle sostituzioni nucleofile: SN2 e SN1 197
12.6.3 Reazioni di eliminazione 199
Tossicità dei composti aromatici 194
Anestetici per inalazione 195
APPENDICE Nomenclatura IUPAC dei composti organici 200
Gruppi funzionali contenenti eteroatomi 202
13.1 Alcoli 202
13.1.1 Sintesi degli alcoli 204
13.1.2 Ossidazione degli alcoli 204
13.1.3 Reazioni con rottura del legame C O 205
13.1.4 Reazioni con rottura del legame O H 206
13.1.5 Alcoli aromatici: i fenoli 208
13.2 Tioli 209
13.3 Eteri e tioeteri 210
13.4 Epossidi 211
13.5 Ammine 212
13.5.1 Basicità delle ammine 212
13.5.2 Ammine come reagenti nucleofili 213
• Ammonio quaternario: l’esempio della colina 214
13.5.3 Ossidazione delle ammine 215
Alcol come disinfettante 207
Metabolismo dell’etanolo 207
Farmaci mucolitici 210
Reattività chimica e implicazioni cliniche degli epossidi 211
Ruolo fisiologico degli epossidi 211
Ruoli biologici della colina 214
Monoamminossidasi 215
Ammine biogene 215
Reazioni con acido nitroso 216
Aldeidi e chetoni 217
14.1 Nomenclatura e proprietà 217
14.2 Sintesi di aldeidi e chetoni 218
14.3 Reazioni di aldeidi e chetoni 218
14.3.1 Riduzione e ossidazione 219
14.3.2 Reattività verso l’addizione nucleofila 220
14.3.3 Reazioni nucleofile: formazione di aldeidi idrate, emiacetali e acetali 220
14.3.4 Addizione di ammine 221
14.4 Acidità dei composti carbonilici e sue conseguenze 222
14.4.1 Tautomeria cheto-enolica 223
14.4.2 Importanza biologica della tautomeria 224
14.4.3 Condensazione aldolica 225
Una nuova vita per la reazione di Tollens: il silver staining 219
Rodopsina, l’immina della visione 222
Corpi chetonici 227
Acidi carbossilici e derivati 228
15.1 Nomenclatura 228
15.1.1 Acidi con altri gruppi funzionali 229
15.1.2 Derivati degli acidi carbossilici 229
15.2 Proprietà degli acidi carbossilici 230
15.2.1 Acidità 230
15.3 Sintesi degli acidi carbossilici 231
15.4 Reazioni di acidi carbossilici e derivati 231
15.4.1 Alogenuri acilici 232
15.4.2 Anidridi 232
15.4.3 Tioesteri 232
15.4.4 Acidi carbossilici 233
15.4.5 Esteri 234
15.4.6 Ammidi 235
15.5 Idrolisi dei derivati degli acidi carbossilici 235
15.5.1 Idrolisi acida 235
15.5.2 Idrolisi basica (saponificazione) 235
15.6 Condensazione di Claisen 237
15.7 Reazioni degli acidi carbossilici contenenti altri gruppi funzionali 237
15.7.1 Ossiacidi e formazione dei lattoni 237
15.7.2 Decarbossilazione dei chetoacidi e degli acidi policarbossilici 238
15.7.3 Decarbossilazione degli amminoacidi 238
15.8 Derivati organici dell’acido fosforico: composti chiave in biochimica 239
15.8.1 Importanza degli acilfosfati in biochimica 239
15.8.2 Formazione dei tioesteri dagli acilfosfati 241
15.8.3 Formazione delle ammidi dagli acilfosfati 243
Utilizzo degli esteri come profarmaci nella chimica medica 245
PARTE 3 – PROPEDEUTICA BIOCHIMICA
Carboidrati 248
16.1 Classificazione e nomenclatura 248
16.2 Stereoisomeria 249
16.3 Monosaccaridi 249
16.3.1 Formazione degli emiacetali ciclici 251
16.3.2 Legame glicosidico 252
16.4 Reazioni dei monosaccaridi 254
16.4.1 Ossidazione: acidi aldonici, uronici e aldarici 254
16.4.2 Riduzione: alditoli e deossizuccheri 255
16.4.3 Tautomeria: conversione aldosi-chetosi e amminozuccheri 255
16.5 Disaccaridi 258
16.6 Oligosaccaridi e loro derivati 259
16.7 Polisaccaridi 260
16.7.1 Omopolisaccaridi 260
16.7.2 Eteropolisaccaridi 261
Dal profumo del caffè all’invecchiamento: la glicazione delle proteine e la reazione di Maillard 256
Intolleranza al lattosio 258
Lipidi
263
17.1 Acidi grassi 263
17.1.1 Nomenclatura 264
17.1.2 Insaturazione e proprietà fisiche 264
17.1.3 Insaturazione e proprietà chimiche 265
17.1.4 Acidi grassi essenziali 265
17.2 Trigliceridi (triacilgliceroli) 267
17.2.1 Funzioni degli acilgliceroli 268
17.2.2 Grassi, oli, margarine 269
17.2.3 Saponificazione dei trigliceridi 269
17.3 Lipidi di membrana 269
17.3.1 Glicerofosfolipidi 270
17.3.2 Sfingolipidi 271
17.3.3 Colesterolo 271
17.3.4 Membrana cellulare 271
17.4 Derivati steroidei di interesse biomedico 273
17.4.1 Struttura chimica 273
17.4.2 Ormoni steroidei 273
17.4.3 Derivati sintetici usati in farmacologia 274
17.4.4 Metabolismo e meccanismo di azione 274
17.4.5 Altri derivati steroidei non ormonali 274
Cascata dell’acido arachidonico e azione dei FANS 266 Quoziente respiratorio 268
Vitamine, nucleotidi e acidi nucleici 275
18.1 Eterocicli 275
18.1.1 Eterocicli contenenti ossigeno 275
18.1.2 Eterocicli pentatomici contenenti azoto 275
18.1.3 Composti biologici contenenti strutture di eterocicli pentatomici 276
18.1.4 Eterocicli esatomici contenenti azoto 278
18.2 Vitamine 279
18.3 Basi azotate, nucleosidi e nucleotidi 280
18.3.1 Nucleotidi 282
18.3.2 Coenzimi 284
18.4 Acidi nucleici 286
18.4.1 DNA 287
18.4.2 RNA 289
• Determinazione della struttura del DNA 289
Malattie da avitaminosi e da sovradosaggio di vitamine 279
Effetti dell’alterata regolazione dei nucleotidi ciclici 283
Agenti intercalanti 289
Amminoacidi e proteine 291
19.1 Amminoacidi naturali 291
19.1.1 Proprietà acido-base degli amminoacidi 292
19.1.2 Classificazione degli amminoacidi 294
19.2 Legame peptidico 296
19.2.1 Formazione del legame peptidico in vivo 298
19.3 Livelli di struttura delle proteine 300
19.3.1 Struttura primaria 300
19.3.2 Struttura secondaria 300
19.3.3 Strutture supersecondarie 301
19.3.4 Struttura terziaria 302
19.3.5 Struttura quaternaria 303
19.4 Interazioni con le proteine 303
19.5 Forma delle proteine 304
19.5.1 Proteine fibrose 304
19.5.2 Proteine globulari 305
19.6 Proteine di membrana 305
19.7 Folding delle proteine 306
Amminoacidi essenziali, semi-essenziali e non essenziali 296
Dosaggi radioimmunologici 304
Amiloidosi, malattie da misfolding 306
Proteina prionica 307
Stress ossidativo: un disequilibrio redox 309
20.1 Specie ossidanti e radicali 309
20.1.1 Specie reattive dell’ossigeno (ROS) 310
20.1.2 Ossigeno e teoria degli orbitali molecolari (MO) 310
20.2 Origine delle ROS 313
20.2.1 Catena respiratoria mitocondriale come fonte di ROS 314
20.2.2 NADPH ossidasi 314
20.2.3 Mieloperossidasi 316
20.3 Antiossidanti 316
20.3.1 Antiossidanti esogeni 316
20.3.2 Antiossidanti endogeni 318
20.4 Stress ossidativo 320
20.4.1 Bersagli cellulari delle ROS 320
Stress ossidativo e malattie 321
Referenze iconografiche 324
Esercizi 325
Indice analitico 351
Le risorse digitali
A questo indirizzo sono disponibili le risorse digitali di complemento al libro:
universita.zanichelli.it/bellini3e
Per accedere alle risorse protette è necessario registrarsi su my.zanichelli.it inserendo il codice di attivazione personale che si trova sull’etichetta adesiva nella prima pagina del libro.
Nel sito del libro è possibile:
• accedere alla Guida allo studio interattiva, per tenere traccia dei progressi nello studio rispetto al syllabus ministeriale;
• ripassare con i Riassunti del capitolo sui contenuti del syllabus e le applicazioni cliniche;
• trovare le risposte commentate agli esercizi al termine del volume:
• consultare l’elenco delle Unità Didattiche Elementari (UDE) principali e secondarie per ogni capitolo, con indicati, per ciascun argomento, grado di conoscenza, competenza e abilità richieste, e scaricare le tabelle riepilogative delle UDE di tutto il libro;
• consultare il Glossario interattivo;
• imparare con l’aiuto delle flashcard;
• trovare i link per i test interattivi di autovalutazione e il Simulatore interattivo per allenarsi all’esame;
• guardare i video segnalati nel testo;
• consultare la tavola periodica interattiva;
• accedere direttamente alla versione Ebook.
Le risorse sono visualizzabili direttamente anche sullo smartphone scaricando l’app laZ Guarda!
Le risorse digitali sono disponibili per chi acquista il libro nuovo.
L’accesso all’Ebook e alle risorse digitali protette è personale, non condivisibile e non cedibile, né autonomamente né con la cessione del libro cartaceo.
L’app laZ Guarda!
Con l’app laZ Guarda! si può accedere ai contenuti digitali in modo immediato usando un device portatile, come lo smartphone o il tablet. Inquadrando le icone simili a quella qui a lato, a inizio di ogni capitolo, si può accedere ai test interattivi, ai video, alle flashcard e ad altre risorse digitali.
