Chimica per bioingegneria

Cos’è la chimica?

La chimica è una scienza sperimentale che studia la materia e le trasformazioni che essa subisce (spiega le proprietà e il comportamento della materia aiutandoci a capire il comportamento delle molecole che la compongono).

Proprietà della materia

• Proprietà fisiche: proprietà che una sostanza presenta di per sé senza trasformarsi o interagire con un’altra sostanza, ad esempio colore, temperatura di ebollizione, temperatura di fusione, conduttività elettrica e termica, densità.
• Proprietà chimiche: le proprietà che una sostanza presenta quando si trasforma in, o interagisce con, un’altra sostanza; ad esempio, infiammabilità, corrosività, reattività con acidi o basi.

Altre proprietà:

• Grandezze estensive: dipendono dalla quantità di materia (massa, peso, volume, lunghezza).
• Grandezze intensive: non dipendono dalla quantità di materia considerata (temperatura, densità, pressione).

Alcune unità SI importanti

• Lunghezza: metro (m), ma su scala atomica si usano il nanometro (1 nm = 10⁻⁹), il picometro (1 pm = 10⁻¹²) o l’Angstrom (1Å = 10⁻¹⁰).
• Volume: spazio occupato da una certa massa; metro cubo, ma in chimica è più comune il litro o il millilitro. 1 = 1 = 10⁻³; 1 = 1 = 10⁻³ = 10⁻³ = 10⁻⁶.
• Massa: quantità di materia di cui è costituito un corpo, misurata in chilogrammi (Kg), da non confondere con il peso che invece rappresenta la forza con la quale la terra attrae la massa su di essa.
• Densità: rapporto tra la massa di un corpo e il suo volume, l’unità è, ma si usano spesso anche i o o o = dove la massa è una proprietà estensiva e il volume è una proprietà intensiva.
• Temperatura: grandezza che misura di quanto una sostanza è più calda o più fredda di un’altra, da non confondere con il calore (energia che fluisce tra due corpi a temperature differenti). Le scale termometriche usate in chimica sono:

• Scala Celsius: ha come temperature di raffreddamento quella di congelamento dell’acqua = 0° e quella di ebollizione dell’acqua = 100° alla pressione di 1.
• Scala Kelvin (o assoluta): ha come valore base la temperatura assoluta al di sotto della quale non si può andare (= 0 = −273.16°).

Stati della materia

La materia esiste in tre stati:

1. Solido: le particelle sono affiancate le une alle altre in una dimensione tridimensionale regolare.
2. Liquido: le particelle raggruppate, ma si muovono in modo casuale l’una accanto all’altra.
3. Gas: le particelle hanno grandi distanze reciproche e si muovono in modo casuale in tutto il volume.

Il passaggio da uno stato all’altro senza cambiamenti nella composizione è detto transizione di fase (transizione fisica); se causata dalla temperatura può essere invertita con la variazione opposta di temperatura.

La chimica è una scienza sperimentale che studia la materia e le trasformazioni che essa subisce.

Quando si parla di trasformazione si fa riferimento alle forze e ai cambiamenti energetici che ne derivano:

• Forza: grandezza che causa la variazione nel moto (velocità o direzione) di un oggetto = ⋅.

Tra le varie forze, quella elettromagnetica è la più importante in chimica: tutta la chimica è una diretta conseguenza delle forze elettromagnetiche che si esercitano tra gli elettroni e protoni e tra materia e luce.

• Energia: tutte le trasformazioni chimiche e fisiche comportano acquisto, cessione o redistribuzione di energia; da un punto di vista meccanico: energia = capacità di compiere un lavoro (prodotto dello spostamento di un oggetto in seguito all’applicazione di una forza = ⋅).

Quando un oggetto viene accelerato o rallentato per effetto di una forza esterna, la sua energia cinetica varia, così come varia l’energia potenziale se varia la posizione dell’oggetto, ma l’energia cinetica resta costante -> legge di conservazione dell’energia.

La materia

Sostanze pure

Sostanze pure: hanno composizione fissa ovunque.

Gli elementi

Gli elementi sono sostanze pure composte da atomi tutti dello stesso tipo, con uguale numero atomico e non possono essere ulteriormente scomposte mediante reazioni chimiche, dalla loro combinazione, in proporzioni definite, derivano tutte le forme di materia; ciascun elemento è unico poiché sono uniche le sue proprietà atomiche.

