Chimica inorganica e organica, biomolecole

Chimica e biochimica

Programma

• Introduzione alla chimica, struttura e teorie atomiche.
• Configurazione elettronica degli elementi, riempimento degli orbitali.
• Natura dei vari legami chimici.
• Cenni di nomenclatura.
• Concetto di mole e peso molecolare.
• Cenni di termodinamica: principi e definizione di entalpia, entropia e energia libera di Gibbs.
• Soluzioni: processo di dissoluzione, molarità e molalità.
• Acidi e basi, calcolo del pH di diversi tipi di soluzioni, sistemi tampone.
• Idrolisi salina acida e basica.
• Introduzione alla chimica organica.
• Nomenclatura principali composti organici.
• Carboidrati, peptidi e lipidi: principali strutture e caratteristiche chimiche.

La chimica è la scienza che studia le proprietà, la composizione, l’identificazione, la preparazione e il modo di reagire delle sostanze.

«Central science»

Chimica anche alla base della vita es. Respirazione fenomeno chimico

Tessuti e metabolismo cellulare

Tessuti —> metabolismo cellulare produce ioni H⁺ e anidride carbonica:

CO₂(g) + H₂O(l) ↔ H₂CO₃(aq) ↔ H⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

I tessuti rilasciano OH^- nel sangue:

• Diminuisce la concentrazione di OH^-
• Aumenta la concentrazione di H⁺
• Diminuisce la concentrazione di H₂CO₃
• Aumenta la concentrazione di CO₂ nel sangue

I tessuti rilasciano H⁺ nel sangue:

• Aumenta la pressione di CO₂ nei polmoni
• Diminuisce la concentrazione di CO₂ nel sangue
• Avviene l'inspirazione, si ristabilisce l'equilibrio
• Avviene l'espirazione, si ristabilisce l'equilibrio

Teorie atomiche

Già a partire dal V secolo, i filosofi greci elaborarono di fatto una prima teoria atomica, considerando che la materia non fosse «continua», ma costituita da tante piccole particelle indivisibili, che chiamarono atomi, (dal greco temno dividere con alfa privativo).

Modello atomico di Dalton: a fine Settecento, questo scienziato propose quella che viene definita la teoria atomica moderna. È stato il primo a descrivere in maniera quantitativa gli atomi: era convinto che atomi di elementi differenti dovessero avere masse differenti.

• Atomi diversi, masse diverse. Dalton fa un passo ulteriore, sostiene che se quest’ultima affermazione è vera, allora gli atomi non possono avere le stesse dimensioni.
• Atomi diversi, dimensioni diverse. Quindi la teoria atomica di Dalton è basata su questi postulati:
• Tutti gli elementi sono costituiti da particelle piccolissime che sono gli atomi (eredità dei Greci)
• Tutti gli atomi di un elemento sono uguali ed hanno uguale massa, mentre atomi di elementi diversi hanno massa diversa
• Nelle reazioni chimiche gli atomi conservano la propria identità, ossia conservano le proprie caratteristiche. Gli atomi si uniscono e si dividono, ma non vengono né creati, né distrutti, né vengono convertiti in atomi diversi
• Gli atomi di elementi diversi si combinano a formare composti

Solo a cavallo fra Ottocento e Novecento, con la scoperta delle particelle subatomiche, si capì che gli atomi non sono le particelle più piccole che compongono la materia: elettroni, protoni e neutroni compongono gli atomi.

Teoria atomica di Thompson: questo scienziato, attraverso un esperimento, ha scoperto l’esistenza degli elettroni, piccole particelle cariche negativamente che egli chiamava ‘corpuscoli’. Thomson ne definì la massa e la carica e solo successivamente questi ‘corpuscoli’ furono chiamati elettroni. Subito dopo la scoperta dell’elettrone, Thomson, nel 1904, propose un modello atomico che fu definito modello a panettone in cui l’atomo veniva rappresentato come una distribuzione di carica positiva diffusa, contenente delle cariche negative disposte in maniera regolare, in anelli rotanti. Se consideriamo un panettone, i canditi rappresentano gli elettroni immersi in una pasta carica positivamente. L’atomo risulta neutro, ma soprattutto, divisibile.

