Appunti esame chimica e biochimica

Chimica: stati di aggregazione della materia

In natura le sostanze esistono in uno dei tre stati fondamentali:

Solido

Il corpo ha una sua forma e proprio volume, qui le particelle che compongono le sostanze sono legate fortemente le une alle altre.

Liquido

Il corpo non ha forma propria ma ha un volume ben definito, il legame tra le particelle è minore.

Aeriforme

Il corpo non ha né forma né volume propri ma prende la forma e il volume del contenitore che lo contiene, le particelle sono tenute insieme da forze trascurabili.

I passaggi di stato

I passaggi di stato sono trasformazioni fisiche reversibili, a differenza delle reazioni chimiche che sono trasformazioni profonde chimiche irreversibili dove i reagenti scompaiono. Le reazioni chimiche possono essere di sintesi (due sostanze interagiscono tra loro e si ottiene un prodotto come nel caso di SU + S = solfuro di rame) oppure possono essere di decomposizione (da un solo reagente ottengo più prodotti).

Composizione della materia

La materia è formata da sostanze pure (elementi e composti) e da miscele.

Miscele

Derivano dall’unione di due o più sostanze pure che non reagiscono tra di loro e possono essere omogenee (soluzioni) o eterogenee (miscugli come per esempio acqua e olio).

Composto

Un composto è formato da due o più specie atomiche come l’acqua e può essere scomposto negli elementi costitutivi. Si dividono in composti molecolari come l’acqua e composti ionici come cloruro di sodio.

Composto molecolare, costituito da molecole tutte uguali tra loro (p.es. glucosio, urea). La molecola è un aggregato di atomi in numero rigidamente definito; è la più piccola particella che conserva le proprietà chimiche di un composto.

Composto ionico, costituito da ioni (p.es. NaCl). Lo ione è una specie chimica derivata da atomi, provvista di carica elettrica positiva (catione) o negativa (anione).

Elemento

Costituente base della materia, formato da atomi di una stessa specie cioè uguali tra loro come il ferro o l’ossigeno che hanno lo stesso numero atomico indicato con Z; l’elemento non può essere scomposto in una sostanza più semplice. Gli elementi sono contraddistinti dai simboli (O, Cl, N, P, S etc).

Il numero scritto in basso a destra del simbolo è detto indice (indica il numero di atomi di cui è costituita la molecola di quell’elemento):

• O₂ ossigeno molecolare
• Cl₂ cloro molecolare
• P₄ fosforo molecolare

Atomo

L’atomo è la più piccola particella di un elemento che ne ha le caratteristiche e proprietà chimiche. Formato da protoni e neutroni nel nucleo e elettroni che girano intorno. Ogni atomo ha un numero atomico Z cioè il numero di protoni nel nucleo; un atomo è elettricamente neutro perché possiede lo stesso numero di protoni e elettroni quindi Z coincide con il numero di elettroni e si scrive in basso a sinistra rispetto al simbolo dell’elemento. Il numero di massa A indica la somma di protoni e neutroni e si scrive in alto a sinistra. Se vogliamo ottenere il numero di neutroni basterà fare la differenza tra il numero di massa e il numero atomico (A-Z).

Isotopi

Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento cioè con Z uguale ma con numero di neutroni diverso, quindi hanno Z uguale ma A diverso. Hanno proprietà chimiche uguali ma proprietà fisiche diverse; possono essere naturali o artificiali, uno stesso elemento può avere uno o più isotopi come l’idrogeno, deuterio e il trizio.

Peso atomico

Il peso atomico assoluto è espresso in kg o sottomultipli, generalmente è un numero troppo piccolo e di difficile impiego; è la media ponderata delle masse degli isotopi di un elemento, relativo adimensionale cioè non ha dimensioni fisiche quindi non dipende dalle unità di misura. Si ottiene dividendo il peso di un atomo con un’unità di misura (dalton o UMA) cioè l’unità di massa atomica. L'UMA è la dodicesima parte dell’atomo di carbonio a massa 12 cioè 1/12 dell’isotopo 12C, è pari a 1,66x10 alla meno 24esima grammi.

Peso atomico e peso molecolare

• Peso atomico (PA): È un peso relativo! Indica il valore del rapporto tra il peso di un atomo ed una opportuna unità di misura (UMA o Dalton). L’UMA corrisponde alla 12a parte dell’atomo di C a massa 12 (isotopo 12C) ed è pari a 1,66 x 10^-24 grammi.
• Peso molecolare (PM): È ottenuto dalla somma dei pesi atomici dei singoli atomi costituenti una molecola. È un peso relativo all’UMA.

