Chimica e Propedeutica biochimica - Appunti

Chimica e propedeutica biochimica

Chimica inorganica – Prof. Colombo

Lezione 1 Data: 01/10

Chimica: scienza che studia come la materia si trasforma in natura. La materia si può suddividere in sostanze pure (o individui chimici) e miscele. Le sostanze pure si possono ulteriormente suddividere in elementi e composti. Gli elementi sono costituiti da atomi tutti uguali tra di loro mentre i composti sono costituiti da molecole comprendenti atomi diversi (come per esempio l'etanolo e l'acqua). Gli elementi sono per esempio O₂.

Anche le miscele si possono dividere in due categorie: omogenee ed eterogenee. Una miscela deriva dal mescolamento di sostanze diverse. Nelle miscele omogenee (per definizione dette soluzioni), osserveremo che in ogni punto la composizione sarà uguale. Le miscele eterogenee si suddividono ulteriormente in dispersioni e sospensioni a seconda della dimensione delle particelle della fase dispersa: fino ad 1 nm si parla di soluzione; da 1 a 1000 nm di dispersione; oltre si parla di sospensione.

Dobbiamo quindi fare una distinzione sulla base dell'osservazione tramite la microscopia. Da 1 a 1000 nm viene utilizzato l'ultra-microscopio. Quando sono più grandi si utilizza il microscopio ottico. L'ultra-microscopio si basa sul principio della diffusione delle particelle: se la lunghezza d'onda è circa uguale al diametro della particella, anch'essa emetterà un fascio luminoso in tutte le direzioni. Se ci poniamo ortogonalmente alla luce, noteremo dei punti luminosi che rappresentano le molecole. Le lunghezze d'onda corrispondono circa all'ultravioletto e al visibile (400-800 nm).

Nella soluzione si può dividere il solvente dal soluto tramite distillazione o cambiamenti di stato. In alternativa, si può utilizzare una membrana semipermeabile sfruttando il fenomeno dell'osmosi. Nelle dispersioni si può utilizzare invece la tecnica della dialisi: utilizzando una membrana selettiva si consente unicamente il passaggio di piccole molecole e sali. Nella sospensione è sufficiente utilizzare la filtrazione. Le membrane utilizzate nella tecnica della dialisi si dicono membrane dializzanti.

Dispersioni

Le dispersioni si possono ulteriormente distinguere per la fase disperdente e la fase dispersa. Una dispersione di un solido in un gas è il fumo; dispersione di un liquido in un gas è nebbia; dispersione di un solido in un liquido è sospensione e dispersione di un liquido in un liquido è emulsione.

Soluzioni

Vengono suddivise in base al loro stato di aggregazione: solide, liquide o gassose. L'importante è che ogni punto della soluzione abbia composizione costante.

Atomo

L'atomo è la più piccola parte della materia che permette l'individuazione di un dato elemento. Le particelle che compongono l'atomo sono elettroni, protoni e neutroni. Il nucleo è carico positivamente mentre gli elettroni lo sono negativamente. La carica complessiva dell'atomo è zero quindi, in un atomo neutro, il numero dei protoni è sempre uguale al numero degli elettroni. Viceversa si parla di ioni negativi se sono maggiori gli elettroni (detti anche anioni) o ioni positivi se sono maggiori i protoni (detti anche cationi). Il numero dei protoni caratterizza una specie atomica. Il numero dei protoni è simboleggiato dalla lettera Z e rappresenta il numero atomico. Il numero dei protoni più il numero dei neutroni è rappresentato dalla lettera A e corrisponde alla massa atomica. Per ogni specie atomica possono esistere atomi con numero di neutroni differente (isotopi).

Per esempio l'idrogeno si presenta con massa 1 (più diffuso), 2 e 3. La media ponderata di questi numeri di massa atomica, relativamente alla loro concentrazione in natura, è il numero riportato sulla tavola periodica che si presenta quindi come un dato medio a fini di calcolo. Altro esempio è il carbonio che può avere A principalmente uguale a 12 (più diffuso), 13 o 14. La stabilità va a scalare man mano che aumentano i neutroni.

Molecole

La più piccola parte di una sostanza pura che mantiene le caratteristiche chimiche e fisiche proprie di quella sostanza. Le molecole vengono rappresentate tramite le formule. Ne esistono di tre tipi: molecolare, che indica l'effettiva composizione della molecola; minima, che si limita a dare i rapporti tra gli atomi di quella molecola; di struttura che evidenzia la disposizione spaziale della molecola.