Gli elementi si trovano nella tavola periodica, precedentemente erano ordinati per massa atomica crescente, mentre in quella moderna per numero atomico.

18 colonne o gruppi.

7 righe o periodi.

Esempi di gruppi sono: metalli alcalini, metalli alcalini terrosi, gruppo di transizione, alogeni, gas nobili.

La linea spezzata separa metalli (SX) da non metalli (DX).

Tendono a cedere elettroni e a diventare ioni + (cationi).

Tendono ad acquistare elettroni e a diventare ioni – (anioni).

Reagiscono con a dare ossidi basici e con l′ a dare idrossidi.

Reagiscono con a dare ossidi acidi e con l′ a dare ossiacidi.

Formano legami metallici e ionici.

Formano legami covalenti e ionici.

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Nella tavola periodica gli elementi si dividono in:

1. Elementi atomici: costituiti da atomi isolati (es. gas nobili).
2. Elementi molecolari: costituiti da atomi legati fra loro (es. 2).
3. Elementi reticolari: atomi legati in un reticolo (es. carbonio).

I composti

I composti sono sostanze costituite da due o più atomi diversi in un rapporto costante e ben definito. Possono essere:

1. Covalenti o molecolare: raggruppamenti elettricamente neutri di atomi diversi che formano le molecole (es. 2).
2. Ionici: particelle elettricamente cariche positive e negative, gli ioni, che formano un reticolo tridimensionale (es. sali NaCl).

I composti sono identificati in base alla loro formula chimica: n. di atomi di ciascun elemento che costituiscono il composto. Nei composti gli elementi non sono semplicemente mescolati. Nei composti, gli elementi sono presenti in parti fisse in massa e cioè numeri fissi di atomi degli elementi componenti (ad esempio l’ammoniaca è costituita da 14 parti di azoto e tre parti di idrogeno, ma poiché la massa dell’N è volte quella dell’H, una molecola di ammoniaca è costituita da 1 atomo di N e 3 di H).

I composti, inoltre, hanno proprietà diverse da quelle degli elementi componenti.

Miscele

Miscele: le miscele sono combinazioni di due o più sostanze in cui ciascuna sostanza mantiene la propria identità, non hanno composizione costante.

Miscele omogenee (soluzioni).

Hanno composizione uniforme senza superfici di separazioni visibili tra i suoi componenti.

Miscele eterogenee.

Hanno composizione non uniforme con superfici di separazione visibili tra i suoi componenti.

Le leggi fondamentali

• Legge di Lavoisier o della conservazione della massa.

In una reazione chimica la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti. “Niente si crea, niente si distrugge, tutto si trasforma”.

• Legge di Proust o della composizione definita e costante.

Quando due o più elementi reagiscono per formare un determinato composto si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti; inoltre, in ogni composto il rapporto tra il numero di atomi di due qualsiasi degli elementi presenti è un numero intero o una frazione semplice.

Ciascun composto chimico è costituito dagli stessi elementi nelle stesse frazioni in massa (= massa di ciascun elemento / massa totale del composto).

• Legge delle proporzioni multiple (Dalton).

Quando due elementi A e B si combinano in modi diversi per formare diversi composti, una certa massa di A si combina con una certa massa di B, che stanno tra loro in un rapporto che si può esprimere come rapporto di numeri interi piccoli.

L’atomo

Formulazione di Dalton

• La materia è costituita da particelle microscopiche indivisibili e indistruttibili chiamate atomi (1).
• Dagli atomi di un elemento non è possibile ottenere atomi di un altro elemento; tutti gli atomi di un elemento sono uguali tra loro e hanno la stessa massa (2).
• Gli atomi di un elemento si possono combinare solo con numeri interi di atomi di un altro elemento (4).
• In una reazione chimica gli atomi di un elemento non possono né essere creati né distrutti e si trasferiscono interi formando nuovi composti (5).

(1), (2), (5) legge di conservazione della massa.

(1), (2) legge delle proporzioni.

(2), (4) legge della composizione definita e costante.