Calcolo del peso molecolare

Dalla formula molecolare di un composto possiamo risalire al suo peso molecolare (PM) relativo (o massa molecolare relativa). Basta sommare le masse atomiche delle specie chimiche presenti nel composto.

Esempio: Calcolare la massa molecolare dell’acido nitrico (HNO₃)

• Massa (H) = 1,008 uma
• Massa (N) = 14,01 uma
• Massa (O) = 16,00 uma (x 3) = 48,00
• PM (HNO₃) = 1,008 + 14,01 + 48,00 = 63,02 uma

Grammoatomo e grammomolecola

Grammoatomo: Quantità in grammi di un elemento, corrisponde al suo peso atomico relativo PA. Cioè se l’ossigeno è 16 UMA, 1 grammoatomo di ossigeno corrisponde a 16 grammi.

Grammomolecola o mole: Quantità in grammi di un composto che corrisponde al suo peso molecolare relativo PM, cioè se l’acqua è 18 UMA, 1 mole di acqua è 18 grammi.

La mole

La mole è l’unità di misura della quantità di sostanza secondo il S.I. È la quantità di materia osservabile al microscopio. 1 mole corrisponde a 6,023x10²³ particelle, questo sarebbe il numero di Avogadro indicato con N. Numero di moli (n): grammi di sostanza/ PM (peso molecolare relativo) o PA (peso atomico relativo).

Esercizio: A quante moli corrispondono 64 grammi di O₂?

• PM: 16x2= 32 uma
• 64g/32uma = 2 moli

Equazione chimica

Descrive come le sostanze reagiscono e descrive i rapporti quantitativi tra reagenti e prodotti.

• Le reazioni chimiche sono processi in cui si ha rottura e riformazione di legami chimici, con modificazione della composizione chimica delle sostanze che vi partecipano.
• Una reazione chimica è rappresentata dall’equazione chimica (reagenti) A + B → C + D (prodotti).
• La freccia indica il senso della reazione (→ processo irreversibile) (↔ processo reversibile).
• Alcune reazioni decorrono in più stadi (p.es. nelle vie metaboliche) (reagenti) A + B → C + D (intermedi) → E + F (prodotti).
• Accanto ai simboli dei prodotti talvolta troviamo delle frecce (↑) (↓) per indicare (↑) allontanamento del prodotto sotto forma di gas, (↓) precipitazione del prodotto in forma solida.

Bilanciamento di una reazione

• In ogni reazione chimica la materia non si crea né si distrugge.
• Bilanciamento di una reazione: il numero di atomi di ciascun elemento, tra i reagenti ed i prodotti, deve sempre essere uguale. Se sono presenti ioni, la somma delle cariche elettriche tra i reagenti e tra i prodotti deve essere uguale.
• Il bilanciamento delle reazioni si effettua utilizzando i coefficienti stechiometrici:- numeri interi e positivi- si scrivono davanti ad ogni specie chimica che partecipa alla reazione- quando davanti ad un reagente o ad un prodotto non è riportato alcun valore, si sottintende un coefficiente = 1.
• Durante il bilanciamento di una reazione possiamo modificare i coefficienti stechiometrici ma non possiamo modificare gli indici (che indicano le proporzioni tra gli atomi all’interno di ogni singolo composto).

1) H₂ + O₂ → H₂O reazione di sintesi dell’acqua (non bilanciata)

H₂ + O₂ → 2H₂O

2H₂ + O₂ → 2H₂O reazione bilanciata

2) N₂ + O₂ → N₂O₃

Reazione di sintesi dell’anidride nitrosa (N.O. +3) (non bilanciata)

N₂ + 3O₂ → 2N₂O₃

2N₂ + 3O₂ → 2N₂O₃ reazione bilanciata

I coefficienti stechiometrici non si riferiscono alla massa delle sostanze cioè ai grammi.

Formule chimiche

Formula molecolare

Indica gli elementi che costituiscono la molecola (simboli) ed il numero effettivo di atomi di ciascun elemento (indice): H₂O (acqua) C₆H₁₂O₆ (glucosio).

Formula di struttura

Descrive quali e quanti atomi vanno a comporre una molecola di una sostanza, la loro disposizione nello spazio e come sono legati tra loro.