Trasformazioni

Possono essere di natura chimica o fisica. Le prime considerano come una specie interagisce con un'altra tramite rottura/creazione di nuovi legami chimici. Le trasformazioni fisiche sono passaggi di stato che non prevedono trasformazioni chimiche.

Lezione 2 Data: 02/10

Massa atomica

La massa di un atomo è dell'ordine dei 10^-24 g. La massa dell'elettrone in genere è trascurabile. Sulla tavola periodica compare la massa atomica relativa all'unità di misura atomica simboleggiata da μ o Dalton. Il Dalton corrisponde a un dodicesimo della massa del C¹². La massa atomica è adimensionale.

Massa molecolare

Somma dei pesi atomici relativi degli atomi che compongono la molecola. Anche questo è un numero adimensionale. La massa atomica relativa presente sulla tavola periodica tiene conto dei vari isotopi presenti in natura e della loro composizione percentuale.

Mole (n)

Unità di misura della grandezza “quantità di materia”. Si intendono atomi, ioni o molecole. La quantità di materia si indica con n. Per mole si intende anche il numero di atomi presenti in 0,012 Kg di C¹². Questo numero è fisso (6,022 • 10²³) ed è detto numero di Avogadro.

Massa molare

È la massa espressa in grammi (o kilogrammi) di una mole di un composto o elemento. La massa molare corrisponde al peso molecolare espresso in grammi. In una reazione chimica vale il principio di conservazione della massa (Lavoisier).

Volume molare

Volume occupato da una mole di gas in condizioni standard a 0°C e 1 Atm e corrisponde a 22,4 l.

Modelli atomici

Il primo modello atomico dopo Democrito è quello di Thomson che non fa distinzione tra nucleo ed elettroni esterni (modello a panettone). Questa visione viene rivoluzionata dal modello di Rutherford al quale arrivò a seguito dell'esperimento della lamina d'oro: grazie ad un fascio di particelle α che venivano deviate in modi differenti, riuscì a dimostrare che gli elettroni ruotano intorno al nucleo.

Il passo successivo è l'introduzione della meccanica quantistica con Bohr che ipotizza la presenza di livelli energetici intervallati da quanti di energia valenti hν. Se forniamo tale energia ad un elettrone lo portiamo ad uno stato eccitato. Se questa energia viene interrotta, l'elettrone ritorna al suo stato stabile riemettendo tale energia sotto forma di fotone.

Natura oscillatoria

L'elettrone potrebbe essere considerato come un'onda elettromagnetica per la sua natura oscillatoria. Per questo di parla di natura dualistica in quanto, l'elettrone si può intendere sia come particella che come onda.

Heisenberg

Con il suo principio di indeterminazione che prevede di non poter stabilire contemporaneamente la posizione e la velocità di un elettrone, cade la teoria dell'orbita atomica e si procede con la definizione di orbitale. L'orb

itale rappresenta una zona intorno al nucleo in cui la probabilità di trovare un elettrone è almeno 90%. Questo si traduce nell'equazione di Schrödinger che introduce i numeri quantici con relativa energia e forma degli orbitali.

Numeri quantici

n, l, m, s. Primario, secondario, magnetico e di spin. Il numero quantico principale dà informazione sull'energia e sulla posizione dell'orbitale. Il secondario dà posizione sulla forma e parzialmente sull'energia. Il magnetico parla dell'orientazione dell'orbitale all'interno di un campo magnetico. Il numero quantico di spin dà informazioni su come l'elettrone ruota intorno al suo asse. Il valore del numero quantico di spin può essere +1/2 o -1/2. Il numero quantico principale può assumere valori da +1 a più infinito ma nella realtà raggiunge il valore +7. Il numero quantico secondario assume valori da +1 a N-1. Il numero quantico magnetico assume valori che variano a seconda del numero quantico secondario e oscillano tra -L e +L comprendendo lo 0.

Regola di Hund

Massima disposizione degli elettroni. Prima di riempire un orbitale si riempiono parzialmente gli altri con spin parallelo.

Principio di Pauli

Prevede che in un orbitale possano stare unicamente due elettroni con spin diversi.

Numero quantico secondario

Sulla tavola periodica lo troviamo rappresentato con una lettera s, p, d, f, rispettivamente per l= 0, 1, 2, 3. Gli orbitali che possiedono stesso numero quantico primario e secondario si definiscono degeneri poiché hanno la stessa energia (isoenergetici). Per questi orbitali cambia il numero quantico magnetico. Per esempio negli orbitali p abbiamo una stessa energia ma diverso numero magnetico. Questi orbitali si orienteranno lungo i tre assi cartesiani Px, Py, Pz. Stessa cosa per orbitali d e f.

