Appunti di Chimica generale ed organica

EQUAZIONE DI STATO

La relazione tra P, V, T e n di un gas possono essere combinate in una sola espressione: l'equazione generale di stato dei gas.

PV = Nrt

P in atm, V in L: R = 0,0821

LEGGE DI DALTON

La legge di Dalton si applica nel caso di miscele gassose formate da due o più gas:

"La pressione totale di una miscela gassosa è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli gas costituenti la miscela"

Ptot = Pgas1 + Pgas2 + Pgas n

N.B. RICORDA!!

I GAS DIFFONDONO SEMPRE DA UN'AREA AD ALTA PRESSIONE AD UN'AREA A BASSA PRESSIONE

PO2 aria inspirata = 160 mmHg

PO2 polmonare = 149 mmHg

PO2 sangue venoso = 40 mmHg

Distinzione tra gas e vapore

Dal punto di vista dello stato di aggregazione, non esiste distinzione tra gas e vapore: la differenza sta nella temperatura critica. La temperatura critica di un gas è quella temperatura, caratteristica di ogni sostanza, al di sopra della quale, pur comprimendo il gas non è possibile liquefarlo. Un gas è

Una aeriforme che si trova ad una temperatura superiore alla sua temperatura critica. Un vapore è un aeriforme che si trova ad una temperatura inferiore alla sua temperatura critica.

Stato liquido:

• Un liquido non ha forma propria ma ha la forma del recipiente che lo contiene
• Ha volume proprio e non è comprimibile
• Legami tra le molecole si possono rompere e riformare con facilità (nel gas non ci sono legami e le molecole sono indipendenti!)

Pressione di vapore:

Consideriamo un recipiente chiuso con dentro un liquido, a temperatura costante: il liquido evapora fino ad una condizione di equilibrio. In questa condizione, il vapore esercita una pressione sulle pareti del recipiente definita pressione di vapore (o tensione di vapore). Quindi, la pressione di vapore non è altro che la pressione che il vapore esercita nelle condizioni di equilibrio.

-Se il recipiente è aperto, l'equilibrio non viene mai raggiunto, e il liquido evapora fino a scomparire

-Se il recipiente è chiuso, l'equilibrio viene raggiunto e il liquido evapora fino a quando la pressione di vapore diventa uguale alla pressione esterna

recipiente è chiuso, la pressione del vapore aumenta sino ad arrivare al valore di equilibrio

La pressione di vapore dipende sia dalla temperatura che dall'identità chimica del liquido: la pressione di vapore aumenta all'aumentare della temperatura.

La pressione di vapore aumenta fino al limite in cui eguaglia quella atmosferica: in queste condizioni, l'evaporazione non interessa solo le molecole sulla superficie del liquido, ma anche quelle al suo interno. Si formano "bolle" di vapore che vanno verso l'alto = ebollizione punto di ebollizione.

Un liquido entra in ebollizione quando la pressione di vapore è uguale alla pressione esterna.

Punto di ebollizione normale: temperatura alla quale avviene l'ebollizione del liquido alla pressione di 1atm.

Il Punto di Ebollizione aumenta all'aumentare della pressione. (es. autoclave e pentola a pressione)

Differenza tra evaporazione ed ebollizione:

Evaporazione: le molecole sfuggono dalla

più e l’altro di meno)

1. legame dativo
2. LEGAME ELETTROSTATICO
   • Legame ionico
   • Legame idrogeno
   • Legami dipolo vari (Legame ione dipolo e legami di Wan der Waals)
3. LEGAME METALLICO

   Avviene nei metalli, quando un elettrone lega i cationi circostanti con questo tipo di legame (NON HA INTERESSE biologico)

4. Legame (INTERAZIONE) idrofobico
5. Legame covalente

   Legame che avviene tra due atomi che condividono alcuni elettroni (con la formazione di un orbitale molecolare). Il gruppo di atomi tenuti assieme da legami covalenti si chiama molecola. Il legame covalente si forma tra due atomi con nulla o bassa differenza di elettronegatività. Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre a se gli elettroni di legame (valore presente nella tavola periodica). Se gli atomi hanno la stessa elettronegatività o con poca differenza, il legame si dice covalente omopolare.