Teoria atomica

Le proprietà chimiche e la reattività di un elemento dipendono dagli elettroni degli atomi di quell’elemento. Gli elettroni possono essere considerati sia particelle perché sono di natura corpuscolare sia onde elettromagnetiche perché di natura ondulatoria. Hanno quindi una natura dualistica. Non sappiamo con precisione la loro posizione e la loro velocità per questo si parla di probabilità maggiore o minore di trovare un elettrone in un certo punto intorno al nucleo quindi in un orbitale.

Orbitale

L'orbitale è la regione dell’atomo dove la probabilità di trovare un elettrone è massima, descrive il moto di un elettrone in un atomo e l’elettrone può assumere solo alcuni livelli energetici perché l’energia è quantizzata. Gli elettroni di uno stesso atomo non sono equivalenti da un punto di vista energetico. Quindi gli elettroni si muovono da un orbitale all’altro tramite l’assorbimento o l’emissione di energia E. Ogni orbitale è caratterizzato da 3 numeri chiamati numeri quantici n, l, m. Essi definiscono la dimensione, la forma e l’orientamento dell’orbitale e i valori di energia assunti dagli elettroni che occupano l’orbitale. Esiste anche un 4 numero quantico chiamato numero quantico di spin (ms) e può assumere solo 2 valori cioè +½ oppure –½ e questi sono i valori che indicano il senso di rotazione dell’elettrone se oraria o antioraria.

Numeri quantici

• Principale n: definisce il livello energetico dell’orbitale cioè il volume occupato dall’elettrone, ha solo valori interi e positivi.
• Secondario l: determina il sottolivello energetico e indica la forma dell’orbitale, quando l= 0 la forma è sferica e di tipo s, quando l= 1 la forma è bilobata ed è di tipo p.
• Magnetico m: dà il valore del campo magnetico dovuto al moto dell’elettrone.
• Spin: indica il verso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse.

Livello 1 (n=1, l=0) Livello 2 (n=2, l=0,1) Livello 3 (n=3, l=0,1,2) Livello 4 (n=4, l=0,1,2,3)

Gli orbitali atomici

La forma di un orbitale è definita dal numero quantico secondario, ciascun livello energetico ha un orbitale di tipo s, a partire dal secondo livello energetico sono contenuti orbitali di tipo p, il numero quantico magnetico indica gli orientamenti che gli orbitali possono assumere rispetto ad un campo magnetico.

Ordine di riempimento dei livelli energetici

Si riempiono prima gli orbitali a più bassa energia, negli orbitali alla stessa energia (degeneri) gli elettroni si dispongono il più possibile con lo stesso spin secondo il principio della massima molteplicità e la regola di Hund.

Configurazione elettronica

Indica come sono disposti gli elettroni negli orbitali di un atomo e bisogna seguire tre regole per giungere alla configurazione elettronica di un atomo:

• 1. Principio della minima energia: gli elettroni vengono sistemati partendo dagli orbitali a più bassa energia.
• 2. Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni con spin opposto.
• 3. Regola di Hund: gli elettroni tendono ad occupare il maggior numero possibile di orbitali isoenergetici (cioè con uguale energia), disponendosi in ognuno di questi con spin paralleli.

Tavola periodica degli elementi

Ideata da un chimico russo, Mendeleev, nel 1869, in essa troviamo tutti gli elementi chimici, 118 naturali e 21 artificiali. Si divide in 7 periodi cioè righe orizzontali e 18 gruppi cioè colonne verticali con doppia numerazione: la prima in numeri arabi da 1 a 18; la seconda in numeri romani (molto importanti da IA a VIIIA). Gli elementi chimici sono ordinati in base al numero atomico (Z), crescente andando da sinistra a destra in ciascun periodo. Col variare di Z le proprietà chimiche e fisiche degli elementi variano in modo periodico (cioè si ripetono con regolarità in base alla posizione occupata nella tavola periodica).