Lezione 3 Data 07/10

Tavola periodica

Il riempimento degli orbitali atomici avviene secondo la “regola della diagonale”. La riga orizzontale della tabella si chiama periodo e rappresenta il livello energetico degli orbitali riempiti. Il riempimento degli orbitali f viene rappresentato al di sotto del gruppo d per motivi di spazio (si chiamano lantanidi e attinidi).

Il gruppo s si divide in due gruppi simboleggiati dalla lettera A. Questi sono detti elementi rappresentativi e quelli del primo gruppo si chiamano alcalini, quelli del secondo alcalino-terrosi. Va ricordato che elementi dello stesso gruppo hanno identica configurazione elettronica esterna. Gli elementi del gruppo d sono elementi di transizione mentre quelli del gruppo f quelli di transizione interna. La reattività degli elementi di transizione e la reattività di quelli di transizione interna è molto simile.

Nel blocco p vi è una linea che divide i metalli dai non metalli. A destra della linea abbiamo i non-metalli mentre a sinistra i metalli. Gli elementi a ridosso della linea si dicono semimetalli per il loro comportamento intermedio. Caratteristica dei metalli è la grande motilità degli elettroni (che caratterizza appunto il legame metallico). L'ultimo gruppo della tabella è rappresentato dai gas nobili che rappresentano elementi scarsamente reattivi ed infatti, in natura si trovano in forma monoatomica. Per questo sono anche detti gas inerti. La loro composizione elettronica esterna dà loro grande stabilità.

Energia di ionizzazione

Essa rappresenta l'energia necessaria ad allontanare all'infinito un elettrone dal guscio esterno di un atomo neutro al suo stato gassoso. Viene espressa in J/mol. Se allontaniamo da un atomo neutro un elettrone, questa energia viene chiamata di prima ionizzazione. Esiste anche un'energia di seconda ionizzazione sempre maggiore di quella precedente in quanto, l'interazione elettrostatica tra un elettrone ed un catione è molto maggiore che con un atomo neutro. L'energia di ionizzazione all'interno di un gruppo diminuisce dall'alto al basso e lungo un periodo aumenta da sinistra a destra (essendo, di fatto, inversamente proporzionale al raggio atomico).

Affinità elettronica

Energia che si libera quando un atomo neutro allo stato gassoso acquista un elettrone. Si può anche intendere come l'energia necessaria a strappare un elettrone da un anione. Queste due energie, se pur uguali, avranno segno opposto. Gli elementi del settimo gruppo hanno alta affinità elettronica. L'affinità elettronica aumenta da sinistra a destra in un periodo e diminuisce dall'alto al basso in un gruppo (come l'energia di ionizzazione).

Elettronegatività

Tendenza di un atomo all'interno di una molecola ad attrarre a sé gli elettroni di legame. L'elettronegatività aumenta da sinistra a destra in un periodo e diminuisce dall'alto al basso in un gruppo.

Raggio atomico

Si parla di un raggio medio. Aumenta con l'aumentare del raggio atomico principale, quindi del numero atomico (aumenta dall'alto al basso in un gruppo) ma diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo. Il motivo di questa diminuzione è che a schermare il nucleo sono sempre gli elettroni interni che rimangono costanti mentre, all'aumentare del numero atomico aumenta anche il numero di protoni che, con lo schermaggio costante, fanno diminuire il raggio atomico.

Legami chimici

Si suddividono in legami forti e legami deboli. Fra i forti abbiamo il legame ionico, il legame covalente e il legame metallico. Tra i deboli abbiamo le forze di Van der Waals, il legame a idrogeno e le interazioni ione molecola. Lewis scoprì che i gas dell'ultimo gruppo sono inerti (gas nobili), associando questa caratteristica alla configurazione esterna. Egli adottò un metodo grafico per descrivere la configurazione esterna dei vari elementi (regola dell'ottetto).

Legame ionico

La forza che attrae due ioni di carica opposta quando questi sono posti alla distanza di legame. Esso è quindi una forza di attrazione di tipo elettrostatico. Per la formazione di un composto ionico occorre che un elemento perda un elettrone (elementi con scarsa energia di ionizzazione a sinistra nel periodo) e un nuovo elemento che lo acquisti (elementi con alta affinità elettronica a destra nel periodo). Le due energie non possono essere “intercambiabili” nel senso che, per esempio, nel cloruro di sodio (NaCl), l'energia di ionizzazione è maggiore dell'affinità elettronica.