L’app laZ Guarda! si scarica da App Store (sistemi operativi Apple) o da Google Play (sistemi operativi Android).
Presentazione
di Andrea Lenzi
L ’ Associazione Conferenza Permanente dei Presidenti dei Corsi di Laurea Magistrale in Medicina e Chirurgia (CPPCLMM&C , presidenti-medicina.it) in questi anni si è proposta due obiettivi strettamente interconnessi: da un lato garantire, nel rispetto dell ’ autonomia delle singole sedi, una formazione omogenea a livello nazionale dei futuri medici – con competenze capaci di rispondere ai bisogni di una società moderna – e del Sistema sanitario nazionale, attraverso un percorso educativo coerente con l ’ ordinamento nazionale e le regole europee della formazione sanitaria in medicina; dall ’ a ltro la trasformazione graduale, sul piano pedagogico, dei programmi di insegnamento in veri obiettivi di apprendimento, introducendo il concetto di obiettivo educativo specifico, inteso come «ciò che studenti e studentesse devono diventare capaci di realizzare grazie all ’ apporto del corso» e non solo come ciò che i docenti devono insegnare.
Questi due obiettivi si sono concretizzati, tra l ’ altro, con la creazione di un core curriculum nazionale, che costituisce un articolato progetto formativo di caratura internazionale, finalizzato all’ acquisizione di criteri scientifici e metodologici nell ’ ambito di una logica interdisciplinare e che si riferisce, solo per citare i riferimenti principali: alle relazioni tra metodo scientifico e clinica, alla medicina basata sulle evidenze come strumento base della formazione, alle prove di efficacia dei trattamenti e ai loro correlati fisiopatologici. Il core curriculum, a sua volta, è formato da Unità Didattiche Elementari (UDE), che indicano che cosa gli studenti e le studentesse debbano dimostrare di aver appreso e quindi di sapere e saper fare.
Le UDE creano una rete di relazioni tra gli obiettivi di apprendimento in cui non esistono più materie o discipline di base vere e proprie, ma solo materie precliniche che preparano alle discipline cliniche in una visione moderna del percorso di formazione del medico, e in cui tutti gli elementi costituiscono un sistema unitario. Da qui l ’ importanza di evidenziare in un libro di testo non solo gli obiettivi educativi specifici, cioè le UDE proprie della materia, ma anche le connessioni con le altre unità didattiche precliniche e cliniche che necessariamente dovranno utilizzare i concetti e i principi che da esse discendono.
Questo testo di Chimica medica e propedeutica biochimica, che comprende numerose applicazioni cliniche ampliate nella terza edizione, dimostra, per la prima volta, che è possibile adottare quest’approccio in perfetta coerenza con l’attività della Conferenza, che con strumenti pionieristici come il Progress Test e la Site Visit aveva monitorato la progressione dell’apprendimento studentesco prima dell’introduzione dei protocolli ANVUR, consolidando un sistema di valutazione della qualità solido e all’avanguardia. Il nuovo sistema di selezione per l’accesso al Corso di laurea in Medicina e Chirurgia rende ancora più importante caratterizzare le materie di base come precliniche.
Come Presidente dell’Associazione Conferenza mi complimento con Tiziana Bellini per quest’opera e invito la Conferenza e i suoi componenti a prendere questo come modello per futuri testi.
Andrea Lenzi
Presidente dell ’ Associazione Conferenza Permanente dei
Presidenti dei Corsi di Laurea Magistrale in Medicina e Chirurgia
Presidente del Consiglio Nazionale delle Ricerche
Professore Emerito di Endocrinologia
Sapienza Università di Roma
Presentazione
di Evelina Lamma e Paolo Tanganelli
La trasmissione del sapere è, tra i molteplici doveri che impegnano ciascuna generazione nei confronti delle successive, uno tra i compiti più alti e difficili da assolvere. L’impegno sul versante della didattica, specie universitaria, e, a maggior ragione, all’interno del Corso di laurea in Medicina e Chirurgia, non può limitarsi alla disseminazione di mere conoscenze teoriche, ma deve saper veicolare, insieme a esse, la capacità di applicare le cognizioni acquisite in un contesto così delicato quale la cura delle persone assistite. In questo senso, è essenziale che i futuri medici, sin dall’inizio dei loro studi, acquisiscano una chiara consapevolezza dei nessi che collegano le conoscenze di base ai successivi sviluppi di carattere clinico.
È proprio in questa prospettiva che si colloca il lavoro di Tiziana Bellini, la cui lunga esperienza come Coordinatrice del Corso di laurea in Medicina e Chirurgia dell’Università di Ferrara si riflette in una visione particolarmente lucida e sistematica del percorso formativo del medico. Nel corso del tempo, tale esperienza si è tradotta, attraverso una dedizione costante, nell’introduzione di numerose innovazioni didattiche, sempre coerenti con l’evoluzione della normativa nazionale ed europea e con le più aggiornate indicazioni in materia di qualità della formazione.
Da alcuni anni, inoltre, il Corso di laurea in Medicina e Chirurgia, per la sua intrinseca complessità e la sua rilevanza strategica, è al centro di un processo di riforma su scala nazionale che lo rende, al tempo stesso, un ambito particolarmente esigente e un terreno privilegiato di sperimentazione.
Il contributo offerto da questo volume, giunto alla sua terza edizione, si inserisce pienamente in questo quadro e si distingue per un’impostazione che può, a buon diritto, definirsi innovativa. Da una parte, esso delinea con precisione i contenuti della disciplina, evidenziandone con chiarezza le connessioni con gli insegnamenti successivi; dall’altra, recepisce e sviluppa le indicazioni del core curriculum della formazione medica, traducendole in un impianto coerente e orientato agli obiettivi di apprendimento. Non meno rilevante è l’attenzione dedicata agli strumenti di progettazione didattica, con particolare riferimento alla costruzione del syllabus, in un’ottica di piena trasparenza e di riconoscimento della centralità di studenti e studentesse.
Si tratta, in definitiva, di un testo esemplare, perché non si limita a coniugare rigore scientifico, chiarezza espositiva e consapevolezza pedagogica, ma testimonia l’autentica dedizione e passione per l’insegnamento universitario della sua autrice.
Evelina Lamma
già Coordinatrice del Presidio di Qualità e già Prorettrice Vicaria dell’Università degli Studi di Ferrara
Paolo Tanganelli
già Prorettore alla Didattica e Coordinatore del Nucleo di Valutazione dell’Università degli Studi di Ferrara
Prefazione
di Tiziana Bellini
Il graduale processo di riforme che ha investito le u niversità italiane, e in particolare il Corso di laurea in Medicina e Chirurgia, ha portato a una sempre maggiore attenzione nei confronti di studenti e studentesse e delle dinamiche di apprendimento.
L ’ insegnamento di Chimica e propedeutica biochimica si colloca al primo anno del corso di studi medici e deve far fronte a esigenze specifiche. Studenti e studentesse sono al loro primo approccio con un metodo di studio nuovo, che non può essere mutuato dalla precedente esperienza scolastica. Inoltre, la popolazione studentesca è molto eterogenea per formazione e la Chimica è una materia presente in maniera molto differenziata, e talvolta trascurata, nella maggior parte dei corsi di studio della scuola secondaria. Infine, questa materia può apparire come un insieme di elementi dogmatici, oggetto di un apprendimento mnemonico e avulso da ogni contesto.
La nuova modalità di accesso al Corso di laurea in Medicina e Chirurgia introdotta per la prima volta nel 2025 con il Decreto legislativo n. 71/2025 e chiamata “semestre aperto”, o anche “semestre filtro”, che sostituisce il tradizionale test d’ingresso a numero chiuso, consente a tutti gli aspiranti medici di iscriversi liberamente al primo semestre, prevedendo però una selezione meritocratica al termine di questo percorso. Questa selezione avviene tramite il superamento di tre esami universitari, tra cui Chimica e propedeutica biochimica.
Il percorso di studi introdotto dal semestre aperto permette pertanto a studenti e studentesse di frequentare insegnamenti che fanno parte da sempre del Corso di laurea in Medicina e Chirurgia (come anche di Odontoiatria e protesi dentaria e Medicina veterinaria) prima della selezione definitiva, aiutandoli così a capire se la loro scelta è appropriata.
A fronte di questo nuovo percorso diventa pertanto ancora più necessario che la Chimica e propedeutica biochimica sia realmente medica, che dia fin dall ’ inizio il senso dello studio di una materia preclinica di base. Per questo motivo devono essere chiare le correlazioni con le altre discipline mediche, in una prospettiva longitudinale che proietti le conoscenze acquisite al primo anno nei contesti clinicoapplicativi che saranno oggetto di studio negli anni successivi, fino al sesto.
L ’ Associazione Conferenza Permanente dei Presidenti dei Corsi di Laurea Magistrale in Medicina e Chirurgia da molti anni ribadisce la necessità che l ’ integrazione didattica interdisciplinare si affermi sempre più, affinché le scienze di base precliniche siano realmente integrate con le scienze cliniche. In tal modo già dal primo anno di studi è possibile iniziare a intravedere dove e come si possono applicare i contenuti delle scienze precliniche, per appropriarsi di quelle conoscenze di base che sono il fondamento della medicina scientifica.
La Conferenza ha inoltre approvato un core curriculum comune da intendersi come l ’ insieme degli obiettivi formativi essenziali che devono essere previsti in tutti i Corsi di laurea in Medicina e Chirurgia. Questo core curriculum è articolato in Unità Didattiche Elementari (UDE), le quali rappresentano le “particelle” che nel loro insieme costituiscono il sapere dei futuri medici.
Queste indicazioni vengono riportate in questa terza edizione all ’ inizio di ogni capitolo, accessibili come approfondimento nella forma digitale per unire efficienza operativa, riduzione dei costi e sostenibilità ambientale.