Dalton affermava che un atomo fosse una sfera piena indivisibile e priva di struttura, ma in realtà ha una struttura interna ben definita costituita da:

• Elettroni: con carica e massa = −1,6 ∙ 10⁻¹⁹ = 9,11 ∙ 10⁻²⁸.
• Protoni: con carica e massa = 1,6 ∙ 10⁻¹⁹ = 1,67 ∙ 10⁻²⁴.

Poiché l’atomo è neutro e siccome i protoni hanno carica positiva e gli elettroni hanno carica negativa, in n. di elettroni deve essere uguale a quello dei protoni. Successivamente agli inizi del 900, si è scoperto che nel nucleo atomico sono presenti anche particelle neutre:

• Neutroni: n con carica e massa = 0 = 1,67 ∙ 10⁻²⁴.

Fasi di scoperta dell’elettrone

1) Identificazione di una particella carica negativamente.

Tale esperimento fu effettuato tramite tubi di vetro riempiti di gas rarefatti, all’interno dei quali veniva fatta avvenire una scarica elettrica tra due elettrodi metallici. In questi tubi si generavano dei raggi, chiamati “raggi catodici” poiché venivano emessi dal polo negativo (catodo) e si dirigevano verso il polo positivo (anodo). Tali raggi, in realtà costituiti da un fascio di elettroni, venivano deviati in presenza di campi elettrici o magnetici e la loro deflessione poteva essere visualizzata su uno schermo fluorescente.

Applicando un campo elettrico i raggi venivano deviati verso l’elettrodo positivo e quindi i raggi catodici erano carichi prevalentemente negativamente. Inoltre, il raggio è identico per qualsiasi materiale usato come catodo, ottenendo quindi che le particelle fanno parte di tutta la materia (e non sono quindi prerogativa di un determinato materiale).

2) Determinazione del rapporto massa/carica.

Thomson riuscì inoltre a determinare il rapporto carica/ massa (/) dell’elettrone, sottoponendo i raggi catodici all’azione di un campo elettrico e di uno magnetico contemporaneamente.

= → = dove:

H = intensità del campo magnetico.

e = carica dell’elettrone.

v = velocità dell’elettrone.

Inoltre: = → = dove:

E = intensità del campo elettrico.

E quindi 10¹¹ = = −1,76 ⋅ 2.

3) Determinazione della massa.

L’apparecchio utilizzato da Millikan era costituito da una camera nella quale venivano nebulizzate goccioline d’olio che cadevano su due piastre metalliche, delle quali quella in alto aveva un piccolo foro.

Misurandone la velocità di caduta in assenza di campo elettrico, e attivandolo poi e variandone l’intensità, determinò la carica totale delle goccioline.

In base alla propria massa le gocce catturavano quantità diverse di elettroni, caricandosi negativamente.

Se era presente una differenza di potenziale tra le due piastre il percorso delle gocce veniva deviato.

Il risultato fu che le varie cariche trovate erano sempre multipli interi di una carica minima: = 1,602 ⋅ 10⁻¹⁹ e = carica fondamentale -> carica dell’elettrone.

E quindi: (−1,602 = ⋅ = (−5,686 ⋅ 10⁻¹²) ⋅ ⋅ 10⁻¹⁹) = 9,109 ⋅ 10⁻²⁸.

Modelli atomici

Dopo la scoperta dell’elettrone, Thompson propose un modello per interpretare la costituzione dell’atomo: l’atomo era costituito da una sfera uniforme di cariche positive nella quale gli elettroni risultavano distribuiti come “uvetta” all’interno del panettone.

Gli elettroni sono distribuiti in una sfera di materia diffusa carica positivamente.

Tale modello si rivelò presto inadeguato in seguito ad alcuni esperimenti eseguiti da Rutherford (Geiger e Marsden) che sostenevano che non esisteva una massa diffusa, ma vi erano particelle cariche positivamente concentrate nel nucleo, cuore centrale denso dell’atomo.

Rutherford indirizzò un fascio di particelle α su una sottile lamina d’oro e si accorse che, nonostante la maggior parte delle particelle mantenesse la traiettoria originale, alcune venivano fortemente deflesse o addirittura rimbalzavano all’indietro (c’era qualcosa di piccolo e denso e carico positivamente presente all’interno degli atomi d’oro).