Quando ione positivo e negativo si avvicinano, cercheranno una situazione di distanza che comporti la minima energia che viene trovata alla distanza di legame. Se i due ioni si avvicinano ulteriormente, avremo un fenomeno di natura repulsiva con un notevole aumento dell'energia del sistema. La differenza di energia tra lo stadio di ioni a distanza infinita e l'energia alla distanza di legame è detta energia di legame.

I solidi ionici si organizzano in reticoli cristallini costituiti in modo che uno ione positivo si attorni di ioni negativi per limitare le interazioni elettrostatiche repulsive. Questa caratteristica è propria dei sali. Un'altra caratteristica dei composti ionici è l'energia reticolare riferita ad una mole di sostanza. Serve per esempio per allontanare una mole di cationi/anioni. Nei composti ionici, non è possibile individuare una molecola.

Lezione 4 Data 08/10

Legame covalente

Prevede la compartecipazione di due o più elettroni per formare un legame. Per esempio, l'idrogeno molecolare (H₂) raggiunge la conformazione esterna dell'elio, il gas nobile del periodo e quindi più stabile. Per ordine di legame, si intende il numero di coppie di elettroni impegnate il quel legame: nel caso dell'idrogeno molecolare, l'ordine di legame è 1 e si parla di legame semplice; nel caso dell'ossigeno molecolare (O₂) è 2 e vi è un legame doppio, nel caso dell'azoto molecolare (N₂) è 3 e si parla di legame triplo.

Quando il legame covalente è tra atomi uguali, il legame di dice covalente puro o omopolare. Se invece sono differenti il legame si dice polare, polarizzato o eteropolare. Nel caso del cloruro di idrogeno (HCl) il cloro, tenendosi più a destra nel periodo, è più elettronegativo dell'idrogeno e per questo la molecola risulta polarizzata: gli elettroni ruoteranno prevalentemente intorno all'atomo di cloro. In questo modo si instaurano delle cariche parziali indicate con δ+ e δ-. Il momento dipolare dipende dalla carica e dalla distanza tra le due cariche. Più le due cariche sono staccate più cresce il momento dipolare e quindi più è la polarizzazione della molecola: μ=δd.

Forma

Esistono però casi in cui la particolare forma della molecola permette di bilanciare l'elettronegatività dei vari atomi e danno come risultato una molecola omopolare. Per esempio, nella CO₂, i legami sono polarizzati ma i vettori che rappresentano la forza derivante, si annullano in quanto sono uguali e contrari. Viceversa, l'acqua è una molecola molto polare in quanto, la divisione delle cariche permette una divisione delle cariche molto netta.

Altri esempi di molecole omopolari sono il tetracloruro di carbonio (CCl₄) o il metano (CH₄) che in entrambi i casi assumono una forma tetraedrica con l'atomo di non metallo (C in questi casi) in mezzo. Il “legame dativo” non esiste più ma è un legame covalente in cui un doppietto elettronico intero viene messo in compartecipazione. Per la formazione dello ione ammonio dall'ammoniaca, il legame con H⁺ una volta formato è identico agli altri tre dell'ammoniaca. Nel caso quindi della formazione dell'ammonio si avrà una carica netta positiva sull'atomo di azoto che ha un elettrone in meno.

Orbitali molecolari

Si tratta di zone di alta probabilità di presenza di elettroni tra due atomi. Questo è dato dalla sovrapposizione dei due o più orbitali interessati nel legame. In caso di presenza di un doppio legame, come nel caso dell'ossigeno, si ha la formazione di due orbitali molecolari: il primo sarà sempre di tipo σ e rappresenta un legame forte in quanto è frontale. Il secondo legame e successivi, prevede una compenetrazione laterale degli orbitali. Questo legame è detto π ed è sempre più debole del precedente per la sua geometria.

Orbitali ibridi

Il caso classico è quello del carbonio che normalmente può legare 2 elettroni mentre nella maggior parte dei composti ne lega 4 (CH₄). Questo fenomeno deriva dalla promozione di un elettrone 2s ad un orbitale 2p. Questo processo richiede energia. Tuttavia, questa teoria non è confermata dalla struttura tridimensionale del metano che prevede una molecola tetraedrica regolare: dalla fusione degli orbitali p del carbonio e gli s dell'idrogeno si avrebbe una struttura irregolare.