Propedeutica biochimica (equilibrio chimico, principio di Le chatelier, energia di Gibbs, termodinamica, nomenclatura, acqua e forza acidi-basi)

Equilibrio chimico

Le reazioni possono essere reversibili o irreversibili:

(diretta) A + B ⇄ C + D (inversa)

Durante la reazione inversa e la reazione genera le stesse avvengono determinate cose che ci portano a definirlo all'equilibrio chimico.

Durante la reazione diretta la velocità (v) diminuisce nel tempo dato che diminuisce la concentrazione di reagenti.

Di altra parte i prodotti aumentano di concentrazione e lo stesso avviene con la loro velocità.

(es.) 1(A + B) → 2(C + D)

Aumento concentrazioni.

Si tratta di una condizione particolare.

Le 2 velocità arrivano ad essere uguali e si arriva all'equilibrio, le concentrazioni non variano nel tempo (sono diverse).

L'equilibrio chimico è una condizione dinamica in cui le concentrazioni di reagenti e prodotti non variano per cui è possibile scrivere una costante di equilibrio (keq) indicata.

La keq è costante ma diversa per ogni reazione ed è legata alla T° (solo T° può variarla).

aA + bB ⇄ cC + dD

(le lettere minuscole indicano i coefficienti stechiometrici)

Equilibrio chimico

Le reazioni possono essere reversibili o irreversibili:

(diretta) A + B ⇄ C + D (inversa)

Durante la reazione inversa e la reazione diretta avvengono determinate cose che ci portano a definire l'equilibrio chimico.

Durante la reazione diretta la velocità (v) diminuisce nel tempo dato che diminuisce la concentrazione dei reagenti.

Di altra parte i prodotti aumentano di concentrazione e lo stesso avviene con la loro velocità.

(es) 1(A + B) → 2(C + D)

Aumento concentrazioni.

Si tratta di una condizione particolare.

Le 2 velocità arrivano ad essere uguali e si arriva all'equilibrio, le concentrazioni non variano nel tempo (sono diverse).

L'equilibrio chimico è una condizione dinamica in cui le concentrazioni di reagenti e prodotti non variano per cui è possibile scrivere una costante di equilibrio (K_eq) indicata.

La K_eq è costante ma diversa per ogni reazione ed è legata alla T° (solo T° può variare).

aA + bB ⇄ cC + dD

(le lettere minuscole indicano i coefficienti stechiometrici)

[ ] indica concentrazione molare.

K_eq >> 1 reazione molto spostata verso i prodotti.

K_eq << 1 reazione molto spostata verso i reagenti.

Principio di Le Chatelier

Detto equilibrio mobile → al variare di un parametro del sistema questo reagisce per mantenere K_eq invariata.

Se si aggiunge un reagente o se si sottrae un prodotto la reazione si sposta a destra (verso la formazione dei prodotti).

Si deve colmare la variazione.

Il metabolismo si basa su questo principio.

Le reazioni endotermiche sono favorite dall’aumento di T.

K_eq aumenta se aumenta T.

Le reazioni esotermiche sono favorite dalla diminuzione di T.

K_eq diminuisce all’aumentare di T.

Se non ci fosse questo principio nel momento in cui modifico una parte, la reazione si bloccherebbe.

Termodinamica chimica

Entalpia

Entalpia → associato al concetto di calore.

L’entalpia è una funzione di stato.

Rappresenta l'evolversi di una reazione.

Si paragona lo stato finale con quello iniziale.

Con ΔH valuto l'energia variata nella reazione: ΔH < 0 la reazione tende a cedere calore.

Reazione esotermica ΔH > 0 la reazione tende ad acquisire calore.

Reazione endotermica.

Entropia

Entropia > l'aumento indica che la reazione diventa spontanea.

Indica il disordine della reazione. Si indica con ΔS.

Queste 2 misure separate non decretano se la reazione è spontanea.

Energia libera di Gibbs

Energia libera di Gibbs si indica con ΔG.

Permette di indicare la differenza tra entalpia ed entropia > cambiamenti di spontaneità della reazione.

ΔG = ΔH - T ΔS

ΔG < 0 l'energia dei prodotti è più bassa di quella dei reagenti. La reazione è spontanea.

Esoergonica.

ΔG > 0 l'energia dei prodotti è maggiore di quella dei reagenti, la reazione non è spontanea.

Endoergonica.

Necessita di energia per effettuarsi.

L'energia può essere fornita in vari modi ad un sistema.

Sono in generale molecole ad alto contenuto energetico che con la rottura la libera. La più impiegata è l’ATP adenosin-tri-fosfato.