Questo risultato era inaspettato poiché secondo il modello di Thompson la massa e la carica dovevano essere distribuite uniformemente all’interno degli atomi del modello. Le particelle α, emesse da fasci prodotti da alcuni elementi (radon) dovevano attraversare gli atomi d’oro in linea retta con piccole deviazioni in corrispondenza degli elettroni. Le particelle α quindi incontravano particelle dello stesso segno e venivano quindi respinte, incontravano quindi il nucleo.

Modello di Rutherford: un atomo è costituito da spazio occupato in prevalenza da elettroni con, al centro, una piccola porzione (nucleo) contenente tutta la carica positiva e la quasi totalità della massa. (l’atomo era come un sistema planetario, con il nucleo al posto del sole e gli elettroni al posto dei pianeti). Gli elettroni inoltre possono trovarsi a qualsiasi distanza dal nucleo ed assumere tutti i valori dell’energia che possono variare con continuità.

Tale modello però rappresentava un modello instabile in quanto, secondo l’elettrodinamica classica, essendo l’elettrone dotato di carica, durante la sua rotazione attorno al nucleo, avrebbe dovuto continuamente dissipare energia sotto forma di radiazioni elettromagnetiche e quindi in brevissimo tempo cadere sul nucleo.

Il comportamento dei sistemi microscopici verrà poi spiegato con la meccanica quantistica.

Un atomo è quindi costituito da spazio occupato in prevalenza da elettroni, con al centro una piccola porzione (nucleo) contenente tutta la carica positiva e la quasi totalità della massa.

• Protoni: con carica e massa = 1,6 ∙ 10⁻¹⁹ = 1,67 ∙ 10⁻²⁴ = 1840 ⋅.

L’atomo

• Contiene elettroni e protoni in numero uguale (elettricamente neutro), assume carica solo se anione o catione.
• Ha il volume occupato dal nucleo pari a 1/10¹³ volte il volume totale.
• Ha un diametro pari a ca 10000 volte quello del nucleo.
• Ha una massa del nucleo pari a quasi la massa totale dell’atomo.

Ma la massa del nucleo è circa il doppio di quella corrispondente ai protoni presenti.

Presenza di altre particelle non sensibili ai campi elettrici e magnetici, responsabili dell’eccesso di massa: i neutroni (scoperti da Chadwick nel 1932).

Riassumendo la teoria atomica odierna

• Gli atomi = entità sferiche, elettricamente neutre, costituite da un nucleo centrale carico positivamente circondato da uno o più elettroni carichi negativamente.
• Gli elettroni si muovono rapidamente nel volume atomico disponibile e sono trattenuti dall’azione elettrostatica esercitata dal nucleo.
• Il nucleo è estremamente denso (99.87% massa dell’atomo) ma occupa solo una parte infinitesima del suo volume (Ø atomo = 10000 volte Ø nucleo).
• Il nucleo è costituito da protoni e neutroni (privi di carica) tenuti insieme da forze di «scambio».
• La carica del nucleo è data dalla carica dei protoni.

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• Un atomo è neutro perché il numero di protoni è uguale a quello di elettroni.
• Gli elettroni determinano le dimensioni dell’atomo.
• I protoni determinano la massa dell’atomo.
• Elettroni: particelle indivisibili (elementari).
• Protoni e neutroni: formati da altre particelle indivisibili, i quark.
• Hanno massa 4-30 volte quella dell’elettrone.
• Hanno carica frazionaria rispetto quella dell’elettrone.

Esistono 6 tipo di quark, ma 2 solo li troviamo nei protoni e nei neutroni:

• Quark up.
• Quark down.

La carica elettrica del quark è una frazione di quella dell’elettrone: + 2/3 e − 1/3.

I quark formano combinazioni in cui la somma delle cariche è un intero, infatti:

• Protoni: 2 quark up e 1 quark down → totale +1.
• Neutroni: 1 quark up e 2 quark down → totale 0.

• Z è il numero atomico, che corrisponde al numero di protoni (e perciò di elettroni) all’interno dell’atomo.
• A è il numero di massa, ovvero la somma del numero di protoni col numero di neutroni. Protoni + neutroni = nucleoni.

Ogni specie atomica caratterizzata da un determinato numero atomico Z e da un determinato numero di massa A è detto nuclide.

Gli isotopi

Ci sono atomi che hanno stesso numero atomico ma numero di massa diverso, ad esempio 13 e 12, tali atomi vengono chiamati is