Lo scopo di questo testo vuole essere quello di far conoscere con rigore e semplicità la chimica veramente utile per lo studio della Medicina, portandolo alla comprensione dei fenomeni che stanno alla base delle malattie, della loro cura e prevenzione, evidenziando con esempi le applicazioni cliniche. Questo libro si propone di dare una chiave di lettura della Chimica della vita, collegata a molte altre discipline clinico-mediche, nell’ottica di una visione di aggiornamento continuo.
Desidero ricordare, infine, che tutte le discipline di questo affascinante corso di studi hanno lo stesso obiettivo: insegnare ad apprendere e fare ricerca per curare le persone e prendersi cura di loro
Tiziana
Bellini
Organizzazione e obiettivi del libro
I 20 capitoli di questo libro trattano argomenti integrati tra loro e sono stati suddivisi in tre parti, per permettere una migliore fruizione dei contenuti: Chimica generale medica, Chimica organica e Propedeutica biochimica
L’obiettivo principale del testo è quello di sviluppare la conoscenza della Chimica con uno standard adeguato a un moderno curriculum di studi medici, che tenga conto sia delle indicazioni previste dal syllabus ministeriale per il semestre aperto di Medicina, sia delle raccomandazioni della Conferenza Permanente dei Presidenti dei Corsi di Laurea Magistrale in Medicina e Chirurgia. In particolare, il testo si propone di:
• descrivere le leggi fondamentali della materia e delle sue trasformazioni;
• fornire una chiave di lettura molecolare di strutture e di fenomeni biologici;
• illustrare le basi metodologiche di alcune analisi chimico-cliniche;
• permettere i collegamenti con le discipline cliniche.
A questo fine, l’intero libro è articolato secondo:
• le Unità Didattiche previste dal syllabus ministeriale suddivise per argomenti e segnalate da scritte bianche su fondino blu a lato del testo;
• le Unità Didattiche Elementari (UDE), in digitale, consultabili con l’app laZ Guarda! scansionando l’icona nell’intestazione di ogni capitolo, specifiche per gli obiettivi didattici della Chimica medica.
Le Unità Didattiche Elementari (UDE) vanno intese come «particelle del sapere medico con un contenuto tematico circoscrivibile e coerente, con caratteristiche didattico-pedagogiche omogenee, descritte in un linguaggio comprensibile sia da chi studia che da chi insegna». Per ogni capitolo sono specificate le UDE principali, ovvero gli argomenti fondamentali sviluppati, e alcune UDE correlate: queste ultime rappresentano gli argomenti trattati in altri insegnamenti che prevedono la conoscenza delle UDE principali e che hanno una connessione diretta con gli argomenti di Chimica trattati.
L’uso delle UDE ha come fine quello di evidenziare la ricaduta di argomenti svolti nelle scienze di base precliniche nel proseguimento degli studi, perché la singola UDE non «appartiene» a una sola disciplina, ma rappresenta un obiettivo di apprendimento al quale possono e devono contribuire tutte le discipline utili alla sua realizzazione.
L’elenco delle UDE principali e correlate e lo schema a matrice che riassume i collegamenti delle UDE con i capitoli del testo sono riportati in un file in digitale scaricabile dal sito del libro per una maggiore efficienza operativa, riduzione dei costi e sostenibilità ambientale.
Nel testo, invece, sono evidenziate dal logo che raffigura un antico simbolo greco associato alla Medicina, il bastone di Asclepio (o Esculapio, in latino), le applicazioni cliniche medico-biologiche correlate ai vari argomenti di ogni capitolo:
Gli studenti e le studentesse, infine, inquadrando con l’app laZ Guarda! l’icona nell’intestazione di ogni capitolo possono accedere a diverse risorse di aiuto nell’apprendimento, tra cui:
• guida allo studio;
• riassunto e glossario;
• esercizi interattivi;
• UDE principali e correlate del core curriculum;
• flashcard e altre risorse.
Si veda il riquadro al termine dell’Indice generale per maggiori informazioni sui contenuti digitali.
Acidi, basi e sali 9
CAPITOLO
Gli acidi sono noti fin dall’antichità in quanto il sapore “acido” è uno dei quattro sapori fondamentali che il senso del gusto permette di distinguere.
La parola acido deriva dal latino acetum (aceto). Col tempo, però, il termine si è esteso a tutte le sostanze che hanno un sapore acidulo. Base o alcali deriva invece dall’arabo al kali (la cenere delle piante) e designa sostanze in grado di neutralizzare gli acidi e, generalmente, dotate di un sapore amaro.
Nel 1664, nel suo trattato Experiments and Considerations Touching Colours , il chimico inglese Robert Boyle osservò che una delle proprietà degli acidi era quella di colorare di rosso il tornasole, un colorante estratto da alcuni licheni, mentre altre sostanze presenti nella cenere, dette basi, ne mutavano il colore in blu ed erano in grado di annullare le proprietà degli acidi (Figura 9.1).
Da queste prime osservazioni sperimentali deriva la primissima classificazione di acidi e basi, fondata sulla capacità di queste sostanze di modificare il colore di pigmenti vegetali quale il tornasole, senza che fosse data, però, alcuna spiegazione scientifica a tale fenomeno.
9.1 Teoria di Arrhenius
Il primo a formulare una teoria completa su acidi e basi fu il chimico svedese Svante August Arrhenius, nella seconda metà dell’Ottocento. Per Arrhenius un acido generico (HA) è un composto in grado di dissociarsi in acqua, rilasciando idrogenioni o ioni H+ secondo la reazione:
HA → A + H+
Una base generica (BOH), invece, è un composto in grado di dissociarsi, in soluzione acquosa, rilasciando ossidrilioni o ioni OH secondo la reazione:
BOH → B+ + OH
Poiché queste reazioni di dissociazione sono – almeno teoricamente – reversibili, applicando la legge di azione di massa (paragrafo 8.5) si ottiene una costante di equilibrio che nel caso di un acido
si chiama costante di dissociazione dell’acido Ka, data da:
[A ][H] K a –= +
[HA]
e nel caso di una base si chiama costante di dissociazione della base Kb, data da: [BOH]
[B ][OH] K b –= +
Dall’unione di un acido e di una base si ottiene un sale e acqua:
HA + BOH → B+A + H2O
La teoria di Arrhenius ha permesso di interpretare numerosi fenomeni legati ad acidi e basi e di determinare i valori delle loro costanti di dissociazione. Tuttavia, lo sviluppo della teoria atomica, con una conoscenza più approfondita della struttura dell’atomo e dei legami chimici, ha reso necessaria la formulazione di nuove teorie, più aderenti alla realtà.
9.2 Teoria di Brønsted e Lowry
Nel 1923, due scienziati, Thomas Martin Lowry a Cambridge e Johannes Nicolaus Brønsted a Copenaghen, arrivarono contemporaneamente e separatamente a formulare una nuova importante teoria
•
•
•
SYLLABUS UD3 ministeriale UD4
Accedi con laZ Guarda! a:
UDE principali e correlate del core curriculum
• Guida allo studio
Riassunto e glossario
Esercizi interattivi, flashcard e altre risorse
Figura 9.1 Il tornasole (litmus) colora in rosso una sostanza acida e in blu una sostanza basica.
SYLLABUS UD4
La teoria di Arrhenius
La teoria di Brønsted e Lowry
sugli acidi e sulle basi. Un punto importante della teoria di Brønsted-Lowry è l’osservazione che H+ altro non è che un protone il quale, per le sue dimensioni piccolissime, deve necessariamente essere legato ad altri atomi.
La conseguenza è modesta per quanto riguarda la definizione di acido, mentre è molto rilevante per la definizione di base. Infatti, secondo la teoria di Brønsted-Lowry, si definisce:
• acido un composto in grado di rilasciare ioni H+ in presenza di un altro composto in grado di accettarli;
• base un composto in grado di accettare e quindi legare ioni H+
Secondo queste definizioni indicheremo l’acido con la formula generica HA, come nel paragrafo precedente, mentre indicheremo la base con la formula generica B: in cui i due punti (:) accanto alla B indicano una coppia di elettroni non impegnati, che sono indispensabili per legare H+ che non ha elettroni:
HA + B: → A + BH+
La reazione è reversibile e, se riscritta da destra verso sinistra, diventa:
A + BH+ → HA + B:
In questa reazione BH+ cede il protone, quindi è l’acido, mentre A lega il protone, quindi è una base. Diremo allora che A è la base coniugata di AH, mentre BH+ è l’acido coniugato di B:
A ogni acido corrisponde una base coniugata, a ogni base corrisponde un acido coniugato.
Da quanto esposto è evidente che il definire un composto acido o base dipende essenzialmente dal senso in cui noi osserviamo la reazione, perché i due concetti sono sempre indissolubilmente legati. Come può dunque un composto comportarsi da acido se esso è l’unico composto presente in una soluzione acquosa? La risposta è semplice: sarà l’acqua ad agire da base.
L’acqua, quindi, non solo agisce come solvente, ma interviene direttamente nella reazione chimica: HA + H2O → H3O+ + A
e in soluzione non vi saranno ioni H+, bensì ioni H3O+ (idrogenioni). Analogamente, per una base l’acqua fornirà i protoni, cioè si comporterà da acido:
B: + H2O → BH+ + OH
Esempi di coppie di acido e base coniugati sono dati dalla Figura 9.2 , in cui l’acqua si comporta come base coniugata o come acido coniugato a seconda che si trovi in presenza di un acido o di una base.
Nella teoria di Arrhenius le basi sono gli idrossidi BOH. Come possono essere spiegate le proprietà basiche di questi composti con la teoria di Brønsted-Lowry? Semplicemente, in soluzione gli idrossidi si dissociano in uno ione positivo B+, che non è né acido né basico, e in OH , che è la vera base in quanto può accettare idrogenioni formando acqua.