Cosa succede quanto gli

Gli atomi hanno una diversa elettronegatività (ma non troppo diversa)? L'atomo più elettronegativo attrae a sé gli elettroni. Questo è un legame covalente eteropolare ed il legame viene definito polarizzato. Anche per l'acqua, i legami tra ossigeno e idrogeno sono polarizzati con una parziale carica negativa (δ-) sull'ossigeno, ed una parziale carica positiva (δ+) sugli Idrogeni. Questo tipo di polarizzazione genera un dipolo, ed è responsabile delle proprietà fondamentali, fisiche e chimiche, dell'acqua.

Legame dativo: Un atomo che possiede un doppietto disponibile lo condivide con un altro atomo a cui mancano 2 elettroni per raggiungere la configurazione stabile (ottetto). Gli elettroni provengono da un solo atomo. Il legame risultante si chiama dativo o di coordinazione. Il legame dativo che si forma ha le stesse proprietà di un legame covalente normale!

Legame ionico: Si ha quando un atomo o molecola è carica positivamente,

O, F, (fortemente elettronegativo) diun’altra molecola.

Esempi: fra molecole d’acqua, fra molecole di ammoniaca, fra molecole di alcoli e nei legami intramolecolari di proteine, polisaccaridi o acidi nucleici.

A causa della presenza del legame idrogeno, l’acqua ha un punto di ebollizione maggiore rispetto a composti aventi lo stesso peso molecolare o poco maggiore (H2S).

N.B. Leagame a idrogeno: è un legame dipolo-dipolo particolarmente forte che si stabilisce tra molecole in cui il polo positivo è sull’H e quello negativo su uno dei seguenti atomi: F , O , N, Cl caratterizzati da una elevata elettronegatività.

Il legame ad idrogeno è alla base del codice genetico.

Forze di Van der Waals

Sono legami deboli di natura elettrostatica tra molecole polari e non polari. Sono a corto raggio (esistono solo se le particelle sono vicine) e sono sempre presenti nella materia. Determinano lo stato fisico solido-liquido-gassoso.

Si distinguono diversi tipi:

Legame idrofobico

Si chiama legame idrofobico, o meglio interazione idrofobica, la forza che tiene legate più molecole non polari, senza che si instauri un tipico legame chimico. Una molecola apolare non può formare legami con l'acqua.

Le molecole apolari si avvicinano ed interagiscono tra loro perché rendono minima l'energia del sistema.

Lo stesso capita, per esempio, con le sostanze grasse (es. olio) che non formano legami con l'acqua.

Le interazioni idrofobiche sono molto importanti in biologia perché stabilizzano la struttura di proteine, acidi nucleici e membrane.

Riconoscimento molecolare

È il punto di

partenza per quasi tutti i processi biologici. Le molecole interagiscono in una maniera altamente specifica: modello CHIAVE-SERRATURA (Fisher e Ehrilch). La complementarità geometrica e chimica fra piccole molecole biologiche (LIGANDI) e le strutture dei loro bersagli macromolecolari (RECETTORI) gioca un ruolo molto importante all'interno dei processi biologici.

Ligando e recettore-Legame covalente: è di gran lunga il più forte dei legami ligando-recettore. Forma un legame irreversibile. Raramente viene cercato nell'azione di un farmaco (eccezione: chemioterapici nel trattamento del cancro).

Legame ionico o elettrostatico: è molto importante nelle interazioni ligando-recettore in quanto molti gruppi funzionali dei recettori sono ionizzati a pH fisiologico. Si formano interazioni reversibili.

Interazioni elettrostatiche: in forma di forze attrattive ione-dipolo, interazioni dipolo-dipolo e legame H. Formano legami più deboli del legame ionico. Sono

Le interazioni ligando-recettore più diffuse.

MISCELE E SOLUZIONI

Miscela: sistema composto da due o più componenti

Sistema eterogeneo: miscela con composizione che varia localmente

Sistema omogeneo: miscela con composizione identica in ogni punto e i diversi componenti non sono distinti (soluzione)

Sistema microeterogeneo: situazione intermedia

Nelle miscele distinguiamo una fase disperdente, in genere quella più abbondante, e una o più fasi disperse, di solito presenti in minor quantità.

Il concetto di miscela omogenea o eterogenea dipende dalle dimensioni della fase dispersa

In base alla dimensione della fase dispersa, si distinguono:

- Sospensione, particelle della fase dispersa > 1 μm (10-6 m). Le fasi sono separabili per gravità.

- Dispersione o soluzione, particelle della fase dispersa < 1 μm (10-6 m). Le fasi non sono separabili per gravità.