2 legami fosfoanidridici in ADP in AMP e legame fosfoestereo AMP in adenosina.

Ha 3 legami ad alta energia, in particolare i fosfoanidridici.

Tutta la molecola è ATP.

ΔG = 0 la reazione è in condizione di equilibrio, quindi avviene spontaneamente e può essere sia verso i prodotti che inverso (da prodotti a reagenti).

Nomenclatura chimica

15 02 2023

Si parla di sostanze inorganiche.

Varia in base a cosa ci si riferisce (IUPAC, numero oss...)

Ossidi

Metallo + O₂ => ossido.

Elementi I a III gruppo.

La nomenclatura vede ossido di nome metallo.

Il metallo ha n° ossidazione pari al gruppo e l'O₂ ha -2, la somma deve essere uguale a 0.

• Oso -> n° ossidazione minore.
• Ico -> n° ossidazione maggiore.

Anidridi

Non metallo + O₂ => anidride.

Lo stesso elemento può avere più numeri d'ossidazione quindi si usa:

• Oso -> n° ossidazione minore.
• Ico -> n° ossidazione maggiore.

Idrossidi

Metallo + OH => idrossido.

È sempre presente il gruppo OH sempre con n° ossidazione -1.

Troviamo sempre metallo + OH con poi H₂O.

Quegli acidi che si dividono in 2 gruppi in base alla formazione (ternari e binari).

Idracidi e ossiacidi

Idrogeno + non metalli → idracido.

Hanno la desinenza idrico.

Es: acido fluoridrico.

H + non metallo + O₂ → ossiacido.

Es H₂CO₂ + O₂ → acido carbonico o carbonioso.

In entrambi i casi si fa riferimento alla nomenclatura di anidridi o ossidi.

Sali

Metallo + non metallo → sale.

Si parla di molecole formate da questi elementi che hanno quindi anche forte Δ di elettronegatività.

(acido + base → sale + H₂O eventuale)

Nelle soluzioni si intende della concentrazione dei componenti presenti, generalmente troviamo H₂O.

L'acqua

Acqua: solvente e reagente.

• Composti ionici (solvatazione) NaCl.
• Solvente polare (legame idrogeno).
• Composti anfipatici (micelle).

L'acqua scioglie i composti polari per la formazione di legami H.

Es: alcool + H₂O → ha la catena di carbonio limitata questo porta alla formazione di legami H.

→ Legame reversibile che facilita la solubilizzazione del composto stesso in H₂O.

L'acqua è solvente anche per i composti anfipatici formati da parte idrofobica e idrofobica.

Parte polare “lipidi”.

Si forma così il legame idrofobico, la sostanza non si scioglie ma forma micelle.

Acidi e basi

L'acido è una specie chimica che in soluzione acquosa tende a dissociarsi, rottura di legami con liberazione ioni positivi e negativi (cariche).

Per essere acido deve avvenire la liberazione di H⁺ o più ioni H⁺.

Viene definito anche come specie chimica in grado di cedere ioni H⁺.

La base è una specie chimica in soluzione acquosa che si dissocia liberando 1 o più OH^-, non necessariamente presente nella molecola perché può essere se sciolto in soluzione.

Es.: NH₃ + H₂O <— NH₄⁺ + OH^- (si può liberare OH^-)

La base è definita anche come una specie chimica in grado di acquistare ioni H⁺ persi da un acido.

“Coppia acido/base coniugata”

Si formano così un nuovo acido e una nuova base.

Acido con base coniugata e base con il suo acido coniugato.

Si trovano poi sostanze anfotere che sono in grado di comportarsi sia da acido che da base.

La scelta del "comportamento" dipende dalla molecola presente.

Se c'è una base si comporta da acido e viceversa.

L'acqua è una di questi (si può dissociare come no).

La forza degli acidi e delle basi

Un acido o una base è tanto più forte quanto più è in grado di dissociarsi in soluzione acquosa.

HA ↔ H₂O ↔ A^- + H₃O⁺ ↔ parte dissociata.

Acido non dissociato.

K_a = [H₃O⁺][A^-] / [HA][H₂O] = costante.

Si definisce costante di dissociazione di acidi (K_a) e basi (K_b) il rapporto tra la porzione dissociata (num) e da quelle non dissociate (den) in reazione.

Se K_a è grande ie num > den è maggiore concentrazione porzione dissociata rispetto a quelle non dissociata.

K_a dà indicazione sulla forza dell'acido.

K_a grande → acido forte (eq. a dx)