Tre sono le differenze principali tra la teoria di Brønsted-Lowry e quella di Arrhenius:
• la prima, come già ricordato, è che lo ione H+ non può esistere libero: in soluzione acquosa esso sarà sempre legato all’acqua formando lo ione H3O+, detto comunemente idrogenione, anche se il nome ufficiale dovrebbe essere catione ossonio;
• la seconda differenza, più rilevante dal punto di vista pratico, è che un acido può essere tale solo in presenza di una base, mentre nella teoria di Arrhenius gli acidi in presenza di basi reagivano formando un sale, con la conseguente scomparsa sia dell’acido sia della base;
• la terza differenza è che a ogni acido corrisponde una base coniugata, quindi i due concetti, acido e base, non sono più antitetici ma sono, per così dire, due facce di una sola medaglia. Come vedremo, quindi, un’unica costante di dissociazione permette di conoscere sia il comportamento di un acido sia quello della sua base coniugata.
9.3 Teoria di Lewis
Secondo la teoria di Arrhenius un acido è una specie che produce H+ in acqua, mentre una base in acqua produce OH . Invece, per la teoria di Brønsted-Lowry un acido è una specie che dona un protone (H+), mentre la base è una specie in grado di accettare un protone. Il chimico americano Gilbert N. Lewis nel 1923 propose una teoria più generale rispetto a quelle proposte da Arrhenius e Brønsted-Lowry per descrivere gli acidi e le basi. Egli prese come riferimento il movimento dei doppietti di elettroni negli equilibri acido-base. Sulla base delle sue considerazioni:
Figura 9.2 Esempi di coppie acido-base coniugati.
SYLLABUS UD4
Cenni sulla teoria di Lewis
• un acido di Lewis è un accettore di coppie di elettroni;
• una base di Lewis è un donatore di coppie di elettroni.
Secondo questa definizione, sono acidi le specie chimiche che hanno un orbitale libero in grado di accettare coppie di elettroni. Le basi di Lewis, viceversa, sono in grado di condividere coppie di elettroni con gli acidi di Lewis. Il legame che si forma è chiamato covalente coordinato ed è dovuto quindi a elettroni che provengono da un solo atomo, pertanto viene detto anche legame covalente dativo. Secondo questa teoria, il protone (H+) è un acido di Lewis perché ha un orbitale libero e può accettare una coppia di elettroni. Viceversa, lo ione idrossido (OH ) è una base di Lewis perché può donare un doppietto di elettroni. Si noti una differenza sostanziale tra le teorie: per quelle di Arrhenius e Brønsted-Lowry è un acido la specie che produce/dona un protone, per quella di Lewis il protone è un acido.
Questa definizione più generale fa rientrare nella definizione di acidi e basi anche sostanze che non lo sono per le altre teorie. Un esempio sono gli ioni metallici. Per esempio, il Fe2+, l’Ag+ e il Cu2+ sono considerati acidi in quanto possono accettare elettroni da specie basiche.
Un esempio è la reazione tra l’ammoniaca (NH₃), base di Lewis in quanto l’atomo di azoto ha un doppietto disponibile alla condivisione, e lo ione H+, acido di Lewis. Il legame che si forma è rappresentabile con una freccia (in rosso nella figura):
Come si nota dal valore della costante1, l’equilibrio di dissociazione dell’acqua è molto spostato verso sinistra, cioè la quantità di acqua indissociata presente all’equilibrio è enormemente più grande dell’acqua dissociata. Il valore ottenuto così basso della costante di equilibrio ci consente di fare una comoda approssimazione, cioè che la concentrazione dell’acqua indissociata all’equilibrio sia circa uguale alla concentrazione dell’acqua totale; anche se questo non è esatto, perché una piccolissima frazione dell’acqua presente si è dissociata, la differenza è talmente piccola che l’errore introdotto da questa approssimazione è trascurabile.
Con questa approssimazione, quindi, la concentrazione dell’acqua viene considerata costante, e, dato che la concentrazione dell’acqua totale è sempre la stessa, cioè pari a 55,5 M, il suo valore può essere inglobato nella costante di equilibrio.
L’espressione della legge di azione di massa per la dissociazione dell’acqua può essere pertanto così trasformata:
Keq [H2O]2 = [H3O+] [OH ]
Poiché la concentrazione dell’acqua è costante, il prodotto
Keq [H2O]2 = 3,2 · 10−18 · (55,5)2
è anch’esso una costante che viene indicata con il simbolo Kw, e l’espressione dell’equilibrio di dissociazione dell’acqua diventa:
Kw = [H3O+] [OH ] = 1,0 · 10−14
La costante Kw è detta costante del prodotto ionico dell’acqua e il suo valore, come risulta dai calcoli sopra riportati, è 1,0 · 10−14 a 25 °C.
SYLLABUS UD4
La reazione di autoprotolisi dell’acqua La Kw
Un altro esempio è dato dalla reazione tra BF3, acido di Lewis in quanto ha un orbitale vuoto nell’atomo di boro, ed NH3, che si può rappresentare in questo modo:
9.4 Dissociazione dell’acqua
L’acqua è in grado di accettare e cedere protoni (autoprotolisi) ed esiste un equilibrio: " HO OH + 2HO23 # + a cui possiamo applicare la legge di azione di massa; a 25 °C si verifica che il valore della costante di equilibrio è: HO HO OH , K 32 10 2 2
La Kw, come tutte le costanti di equilibrio, varia con la temperatura, ma questa variazione, nel ristretto intervallo di temperature di interesse per i sistemi biologici, è trascurabile. Questa relazione rappresenta un equilibrio sempre presente nell’acqua e dovrà essere sempre rispettata. Se all’acqua aggiungiamo un acido, esso cede ioni H+ all’acqua formando ioni H3O+, la cui concentrazione aumenterà, e di conseguenza dovrà diminuire la concentrazione degli OH per mantenere costante il valore del prodotto ionico.
In modo analogo l’aggiunta di basi, che sottraggono ioni H+ all’acqua, farà aumentare gli OH e di conseguenza dovrà diminuire la concentrazione degli H3O+ per mantenere sempre costante il valore del prodotto ionico. Da queste considerazioni derivano alcune importanti definizioni:
1 I n alcuni testi viene riportato come costante di equilibrio per la dissociazione dell’acqua il valore 1,8 10 −16 Questo valore non tiene conto che secondo la teoria di Brønsted-Lowry due molecole di acqua partecipano alla reazione, per cui al denominatore la concentrazione dell’acqua è elevata al quadrato e il valore corretto della costante è 3,2 10 −18
Figura 9.3 Intervallo dei valori di pH nelle soluzioni acide e basiche.
SOLUZIONI BASICHE
Basicità crescente
pH
Acidità crescente 891011121314 14131211109876543210
SOLUZIONI ACIDE
Tabella 9.1 Tabella di conversione tra le concentrazioni molari degli idrogenioni e i relativi valori di pH.
SYLLABUS UD4
Il concetto di pH e pOH
Video
• Calcolare il pH di una soluzione
• se in una soluzione la concentrazione di H3O+ è maggiore della concentrazione di OH , la soluzione si dice acida;
• se la concentrazione di OH è maggiore della concentrazione di H 3O+, la soluzione si dice basica;
• se H3O+ e OH hanno la stessa concentrazione, la soluzione si dice neutra.
9.4.1 pH
Dato che le variazioni di concentrazione di idrogenioni e ossidrilioni sono spesso molto grandi (pari a vari ordini di grandezza), risulta più pratico esprimere tali variazioni per mezzo di una scala più “compatta”: la scala logaritmica in base 10. In questo modo una variazione di 10 volte della concentrazione provocherà un aumento (o una diminuzione) di una unità in scala logaritmica. Inoltre, le concentrazioni sono in pratica sempre minori di 1, quindi, per non usare potenze di 10 con esponenti negativi, è opportuno utilizzare il logaritmo con il segno cambiato.
Si definisce quindi pH il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni H3O+:
pH = −log[H3O+]
ovvero il logaritmo del reciproco della concentrazione di idrogenioni:
log 1 pH HO 3 = + 6 @
Si noti che il simbolo “p” indica sempre il logaritmo in base 10 cambiato di segno
Analogamente, si definisce pOH il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione di OH :
pOH = −log [OH ]
In una soluzione neutra, la concentrazione degli idrogenioni è uguale a quella degli ossidrilioni, quindi dovremo avere:
[H3O+] = [OH ] = 10−7
Infatti 10−7 10−7 = 10−14, che corrisponde al valore di Kw. Dato che per indicare la concentrazione degli idrogenioni è prassi utilizzare il pH, anziché la concentrazione molare, indicando con pKw il logaritmo negativo del prodotto ionico dell’acqua possiamo scrivere la relazione2:
pH + pOH = pKw = 14 e nell’acqua pura pH = pOH = 7. Una soluzione neutra avrà quindi un pH = 7.
In una soluzione acida (H3O+ > OH ) la concentrazione di H3O+ sarà maggiore di 10−7, quindi si avrà un pH < 7. Per esempio, se in una soluzione si aggiunge acido fino ad avere una concentrazione di idrogenioni 10−5, il pH sarà 5.
In una soluzione basica (H3O+ < OH ) la concentrazione di H3O+ sarà minore di 10−7, quindi si avrà un pH > 7 (Figura 9.3).
Poiché in una soluzione acquosa è sempre valida la relazione pH + pOH = 14, conoscendo il pOH si ottiene immediatamente il pH dalla differenza 14 – pOH. Analogamente, è possibile calcolare il pOH conoscendo il pH.
La variazione di un’unità di pH comporta una variazione di dieci volte la concentrazione di idrogenioni (Tabella 9.1).
9.5 Costanti di dissociazione
Si consideri la reazione in acqua di un acido generico HA:
+ H2O ⇄ H3O+ + A
Applicando la legge di azione di massa si ottiene:
2 Si ricordi la proprietà per cui il logaritmo del prodotto di due numeri è uguale alla somma dei logaritmi dei due numeri stessi.
laZ Guarda!
Questa equazione differisce da quella riportata secondo il modello di Arrhenius solo per la presenza al denominatore della concentrazione dell’acqua; tuttavia questa concentrazione può essere considerata una costante, come già visto nel caso del prodotto ionico dell’acqua riportato nel precedente paragrafo.