• Nei periodi: Metalli - Elementi di Transizione - Non Metalli - Gas Nobili. Fa eccezione il primo periodo, in cui troviamo l’idrogeno (H) che non è un metallo (è un elemento a sé, precede i metalli alcalini) ed il gas nobile elio (He).
• Rispetto alla linea obliqua formata dagli elementi boro (B), silicio (Si), arsenico (As), tellurio (Te), astato (At): a sinistra si trovano i metalli, a destra si trovano i non metalli. N.B. Il passaggio dai metalli ai non metalli è graduale!
• I gas nobili sono elementi chimicamente inerti, per la presenza di un ottetto elettronico nel guscio energetico più esterno.
• La reattività di un elemento dipende in gran parte dagli elettroni del livello energetico più esterno (strato di valenza).
• I gruppi comprendono elementi simili tra loro, sia per le proprietà fisiche che per quelle chimiche (reattività).
• Gli elementi del 1° gruppo (Metalli Alcalini) hanno una forte tendenza a cedere l’elettrone esterno, formando ioni positivi monovalenti (Na⁺, K⁺, ...).
• Gli elementi del 7° gruppo (Alogeni) possiedono un elettrone in meno rispetto ai gas nobili che seguono, pertanto hanno una forte tendenza ad acquistare un elettrone ed a formare ioni negativi monovalenti (F^-, Cl^-, ...). Sono tutti non metalli.
• Energia di ionizzazione: Energia che bisogna fornire per ionizzare un elemento cioè per portargli via il suo elettrone più esterno: M + E_ion → M⁺ + elettrone. Cresce da sinistra a destra lungo un periodo e diminuisce andando dall’alto in basso in un gruppo.
• Affinità elettronica: Energia che si libera quando un atomo lega un elettrone. M + elettrone → M^- + E_{affinità elettronica}. Cresce da sinistra a destra lungo un periodo.
• Elettronegatività: Indica la tendenza di un atomo ad attirare verso di sé gli elettroni coinvolti nella formazione di un legame chimico. Aumenta da sinistra a destra lungo un periodo e diminuisce andando dall’alto in basso in un gruppo.

Strutture di Lewis

• Gli elettroni del guscio più esterno (fino ad un massimo di 8) possono essere rappresentati mediante le strutture di Lewis. Si indica ciascun elettrone con un puntino posto vicino al simbolo chimico dell’elemento considerato: un puntino = un elettrone (singoletto), due puntini (oppure un trattino) = un doppietto elettronico.
• Gli elementi di uno stesso periodo, spostandosi da sinistra a destra, presentano un elettrone in più rispetto all’elemento che li precede.
• Tutti gli elementi di uno stesso gruppo della tavola periodica hanno la medesima struttura di Lewis.
• I gas nobili (ad eccezione dell’elio) presentano l’ottetto (4 coppie di elettroni), che conferisce loro una particolare stabilità (inerzia chimica).

Legami chimici

Sono le forze che tengono uniti gli atomi in una molecola. La reattività di un elemento dipende in gran parte dagli elettroni del livello più esterno (gli elettroni degli strati più interni non partecipano direttamente al legame, anche se fanno sentire la loro influenza).

• Regola dell’ottetto: Tendenza degli elementi a raggiungere la configurazione elettronica esterna s² p⁶ (gas nobili). Con la formazione dei legami gli atomi raggiungono la situazione di maggiore stabilità (s² p⁶).
• Il numero ed il tipo di legami che un elemento può formare, reagendo con altri atomi, dipende dagli elettroni dello strato più esterno (strato di valenza).
• Valenza: Consiste nel numero di elettroni che un elemento può cedere, acquistare o mettere in compartecipazione, per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più vicino. Corrisponde al numero di atomi di idrogeno che si legano all'elemento nel suo composto binario.

Tipi di legami chimici

I legami chimici si dividono in intramolecolari e intermolecolari.

Intramolecolari

• Legame ionico
• Legame covalente (omopolare e eteropolare)
• Legame dativo
• Legame metallico

Intermolecolari

• Ponti a idrogeno
• Dipolo istantaneo-indotto
• Legame dipolo-dipolo
• Forze di van der Waals

Legame covalente

Il legame covalente è nettamente più forte di qualsiasi altro legame.

Covalente puro (omopolare)

• Si realizza tra atomi di uno stesso elemento.
• Due o più elettroni sono messi in compartecipazione tra i due atomi (aventi uguale elettronegatività).
• Il doppietto elettronico condiviso è ripartito in modo uguale.
• Gli elettroni condivisi sono distribuiti equamente intorno ai due nuclei, passando lo stesso tempo vicino ad ognuno di essi.
• I due nuclei, avendo cariche uguali, sono soggetti a forze repulsive ma si dispongono ad una distanza d (lunghezza del legame) tale che la forza attrattiva (elettrone/nucleo +) controbilancia quella repulsiva (nucleo +/nucleo +).
• Durante la formazione del legame si ha una riduzione di energia poiché ogni elettrone della molecola è attirata da due nuclei, rendendo il sistema più stabile.