Teoria atomica di Rutherford: confuta il modello a panettone proposto da Thomson. Introduce il concetto di nucleo. Egli dimostrò che l’atomo era costituito da un nucleo centrale in cui si concentrava la maggior parte della materia carica positivamente (nucleo atomico), intorno al quale ruotavano gli elettroni. Quindi, il modello atomico planetario di Rutherford propone un atomo ‘vuoto’ che concentra tutta la materia carica positivamente in un nucleo, attorno al quale ruotano gli elettroni. Teoria poco accettata dalla comunità scientifica poiché in contrasto con la fisica, secondo cui una particella carica accelerata emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica, perdendo energia. Gli elettroni che ruotano attorno al nucleo centrale perderebbero dunque energia fino a collassare sul nucleo.

Modello atomico di Bohr: grazie alle scoperte quantistiche di Planck e alle intuizioni di Rutherford, Bohr ipotizza l’esistenza di orbite stazionarie attorno al nucleo nelle quali gli elettroni si muovono senza emettere energia. In tal modo non può avvenire il collasso sul nucleo. Dunque propone il proprio modello secondo cui:

• Gli elettroni si muovono intorno al nucleo su orbite stazionarie
• Gli elettroni non emettono né assorbono energia
• L’atomo può scambiare energia con l’esterno solo se un suo elettrone passa da un’orbita stazionaria ad un’altra. L’elettrone che acquisisce energia salta su un’orbita (solo per circa 10^-9 secondi!) a maggiore energia. Questo elettrone però è instabile e quindi necessariamente tornerà nell’orbita dove si trovava prima, a più bassa energia e quindi salta ad un livello energetico inferiore. Questo salto prevede l’emissione di energia.

Teorie atomiche moderne: il modello proposto da Bohr risultò valido solo per l’atomo di Idrogeno (ha 1 solo elettrone!), non per atomi più complessi. Inoltre, più tardi venne scoperto anche il neutrone, che si aggiunge nella struttura atomica insieme a elettroni e protoni. Con l’avvento della meccanica quantistica negli anni Venti del Novecento, infine, non si parla più di elettroni rotanti attorno al nucleo, ma di equazioni matematiche e funzioni d’onda, non si parla più di orbite ma di orbitali.

Capire i modelli atomici è essenziale: quando gli atomi reagiscono, e ciò è alla base della materia, della vita, è in realtà la loro “parte esterna”, i loro elettroni, che interagiscono. Non si può sapere con esattezza la posizione di un elettrone --> principio di indeterminazione di Heisenberg.

Orbitali atomici e molecolari

Orbitale atomico: l’orbitale è la porzione di spazio tridimensionale disposta intorno al nucleo, all’interno della quale abbiamo un’alta probabilità di trovare l’elettrone. Non esiste fisicamente, ma è definito da equazioni matematiche.

I numeri quantici descrivono forma, dimensione e orientamento nello spazio degli orbitali. Sono 3 numeri interi:

• Il numero quantico principale (n) si riferisce all’energia e alle dimensioni dell’orbitale e può variare da 1 a 7: orbitale identifica il livello energetico a cui appartiene ogni ↑dimensione ↑n; elettrone;
• Il numero quantico secondario (ℓ) indica la forma dell’orbitale. Assume valori tra 0 e n - 1. A ogni valore di ℓ corrisponde una lettera che identifica una particolare forma di orbitale:
• ℓ = 0 → s sferico
• ℓ = 1 → p doppio lobo
• ℓ = 2 → d quattro lobi
• ℓ = 3 → f otto lobi
• Il numero quantico magnetico (m) indica l’orientamento nello spazio dell'orbitale
• Il numero quantico di spin, +½ o -½ che indica la rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse.

La configurazione elettronica: è la disposizione degli elettroni negli orbitali atomici esterni al nucleo.

Alcuni principi:

• Principio di esclusione di Pauli: ogni orbitale può contenere al massimo 2 elettroni purché con numero di spin opposto
• Principio di Aufbau: si occupano prima gli orbitali ad energia più bassa
• Regola di Hund: dovendo riempire orbitali degeneri, si colloca prima un elettrone per orbitale e poi si completano gli orbitali semipieni.

Riempimento degli elettroni. Ogni orbitale ha 2 e^- con senso di rotazione opposto orbitali degeneri = allo stesso contenuto energetico.