Se la concentrazione dell’acqua è costante, può essere inglobata nella costante di equilibrio della reazione:
HO HA AH O KK 2 3 eq –a == + 6 6 6 6 @ @ @ @
Il prodotto Keq[H2O] altro non è che la Ka, la costante di dissociazione di un acido prevista dalla teoria di Arrhenius, con la sola differenza che al posto della concentrazione di H+ si utilizza più correttamente la concentrazione di H3O+.
Analogamente, per una base generica avremo la reazione:
B: + H2O ⇄ BH+ + OH
Applicando la legge di azione di massa si ottiene: B: HO BH OH K 2 eq –= + 6 6 6 6 @ @ @ @
Anche in questo caso è possibile considerare la concentrazione dell’acqua una costante e pertanto inglobarla nella costante di equilibrio; si ottiene così un’espressione sovrapponibile alla Kb della teoria di Arrhenius, la costante di dissociazione di una base:
HO B: BH OH KK 2 eq –b == + 6 6 6 6 @ @ @ @
Bisogna notare che le specie che compaiono in questa espressione della Kb sono B:, la base, e BH+, l’acido coniugato, anziché BOH, la base, e B+, la base dissociata della teoria di Arrhenius. Tuttavia, dato che quello che conta è la concentrazione di OH all’equilibrio, il valore della Kb è identico in entrambe le teorie, e anche se con la teoria di Brønsted non si ha una dissociazione, la Kb continua a essere impropriamente chiamata costante di dissociazione della base.
Consideriamo nuovamente un acido generico HA in acqua:
HA + H2O ⇄ H3O+ + A
L’acido si dissocia cedendo uno ione H+ all’acqua e si trasforma nella sua base coniugata A
Si consideri ora il comportamento in acqua di una base, ma utilizzando la base coniugata di HA:
A + H2O ⇄ HA+ OH
La base A strappa un H+ all’acqua formando l’acido HA e avrà una costante di dissociazione: HA
AH O K 3 a –= + 6 6 6 @ @ @
In entrambe le espressioni compaiono HA e A ; moltiplicando Ka per Kb e semplificando, si ottiene: HA AH O A HA OH HO OH KK K 3 3 ab –
cioè: KaKb = Kw
Possiamo quindi concludere che il prodotto tra la costante di dissociazione di un acido e la costante di dissociazione della sua base coniugata è uguale al prodotto ionico dell’acqua.
In pratica, conoscendo la Kb è immediatamente possibile conoscere il valore della Ka dell’acido coniugato, e viceversa.
9.5.1 Acidi forti e acidi deboli
La forza di un acido ci indica la tendenza dell’acido a cedere il suo protone. In generale si considera forte un acido che ha una costante di dissociazione acida (Ka) maggiore di 10−2 (Tabella 9.2).
Le costanti di dissociazione degli acidi forti, anche se sono state misurate, non vengono utilizzate praticamente. In soluzione diluita, questi acidi sono completamente dissociati. Definiamo invece acido debole un acido che, anche in soluzione diluita, non è completamente dissociato (Tabella 9.3).
Ma da cosa dipende la forza di un acido? In altri termini, quali sono i fattori che determinano il valore della costante Ka?
La costante di dissociazione degli acidi, come tutte le costanti di equilibro, è correlata alla diffe-
SYLLABUS UD4
Costanti di dissociazione, Ka e Kb
Acidi e basi forti, acidi e basi deboli
Forza relativa di un acido e di una base
Acido cloridrico
Acido bromidrico
Acido iodidrico
Acido perclorico
Acido nitrico
Tabella 9.2 Acidi forti.
Tabella 9.3 Acidi deboli.
SYLLABUS UD4
Solubilità e pH
Esempi di interesse biomedico: ossalato di calcio, fosfato di calcio, urato di sodio
SYLLABUS UD3
Effetto dello ione in comune
Esempi di equilibrio eterogeneo solidoliquido (precipitazione di urati)
Esempi di rilevanza biomedica (calcoli renali)
Se il sale è l’unico composto in soluzione, per ogni mole di AB che passa in soluzione si ottiene una mole di An+ e una mole di Bn–, cioè [An+] = [Bn–]; in questo caso la solubilità s si calcola con l’equazione3: Ks ps =
Si noti che questa relazione vale solo per sali di formula AB, nei quali cioè sia presente un catione per ogni anione, e a condizione che in soluzione non siano presenti sostanze che alterano le concentrazioni di tali ioni. Se in soluzione sono presenti altre sostanze che alterano la concentrazione di An+ o di Bn–, la relazione [An+] = [Bn–] non sarà più valida, ma il prodotto [An+] [Bn–] dovrà sempre essere uguale a Kps e la solubilità del sale AB varierà. In generale, i principali fattori che possono influenzare la solubilità di un sale sono il pH della soluzione e l’effetto dello ione comune. A titolo di esempio, consideriamo un sale poco solubile, il carbonato di bario (BaCO3), che in soluzione sarà presente sotto forma di ioni Ba2+ e CO 3 2:
BaCO3(s) ⇄ Ba 2 (aq) + + CO 3 2(aq)
Il prodotto di solubilità sarà quindi: Kps = [Ba2+] [CO 3 2-]
Esaminiamo gli effetti di ciascuno dei due fattori.
• pH della soluzione. In questo esempio, essendo CO 3 2- lo ione che si ottiene per dissociazione dell’acido carbonico, la sua concentrazione sarà influenzata dal pH della soluzione. Se la soluzione è basica, CO 3 2- rimane inalterato, mentre se la soluzione è acida, CO 3 2-, essendo la base coniugata di un acido debole, legherà gli idrogenioni trasformandosi in bicarbonato e poi in CO2 e acqua. In
3 Non prenderemo in esame le relazioni matematiche che permettono il calcolo della solubilità per sali con formule più complesse.
questo modo lo ione CO 3 2- viene sottratto dalla soluzione e, per il principio dell’equilibrio mobile, altro BaCO3 si scioglierà per rispettare l’equilibrio definito dalla Kps. Quindi la solubilità del carbonato di bario è diversa a seconda del pH della soluzione, mentre il prodotto di solubilità, che è una costante di equilibrio, rimarrà sempre uguale.
• Effetto dello ione comune. Se alla soluzione satura di BaCO3 aggiungiamo un sale di bario molto solubile, come BaCl2, la concentrazione degli ioni Ba2+ aumenta: per il principio dell’equilibrio mobile, l’equilibrio si sposta verso la forma indissociata di BaCO3, facendo aumentare la quantità di corpo di fondo. In questo modo, la diminuzione dello ione CO 3 2- compensa l’aumento di ioni Ba2+ in modo che il prodotto di solubilità sia rispettato. La presenza di un sale molto solubile (nell’esempio, BaCl2) con uno ione in comune con il sale poco solubile fa diminuire la solubilità: questo fenomeno va sotto il nome di effetto dello ione comune.
Vie di precipitazione dell’acido urico
Un esempio importante di interesse biomedico relativo all’interazione tra equilibri acido-base e prodotto di solubilità è quello dell’acido urico, prodotto terminale del catabolismo delle purine (Figura 9.5c). L’acido urico è un acido debole diprotico, con due costanti di dissociazione: pKa1 circa 5,5 e pKa2 circa 10,3. Dato che pKa2 è molto lontana dal pH fisiologico, il suo comportamento in soluzione nelle condizioni fisiologiche urinarie è principalmente governato dalla pKa1
La precipitazione delle specie derivate dall’acido urico è rilevante in due contesti fisiopatologici:
• precipitazione per effetto del pH (calcolosi urica): nei tubuli renali e nelle vie urinarie il pH può scendere a valori inferiori a 5,5. In questo caso, l’equilibrio di ionizzazione dell’acido urico si sposta fortemente verso la forma indissociata (acido urico libero). Questa specie chimica presenta una solubilità estremamente bassa, in un intervallo di circa 90–100 mg/L a pH acido. Il superamento di tale limite di saturazione porta alla precipitazione di cristalli di acido urico, base eziologica della nefrolitiasi urica;
• precipitazione per superamento del K ps ( gotta ): a pH fisiologico (7,4), circa il 99% dell’acido urico si trova in forma ionizzata come anione urato. In questo ambiente, il fattore limitante non è la solubilità dell’acido libero, ma il prodotto di solubilità del suo sale, l’urato monosodico (MSU), che in forma semplificata può essere espresso come: Kps = [Urato ][Na+] Nel plasma e nel liquido sinoviale, l’elevata concentrazione di ioni Na+ (circa 140 mM) contribuisce a ridurre la solubilità dell’urato monosodico (per il principio dell’equilibrio mobile, l’aumento della concentrazione di Na+ favorisce lo spostamento dell’equilibrio di dissoluzione verso la fase
Figura 9.5 (a) Calcoli di calcio. Formule di struttura dell’ossalato di calcio (b), dell’acido urico (c) e della cistina (d)
solida). In condizioni fisiologiche (pH circa 7,4, 37 °C e concentrazione fisiologica di sodio extracellulare), la soglia di saturazione dell’MSU è circa 6,8 mg/dL (400–405 µmol/L). La solubilità dell’MSU può diminuire ulteriormente in condizioni locali come una minore temperatura, tipica delle articolazioni periferiche. Per questo motivo, nei pazienti con iperuricemia si raccomanda di mantenere il valore al di sotto di 6 mg/ dL. Quando la concentrazione di urato supera la soglia di saturazione dell’MSU, l’equilibrio eterogeneo tra urato disciolto e fase cristallina si sposta verso la fase solida, provocando la deposizione di cristalli aghiformi di MSU nei tessuti periarticolari e l’insorgenza della condizione clinica conosciuta come gotta. Tale condizione può essere ulteriormente aggravata dall’assunzione di cibi ricchi di purine (come le carni rosse) e da diuretici, che aumentano la concentrazione ematica di acido urico rendendo più probabile il superamento della soglia di saturazione.
Colica renale
Il compito dei reni è eliminare un grande numero di sostanze con il minor consumo possibile di acqua. Tra le varie sostanze da eliminare alcune sono poco solubili e possono raggiungere nelle urine concentrazioni superiori alla loro solubilità. In questo caso le sostanze precipitano in forma cristallina formando dei depositi solidi che vengono chiamati renella, se di piccole dimensioni, o calcoli, quando il precipitato si aggrega formando masse di maggiori dimensioni. In questo caso compaiono i sintomi della calcolosi renale o nefrolitiasi
I principali costituenti dei calcoli renali sono sali di calcio, l’ossalato di calcio e il fosfato di calcio, mentre con minore frequenza sono presenti l’acido urico, il fosfato di magnesio e ammonio e la cistina, un prodotto di ossidazione dell’amminoacido cisteina (Figura 9.5a-d).
Nel 90% dei casi, tuttavia, i calcoli urinari sono costituiti da ossalato di calcio, un sale insolubile dell’acido ossalico. L’acido ossalico è un composto tossico presente in molti vegetali della dieta, quali spinaci e cereali integrali, ed è il più forte tra gli acidi carbossilici (pKa1 = 1,25); per questo motivo la solubilità dell’ossalato di calcio non viene influenzata dal pH delle urine:
CaC2O4(s) ⇄ C2O 4 2(aq) + Ca () 2 aq + (Kps =2,3 ∙ 10−9) Il calcio forma un sale insolubile anche con lo ione fosfato, PO43− : Ca3(PO4)2. Poiché lo ione PO43− deriva dalla terza dissociazione dell’acido fosforico, il cui pKa è 12,44, la sua concentrazione, e quindi la solubilità del fosfato di calcio, dipende dal pH delle urine:
Ca3(PO4)2 ⇄ 3 Ca2+ + 2 PO43− PO43− + H3O+ ⇄ HPO 4 2+ H2O
Analogamente alla solubilità del fosfato di calcio, anche quella del fosfato di magnesio e ammonio (o struvite, NH4MgPO4 ∙ 6 H2O) dipende dalla concentrazione dello ione PO 3 4 - e quindi dal pH del mezzo.
I calcoli renali sono distinguibili in calcoli calcarei (contenenti calcio), che sono radio-opachi, e calcoli non calcarei. I calcoli calcarei, ossalato di calcio o fosfato di calcio, possono essere causati da ipercalciuria, iperossaluria, iperparatiroidismo o da una sintesi di vitamina D3 troppo elevata. I calcoli di struvite sono causati da infezioni urinarie croniche e ricorrenti.
La colica renale generalmente è conseguente alla mobilizzazione di un calcolo renale e solitamente si manifesta con violento dolore alla regione lombare destra o sinistra, che si irradia al rispettivo fianco e quindi ai genitali; spesso è presente anche nausea e vomito. È probabilmente uno degli eventi più dolorosi che possa capitare e colpisce senza preavviso, causando un dolore che spesso viene descritto come peggiore di quello del parto, di una frattura, di una ferita d’arma da fuoco, di un’ustione o di un dolore chirurgico.
Le coliche renali colpiscono circa 1,2 milioni di persone ogni anno e rappresentano circa l’1% delle cause di ricovero. I calcoli, che ne sono causa, sono un problema che può insorgere a qualsiasi livello del tratto urinario, ma principalmente si formano nel rene, con una frequenza che arriva al 12% per gli uomini, circa il doppio rispetto alle donne, e un picco di incidenza intorno ai 35 anni.
Tecniche diagnostiche
Per gli esami radiologici dell’apparato digerente (Figura 9.6) è necessario utilizzare un mezzo di contrasto che, aumentando l’attenuazione dei raggi X (e per questo definito mezzo di contrasto “positivo”), renda possibile distinguere tra zone anatomiche con densità simili, come sono per l’appunto quelle del tratto gastrointestinale. Il mezzo più comunemente impiegato è il solfato di bario (BaSO4), che, essendo insolubile nel mezzo acquoso dei liquidi biologici, non può essere assorbito dall’organismo e non può pertanto esercitare alcuna azione tossica.
Figura 9.6 Radiografia dell’apparato digerente.
Henderson-Hasselbalch è 37,4 mM, ma quella calcolata in base al principio dell’equilibrio mobile sarebbe 27,9 mM, quindi cHCO 3 - è superiore alla concentrazione normale di 24 mM e anche superiore a quella attesa dallo spostamento dell’equilibrio generato dall’aumento del CO2. Pertanto BE = 9,5.
⬛ Se in una persona l’EGA dà un valore di pCO2 = 30,4 mm e pH = 7,52, i valori calcolati sono: cHCO 3= 24,0 mM, BE = +1,1. La persona è in alcalosi, il pH > 7,45 è di origine respiratoria perché pCO2 < 35, a cui si aggiunge una trascurabile alcalosi metabolica, dato il BE = +1,1.
Spiegazione. La concentrazione di cHCO 3 - calcolata dallo strumento sulla base dell’equazione di Henderson-Hasselbalch è 24,0 mM, ma quella calcolata in base al principio dell’equilibrio mobile per una pCO2 = 30,4 mmHg sarebbe di 22,9 mM, quindi inferiore alla concentrazione normale di 24 mM. Il BE = +1,1 è trascurabile perché < 2,0.
Ioni nel sangue, elettroneutralità e gap anionico (AG)
Conoscere il valore dei principali ioni presenti nel plasma (parte non corpuscolata del sangue) è rilevante in moltissime patologie e anche nella valutazione dell’equilibrio acido-base.
Tra gli ioni positivi, o cationi, il più rappresentato è il sodio, principale responsabile dell’osmo-
larità. Il potassio, il calcio e il magnesio, anche se presenti in piccole quantità, hanno un ruolo importantissimo per gli equilibri elettrici delle membrane cellulari e nelle reazioni biochimiche.
Gli ioni negativi, anioni, sono rappresentati da cloruro, bicarbonato, albumina, fosfato, solfato, lattato e altri anioni non misurati (Figura 9.15).
È rilevante ricordare il principio dell’elettroneutralità: in ogni soluzione il numero delle cariche positive deve uguagliare quello delle cariche negative. Per rispettare tale principio in vivo, è l’anione bicarbonato che varia la sua concentrazione in funzione delle cariche negative o positive che vengono introdotte.
Quando la pressione parziale di CO2 è costante, le variazioni di concentrazione del bicarbonato comportano una variazione di pH, come previsto dall’equazione di Henderson-Hasselbalch.
Gli anioni che non sono direttamente misurati costituiscono il cosiddetto gap anionico (o AG): il gap anionico rappresenta la quota di anioni che serve per equilibrare i cationi nel plasma
L’AG viene calcolato trascurando la misurazione degli ioni presenti in quantità piccolissime e di quelli le cui variazioni nel range patologico sono quantitativamente minime; in pratica, si utilizzano solamente le concentrazioni degli ioni sodio, cloruro e bicarbonato
La formula che fornisce il gap anionico è: AG = [Na+] ([Cl ] + [HCO 3 -])
Figura
Il valore di riferimento di AG varia, a seconda delle differenti tecniche utilizzate in laboratorio, da 5 a 12 mmol/L.
Per esempio, nella Figura 9.15 abbiamo un AG = 11, dato da:
140 Na+ (105 Cl + 24 HCO 3 -) = 11
Il gap anionico è utile per valutare la natura dell’acidosi metabolica, che potrebbe essere dovuta a una perdita di basi piuttosto che a un incremento di acidi.
Nell’acidosi il bicarbonato diminuisce e quindi, dato che gli altri ioni non subiscono variazioni, devono aumentare o i cloruri o il gap anionico. Pertanto, l’acidosi può essere di due tipi:
• con aumento del cloro (chiamata acidosi ipercloremica);
• con aumento del gap anionico (esempio: chetoacidosi diabetica, acidosi lattica, insufficienza renale conclamata, quindi ridotta eliminazione di solfati e fosfati ecc.).
Un AG elevato, come si riscontra nell’acidosi lattica, nella chetoacidosi e nell’insufficienza renale avanzata, è causato da una diminuita escrezione
di H+: infatti gli H+ che si accumulano si legano ai bicarbonati formando acido carbonico (che è eliminato come CO2), facendo diminuire la quantità di bicarbonati (Figura 9.16a).
Un AG normale si riscontra nelle condizioni di diarrea o nella fase iniziale dell’insufficienza renale, per perdita di bicarbonati nelle urine che viene controbilanciata dagli ioni cloro riassorbiti o non escreti dal rene in modo proporzionale (Figura 9.16b).
La somministrazione di grandi volumi di soluzione fisiologica, NaCl 0,9% p/V, in cui la concentrazione dello ione cloruro (154 mM) è molto maggiore della sua concentrazione fisiologica nel plasma (105 mM), può causare acidosi ipercloremica (Figura 9.16c). Infatti, mentre nel plasma il rapporto tra Na+ e Cl è 140:105 (Figura 9.15), nella soluzione salina fisiologica (chiamata così solo perché isotonica con il plasma, Capitolo 6) questo rapporto è 154:154.
Come conseguenza, la concentrazione di Na + aumenta di poco, mentre la concentrazione dello ione Cl aumenta in misura maggiore e deve essere bilanciata da una diminuzione del bicarbonato per mantenere l’elettroneutralità, con conseguente diminuzione del pH.
Figura 9.16 Confronto tra i valori del gap anionico e del bicarbonato nelle acidosi, rispetto alla normalità.
laZ Guarda!
• Guida allo studio
• Riassunto del capitolo sui contenuti del syllabus
• Glossario del syllabus
• Esercizi interattivi
• Flashcard
Acidosi Aumento di AG (a)
Acidosi ipercloremica (c)
Normale (b)
CAPITOLO 4
1 Il volume occupato da 4,4 g di CO2 (MM = 4,4 u) alla temperatura di 37 °C e alla pressione di 101,3 kPa è di:
A 2,54 L
B 0,025 L
C 0,303 L
D 257,8 L
E 25,4 L
2 Durante la respirazione:
A quando il diaframma si contrae, si muove verso l’alto.