Legami chimici

Tutti gli atomi tendono a raggiungere una configurazione elettronica stabile a minore energia: il cosiddetto «ottetto» (8 elettroni nel guscio di valenza esterno). Per fare questo, gli atomi interagiscono tra loro formando molecole o composti tramite un legame chimico. Gas nobili = specie chimica che non reagisce, hanno raggiunto l’ottetto.

Regola dell’ottetto: questo può essere raggiunto:

• Mediante il trasferimento di uno o più elettroni da un atomo all’altro: legame ionico
• Mediante la condivisione di uno o più elettroni provenienti da ciascuno degli atomi: legame covalente

Si definisce legame chimico l’interazione tra due atomi che porta ad uno stato di minore energia. È la forza risultante tra forze attrattive elettroni-nucleo e repulsive tra nucleo-nucleo.

NB: Elemento (chimico) chimico), N, Fe, Mn…; Molecola è un aggregato di atomi, uniti da legami chimici, che è dotato di proprietà caratteristiche che lo rendono riconoscibile; esiste allo stato libero (ex O₂, O₃, H₂O); Composto, legame tra atomi diversi, sostanza identificata da un CAS, atomi presenti in rapporto ben preciso (ex KMnO₄); composti sono quindi un sottoinsieme all’interno della casistica di molecole. NB i Sali sono composti ionici che non hanno un vero e proprio legame chimico, quindi non sono considerabili molecole!

• Legame covalente: legame che avviene tra due atomi che condividono alcuni elettroni (con la formazione di un orbitale molecolare). È un legame forte. La molecola H₂ raggiunge la configurazione elettronica dell’He. Se gli atomi che si legano hanno stessa o poco differente elettronegatività, il legame si dice omopolare. Se gli atomi hanno una differenza notevole, il legame si dice eteropolare. Gli e^- si distribuiscono asimmetricamente nell’orbitale molecolare e risulta una parziale carica negativa sull’atomo elettronegativo (dipolo). Ex H₂O.
• Legame dativo o di coordinazione: si forma quando gli elettroni vengono donati da un solo atomo (deve possedere un doppietto disponibile) ad un atomo ricevente a cui mancano 2 elettroni per raggiungere l’ottetto. Si scrive con la freccia. Esempio: ione ammonio.
• Legame ionico: è tipico di elementi che hanno una forte differenza di elettronegatività (>1,7), come accade ad esempio tra i metalli alcalino terrosi e gli alogeni. La natura del legame è elettrostatica ed è un legame forte. Non si formano orbitali molecolari.
• Legame idrogeno: non è un vero e proprio legame, è un'interazione intermolecolare dipolo-dipolo. Si forma tra molecole in cui c’è un H legato ad un atomo fortemente elettronegativo. È un legame di media intensità.
  • È responsabile della struttura a doppia elica del DNA: si forma quindi negli acidi nucleici, oltre che nelle proteine.
  • Conferisce particolari caratteristiche chimico-fisiche ai composti. Ad esempio, perché il ghiaccio galleggia sull’acqua? Perché l’acqua bolle a 100 e sostanze con simile PM (acido solfidrico) e dello stesso gruppo passano allo stato gassoso a temperature molto minori? Perché l’acqua è in grado di sciogliere il saccarosio?

Nomenclatura

Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame.

Numero di ossidazione: considerando un composto o una molecola (quindi in due specie che effettuano un legame chimico) corrisponde alla carica elettrica formale di un atomo quando la coppia di elettroni condivisi è attratta dall’atomo più elettronegativo. Generalmente, il numero di ossidazione corrisponde al gruppo di appartenenza. Esempio: Na₂O, KMnO₄, NaI, H₂CO₃, NaHCO₃.

Elettronegatività tavola periodica crescente:

Diversi sistemi di nomenclatura per i composti inorganici:

• Nomenclatura tradizionale: è basata principalmente sulla divisione degli elementi in metalli e non metalli e tiene conto dello stato di ossidazione degli atomi che formano la molecola.
• Nomenclatura Stock: non più tanto utilizzata, fornisce informazioni chiare sullo stato di ossidazione degli atomi essendo essi indicati con cifre romane poste tra parentesi.
• Nomenclatura IUPAC: è la nomenclatura ufficiale in vigore. È basata sulle regole redatte dalla IUPAC. Essa consente di evidenziare, in modo chiaro e immediato, la relazione fra il nome di un composto chimico e la sua formula chimica. In Italia non è molto utilizzata.

Ioni monoatomici

Anion