B quando il volume della gabbia toracica aumenta, il diaframma è rilassato.
C quando il diaframma si contrae, il volume della gabbia toracica aumenta.
D al termine dell’inspirazione, il diaframma si muove verso il basso.
E quando il diaframma si muove verso l’alto, i polmoni si dilatano passivamente.
3 Una persona in ossigenoterapia utilizza una bombola di ossigeno avente la pressione interna P = 150 atm e il volume V = 5 L. Se l’ossigeno viene erogato alla velocità di 3 L/min, qual è l’autonomia della bombola?
A 200 minuti.
B Non è possibile determinarla sulla base dei dati for niti dal problema.
C 1,7 ore.
D 4 ore e 10 minuti.
E Poco meno di 2 minuti.
4 Secondo il modello del gas perfetto:
A le molecole collidono tra loro in quanto dotate di dimensioni piccole ma non trascurabili.
B il moto delle molecole segue traiettorie regolari e perfettamente curvilinee.
C le molecole possiedono esclusivamente energia potenziale, dipendente dalla loro posizione.
D le collisioni tra le molecole e contro le pareti del recipiente avvengono senza perdita di energia.
E le molecole interagiscono continuamente tra loro.
5 Un gas alla pressione di 2 atm e alla temperatura di 23 °C occupa un volume di 12 L. Quale pressione esercita il gas se si porta la temperatura a 171 °C e il volume a 15 L?
A Non è possibile rispondere, perché non si conosce la quantità di gas in moli.
B 2,4 atm
C 11,9 atm
D 1,1 atm
E 0,42 atm
6 Per le molecole di un gas, si può affermare che:
A è possibile descrivere il comportamento di ogni singola molecola grazie alla teoria cinetica.
B aumentando la temperatura, diminuisce l’energia cinetica media delle molecole.
C alla stessa temperatura, molecole di gas diversi hanno energia cinetica media diversa, che dipende dal quadrato della massa molecolare del gas.
D è possibile calcolare il numero di molecole che possiedono un’energia uguale o superiore a un certo valore.
E per una certa temperatura T, il numero NE di molecole con energia superiore a un determinato valore E aumenta all’aumentare di tale valore.
7 La temperatura critica (Tc) di una sostanza è:
A la temperatura al di sopra della quale la sostanza non può essere liquefatta per sola compressione.
B la temperatura alla quale la tensione di vapore saturo del liquido diventa uguale alla pressione ambiente.
C la temperatura al di sopra della quale un aeriforme è definito come un vapore.
D la temperatura al di sopra della quale la sostanza può essere liquefatta per sola compressione.
E la temperatura al di sotto della quale un aeriforme è definito come un gas.
8 Al termine dell’inspirazione, all’interno del polmone si sono verificati un aumento di volume ΔV e un aumento di pressione Δ P ; il rapporto ΔV/Δ P è denominato:
A resistenza polmonare.
B compliance polmonare.
C tensione polmonare.
D tensione alveolare.
E elasticità alveolare.
9 Il passaggio di stato solido-vapore è denominato:
A fusione.
B condensazione.
C sublimazione.
D evaporazione.
E tensione di vapore.
10 Quale delle seguenti affermazioni sulla termoregolazione non è corretta?
A La temperatura corporea è mantenuta costante da un meccanismo di regolazione tra termogenesi e termodispersione.
B La termoregolazione sfrutta il calore di evaporazione dell’acqua.
C La dispersione di calore per via respiratoria non dipende dalla temperatura esterna.
D Per l’efficacia della termoregolazione è importante la differenza tra la pressione di vapore saturo a 37 °C e quella nell’ambiente.
E La termoregolazione cutanea non può essere regolata, perché dipende solo dalla pressione di vapore nell’ambiente.
CAPITOLO 5
1 Un sistema aperto come la cellula:
A scambia energia ma non materia con l’esterno, infatti la cellula trattiene le sostanze nutritive al suo interno.
B scambia calore ma non energia con l’esterno.
C scambia con l’ester no sia energia sia materia.
D è rivestita da una membrana, quindi non può scambiare calore.
E è così definito per la capacità di introdurre cibo e far fuoriuscire scorie.
2 In una reazione esotermica che avviene in una cellula:
A la variazione di entalpia è uguale al calore scambiato a temperatura costante (37 °C).
B il ∆H è positivo, cioè il sistema-cellula assorbe calore.
C il ∆H è negativo, cioè il sistema-cellula produce calore.
D si ha sempre che ∆Hreazione = Hiniziale – Hfinale
E l’entalpia dei reagenti è minore di quella dei prodotti.
3 L’energia libera standard G°:
A è zero per qualsiasi sostanza perché è definita allo zero assoluto.
B è definita alla temperatura cellulare di 37 °C.
C è definita alla pressione interna cellulare, inferiore a quella ambiente.
D è l’energia libera di una sostanza pura a 25 °C e a 1 atm.
E dipende dall’attività a della sostanza in esame.
4 Nella cellula, le reazioni che avvengono con un aumento di energia libera:
A sono spontanee, perché sono necessarie alla sopravvivenza cellulare.
B vengono accoppiate a reazioni endoergoniche.
C sono sempre favorite da un punto di vista termodinamico.
D sono realizzabili solo in condizioni di temperatura a cui risultano favorite.
E vengono accoppiate a reazioni esoergoniche.
5 La reazione di fosforilazione del glucosio
(ΔG° = +14 kJ/mol) viene accoppiata all’idrolisi dell’ATP (ΔG° = − 31 kJ/mol) durante la degradazione del glucosio; pertanto, possiamo affermare che:
A la somma delle due reazioni costituisce un processo reversibile nelle condizioni cellulari.
B il processo complessivo è irreversibile, avendo
∆G° = −17 kJ/mol.
C la reazione complessiva ha ∆G° = +17 kJ/mol, quindi è spontanea.
D il processo complessivo ha ∆G° = +45 kJ/mol, quindi non è spontanea.
E il processo complessivo è reversibile, avendo ∆G° = 45 kJ/mol.
6 Quale delle seguenti affermazioni sulla reazione di decomposizione del carbonato di calcio
CaCO3(s) → CO2(g) + CaO(g) (Δ H > 0) non è corretta?
A Ha sicuramente ∆S positivo.
B Porta a un aumento di entropia del sistema.
C È spontanea solo a temperatura molto bassa.
D È termodinamicamente favorita solo ad alta temperatura.
E È sempre termodinamicamente favorita perché sia ∆H sia ∆S sono positive.
7 Quando è stato raggiunto un equilibrio dinamico liquido-vapore, relativamente all’energia libera del sistema si può affermare che:
A ∆G < 0 perché Gvap > Gliq
B si ha ∆G = 0.
C vale la reazione ∆G = RT Pvap, dove Pvap è la tensione di vapore.
D vale la relazione ∆G = ∆G° RT Pvap = 0.
E ∆G > 0 perché Gvap < Gliq
8 Quale delle seguenti affermazioni sulla struttura tridimensionale funzionale di una proteina non è corretta?
A Corrisponde a un minimo locale di energia.
B Corrisponde a un minimo assoluto di energia.
C Evolve nel tempo verso una struttura più stabile.
D È il risultato di un processo detto folding
E Si è formata spontaneamente durante la sintesi stessa della proteina.
9 La degradazione completa di una mole di glucosio ha ΔG = −2850 kJ, mentre quella di una mole di palmitato, un tipico componente dei grassi, ha ΔG = −9781 kJ. Ciò significa che:
A la degradazione completa del glucosio è più endoergonica di quella del palmitato.
B la degradazione completa del glucosio è favorita, mentre quella del palmitato non lo è.
C la degradazione completa del palmitato è favorita, mentre quella del glucosio non lo è.
D la degradazione completa del palmitato è più esoergonica di quella del glucosio.
E la degradazione completa del glucosio è più esoergonica di quella del palmitato.
10 Quale tra le seguenti affermazioni sull’entalpia è corretta?
A L’entalpia non dipende dalle condizioni del sistema, ma solo dal particolare processo che ha portato a tali condizioni.
B L’entalpia rappresenta la differenza tra l’energia totale dell’ambiente e quella totale del sistema.
C La variazione di entalpia di un processo è la somma delle variazioni delle singole tappe.
D La variazione di entalpia di una reazione esotermica è positiva.
E La variazione di entalpia di un sistema rappresenta il calore scambiato a volume costante.
© 2026 Zanichelli editore S.p.A., via Irnerio 34, 40126, Bologna [59904] www.zanichelli.it
Franco Dallocchio e Raffaele Alvisi hanno partecipato alla revisione scientifica e medica delle precedenti edizioni del libro.
Maria Cristina Manfrinato e Alessandro Trentini hanno contribuito alla revisione dell’intera opera e alla stesura del capitolo 20, realizzato per la seconda edizione del libro.
Le appendici alle pagine 11-22 e 124-126 sono state scritte da Maddalena Macario. Le applicazioni cliniche alle pagine 33-35 sono state scritte da Marco Krengli.
Diritti riservati
I diritti di pubblicazione, riproduzione, comunicazione, distribuzione, trascrizione, traduzione, noleggio, prestito, esecuzione, elaborazione in qualsiasi forma o opera, di memorizzazione anche digitale e di adattamento totale o parziale su supporti di qualsiasi tipo e con qualsiasi mezzo (comprese le copie digitali e fotostatiche), sono riservati per tutti i paesi. L’acquisto della presente copia dell’opera non implica il trasferimento dei suddetti diritti né li esaurisce.
Fotocopie e permessi di riproduzione
Le fotocopie per uso personale (cioè privato e individuale, con esclusione quindi di strumenti di uso collettivo) possono essere effettuate, nei limiti del 15% di ciascun volume, dietro pagamento alla S.I.A.E. del compenso previsto dall’art. 68, commi 4 e 5, della legge 22 aprile 1941 n. 633. Tali fotocopie possono essere effettuate negli esercizi commerciali convenzionati S.I.A.E. o con altre modalità indicate da S.I.A.E.
Per le riproduzioni ad uso non personale (ad esempio: professionale, economico, commerciale, strumenti di studio collettivi, come dispense e simili) l’editore potrà concedere a pagamento l’autorizzazione a riprodurre un numero di pagine non superiore al 15% delle pagine del presente volume.
Le richieste vanno inoltrate a: Centro Licenze e Autorizzazioni per le Riproduzioni Editoriali (CLEARedi), Corso di Porta Romana 108, 20122 Milano e-mail: autorizzazioni@clearedi.org e sito web: www.clearedi.org
L’autorizzazione non è concessa per un limitato numero di opere di carattere didattico riprodotte nell’elenco che si trova all’indirizzo www.zanichelli.it/chi-siamo/fotocopie-e-permessi
L’editore, per quanto di propria spettanza, considera rare le opere fuori del proprio catalogo editoriale. La loro fotocopia per i soli esemplari esistenti nelle biblioteche è consentita, anche oltre il limite del 15%, non essendo concorrenziale all’opera. Non possono considerarsi rare le opere di cui esiste, nel catalogo dell’editore, una successiva edizione, né le opere presenti in cataloghi di altri editori o le opere antologiche. Nei contratti di cessione è esclusa, per biblioteche, istituti di istruzione, musei e archivi, la facoltà di cui all’art. 71-ter legge diritto d’autore. Per permessi di riproduzione, diversi dalle fotocopie, rivolgersi a ufficiocontratti@zanichelli.it Licenze per riassunto, citazione e riproduzione parziale a uso didattico con mezzi digitali La citazione, la riproduzione e il riassunto, se fatti con mezzi digitali, sono consentiti (art. 70 bis legge sul diritto d’autore), limitatamente a brani o parti di opera, a) esclusivamente per finalità illustrative a uso didattico, nei limiti di quanto giustificato dallo scopo non commerciale perseguito. (La finalità illustrativa si consegue con esempi, chiarimenti, commenti, spiegazioni, domande, nel corso di una lezione); b) sotto la responsabilità di un istituto di istruzione, nei suoi locali o in altro luogo o in un ambiente elettronico sicuro, accessibili solo al personale docente di tale istituto e agli
Redazione e indice analitica: Gabriella Piazza
Impaginazione: Claudia Capelli
Disegni: Daniele Gianni
Copertina:
– Progetto grafico: Falcinelli & Co., Roma
– Immagine di copertina: © 2018 Christoph Burgstedt/Shutterstock
Prima edizione: luglio 2026
Ristampa: prima tiratura
alunni o studenti iscritti al corso di studi in cui le parti di opere sono utilizzate; c) a condizione che, per i materiali educativi, non siano disponibili sul mercato licenze volontarie che autorizzano tali usi.
Zanichelli offre al mercato due tipi di licenze di durata limitata all’anno accademico in cui le licenze sono concesse: A) licenze gratuite per la riproduzione, citazione o riassunto di una parte di opera non superiore al 5%. Non è consentito superare tale limite del 5% attraverso una pluralità di licenze gratuite, B) licenze a pagamento per la riproduzione, citazione, riassunto parziale ma superiore al 5% e comunque inferiore al 40% dell’opera. Per usufruire di tali licenze occorre seguire le istruzioni su www.zanichelli.it/licenzeeducative
L’autorizzazione è strettamente riservata all’istituto educativo licenziatario e non è trasferibile in alcun modo e a qualsiasi titolo.
Garanzie relative alle risorse digitali
Le risorse digitali di questo volume sono riservate a chi acquista un volume nuovo: vedi anche al sito www.zanichelli.it/contatti/acquisti-e-recesso le voci Informazioni generali su risorse collegate a libri cartacei e Risorse digitali e libri non nuovi Zanichelli garantisce direttamente all’acquirente la piena funzionalità di tali risorse. In caso di malfunzionamento rivolgersi a assistenza@zanichelli.it
La garanzia di aggiornamento è limitata alla correzione degli errori e all’eliminazione di malfunzionamenti presenti al momento della creazione dell’opera. Zanichelli garantisce inoltre che le risorse digitali di questo volume sotto il suo controllo saranno accessibili, a partire dall’acquisto, per tutta la durata della normale utilizzazione didattica dell’opera. Passato questo periodo, alcune o tutte le risorse potrebbero non essere più accessibili o disponibili: per maggiori informazioni, leggi my.zanichelli.it/fuoricatalogo
Soluzioni degli esercizi e altri svolgimenti di compiti assegnati
Le soluzioni degli esercizi, compresi i passaggi che portano ai risultati e gli altri svolgimenti di compiti assegnati, sono tutelate dalla legge sul diritto d’autore in quanto elaborazioni di esercizi a loro volta considerati opere creative tutelate, e pertanto non possono essere diffuse, comunicate a terzi e/o utilizzate economicamente, se non a fini esclusivi di attività didattica.
Diritto di TDM
L’estrazione di dati da questa opera o da parti di essa e le attività connesse non sono consentite, salvi i casi di utilizzazioni libere ammessi dalla legge. L’editore può concedere una licenza. La richiesta va indirizzata a tdm@zanichelli.it
Intelligenza artificiale e copyright Nessuna parte di questo libro, incluse le espansioni digitali, può essere immessa in sistemi di intelligenza artificiale (siano essi chatbot o piattaforme che utilizzano l’IA per la creazione di materiali didattici o di altro tipo) senza il consenso scritto dell’editore.
5 4 3 2 1 2026 2027 2028 2029 2030
Realizzare un libro è un’operazione complessa, che richiede numerosi controlli: sul testo, sulle immagini e sulle relazioni che si stabiliscono tra essi. L’esperienza suggerisce che è praticamente impossibile pubblicare un libro privo di errori. Saremo quindi grati ai lettori che vorranno segnalarceli. Per segnalazioni o suggerimenti relativi a questo libro scrivere al seguente indirizzo: Zanichelli editore S.p.A. Via Irnerio 34 40126 Bologna fax 051293322
e-mail: linea_universitaria@zanichelli.it sito web: www.zanichelli.it
Prima di effettuare una segnalazione è possibile verificare se questa sia già stata inviata in precedenza, identificando il libro interessato all’interno del nostro catalogo online per l’Università.
Per comunicazioni di tipo commerciale: universita@zanichelli.it
Stampa: per conto di Zanichelli editore S.p.A. Via Irnerio 34, 40126 Bologna
Questo libro è stampato su carta proveniente da cartiere che rispettano gli standard di sostenibilità ambientale www.zanichelli.it/footer/chi-siamo/obiettivo-10-in-sostenibilita/carta/
Tiziana Bellini
Chimica medica e propedeutica biochimica
Con applicazioni cliniche
Per il semestre aperto di Medicina, Odontoiatria e Veterinaria
Terza edizione
Chimica medica e propedeutica biochimica garantisce le conoscenze e le competenze di chimica mirate alla formazione di studenti e studentesse di Medicina, attraverso una selezione accurata dei contenuti realmente necessari e una loro costante contestualizzazione nell’ambito medico.
L’opera è organizzata in tre parti, Chimica generale medica, Chimica organica e Propedeutica biochimica, che nel loro insieme forniscono:
• una descrizione delle leggi fondamentali della materia e delle sue trasformazioni;
• una chiave di lettura molecolare di strutture e di fenomeni biologici;
• le basi scientifiche e metodologiche per comprendere alcune analisi chimico-cliniche;
• i collegamenti con le discipline cliniche.
Integrano il testo tanti esempi legati alla medicina, tra cui le applicazioni cliniche, approfondimenti indicati da un’icona rossa che raffigura il bastone di Asclepio.
Tiziana Bellini è professoressa straordinaria di Biochimica all’Università degli studi di Ferrara e presidente del corso di laurea in Medicina e Chirurgia. Ha fondato il Centro universitario strategico di studi sulla Medicina di genere. È inoltre delegata della rettrice ai rapporti con gli Enti per la formazione medica universitaria.
Questo libro è stampato su carta proveniente da cartiere che rispettano gli standard di sostenibilità ambientale www.zanichelli.it/footer/chi-siamo/obiettivo-10-in-sostenibilita/carta/
BELLINI*CHIM MEDICA PROPEDEUT 3ELUMK IS BN 978 -88- 08 - 59904 -9 9 788808599049
Inquadra e scopri i contenuti
Questa terza edizione è articolata secondo le Unità Didattiche previste dal syllabus ministeriale, suddivise per argomenti e indicate a lato del testo. Rispetto all’edizione precedente, l’intero libro è stato rivisto per rendere le spiegazioni ancora più chiare e sono stati introdotti alcuni approfondimenti propedeutici di supporto, quali un’appendice sulla nomenclatura IUPAC e una sulle reazioni chimiche. Sono stati inoltre integrati alcuni argomenti relativi ai diagrammi di fase, ai catalizzatori, agli acidi e alla stereoisomeria.
Sul sito del libro, attivabili anche con lo smartphone tramite l’app laZ Guarda!, sono disponibili numerose risorse, tra cui esercizi interattivi di autovalutazione suddivisi per capitolo, un simulatore interattivo di esercizi trasversali al programma per prepararsi all’esame e una guida allo studio per il semestre aperto, le risposte commentate agli esercizi del libro, i riassunti dei capitoli, un glossario interattivo, video e flashcard per il ripasso.
Le risorse digitali universita.zanichelli.it/bellini3e
A questo indirizzo sono disponibili le risorse digitali di complemento al libro.
Per accedere alle risorse protette è necessario registrarsi su my.zanichelli.it inserendo il codice di attivazione personale contenuto nel libro.
Libro con Ebook
Chi acquista il libro nuovo può accedere gratuitamente all’Ebook, seguendo le istruzioni presenti nel sito.
L’accesso all’Ebook e alle risorse digitali protette è personale, non condivisibile e non cedibile, né autonomamente né con la cessione del libro cartaceo.