Chimica e propedeutica biochimica

Chimica inorganica

Materia

Materia è tutto ciò che ha massa ed occupa spazio.

Proprietà fisiche e chimiche

• Proprietà fisiche - Caratteristiche della materia che non coinvolgono trasformazioni chimiche ma modificazioni dell'energia contenuta. Identità della sostanza NON varia (es. stato fisico, densità, calore, punto di fusione).
• Proprietà chimiche - Caratteristiche della materia che coinvolgono trasformazioni della natura/composizione della materia. Identità della sostanza VARIA a seguito di queste (es. pH, idrofilia, chiralità).

Classificazione della materia

Elementi

Atomi formano:

• Molecole - Composte da atomi uguali (H₂, O₂, …)
• Specie mono-atomiche isolate - Gas nobili (He, Ne, Ar, …)

Composti

Composti sono molecole composte da atomi di elementi diversi. Esempio: H₂O, composizione sempre fissa, legame chimico.

Molecole

1. Dimensioni: Varie - In base a numero/natura componenti. H₂ la più piccola (10^-10 m = 1 Å). Macromolecole (fino a 100 Å).
2. Rappresentazione: Formula molecolare - Specifica natura e numero degli atomi che la compongono (divisa in formula minima e di lunghezza). Formula struttura - Specifica come sono legati gli atomi tra loro. Esempio glucosio - C₆H₁₂O₆ = formula grezza, CH₂O = formula minima e struttura.

Miscele omogenee (o soluzioni)

• Composte da solvente e soluto
• Distribuzione uniforme delle particelle
• Componenti non distinguibili
• Stesse proprietà in ogni parte (densità/colore/composizione)
• Assenza di superficie fisica che separa i componenti
• Possono essere fatte da:
  • Liquido/liquido
  • Liquido/gas
  • Liquido/solido
  • Gas/gas
  • Solido/solido

Miscele eterogenee

• Composte da 2 o più fasi diverse (disperdente e dispersa)
• Le fasi sono ben distinguibili anche ad occhio nudo
• Le fasi hanno proprietà fisiche diverse
• Presenza di superficie fisica che separa le fasi
• Composizione non uguale in ogni punto
• Le composizioni possibili sono:
  • Gas/liquido
  • Liquido/liquido
  • Liquido/gas
  • Solido/gas

Atomo

• Nucleo - 99% della massa
• Elettroni - Massa trascurabile + carica negativa (-1.6 * 10^-19 Coulomb)
• Neutroni - Massa 1.673*10^-27 kg + carica nulla
• Protoni - Massa 1.673*10^-27 kg + carica positiva (+1.69 * 10^-19 Coulomb)

L'atomo è elettricamente neutro, la struttura è la stessa per tutti gli elementi chimici.

Simboli atomici

• Z - Numero atomico:
  • Numero di protoni (= numero elettroni)
  • Identifica in modo univoco l'elemento al quale appartiene
  • Identifica le caratteristiche chimiche dell'elemento
• A - Numero di massa:
  • Numero di protoni + numero neutroni nel nucleo
  • Identifica caratteristiche fisiche dell'elemento legate alla massa dell'atomo
  • Può essere diverso per atomi dello stesso elemento

Se A = Z si tratta di isotopi:

• Comportamento fisico diverso (per diverso numero neutroni)
• Comportamento chimico uguale (per uguale numero elettroni)

Massa vs peso

• Massa: Costante in ogni punto dell'universo, resistenza ad una forza che tende a variare, è l'inerzia al movimento, una delle 7 grandezze fondamentali del S.I. (kg).
• Peso: Variabile in ogni punto dell'universo, forza esercitata su massa di un corpo in un campo gravitazionale, misurata in N (= kg*m/s²).

Massa atomica e mole

Massa atomica = massa protoni + massa neutroni. Ordine di grandezza di 10^-27 kg (es. carbonio 12 = 1.99 * 10^-26 kg). Unità di misura - uma (u) o Dalton (Da): corrisponde alla 12^ma parte della massa atomica del carbonio 12 (A=12) ed è considerata per convenzione come unità di riferimento. 1 uma / 1 Da = 1.66 * 10^-27 kg.

Massa atomica relativa - Rapporto tra massa atomica assoluta e massa atomica di riferimento (= 1 uma = 1/12 massa del carbonio 12). La massa atomica relativa di H è 1.008 volte l'unità di massa atomica.

Massa molecolare relativa = massa delle varie molecole calcolata dalla formula molecolare, sommando le masse degli atomi che la compongono.

Mole = quantità di materia che contiene un numero di particelle elementari (elettroni, atomi, molecole) uguale al numero di atomi contenuti in 0,012 kg (= 12 gr) del nuclide 12 del carbonio 12. 1 mole = 6.02 * 10²³ particelle (numero di Avogadro Na).

Massa molecolare = rappresenta la massa di una mole di particelle ed è numericamente uguale alla massa atomica/molecolare relativa (in u o Da) della particella a cui si riferisce ma espressa in grammi. Es: 1 molecola H₂O = 18 uma; 1 mole H₂O = 18 g/mol. 1 atomo Fe = 55.85; 1 mole Fe = 55.85 g/mol.

Modelli atomici

Modello di J. Dalton

J. Dalton (1803-1809) = Teoria formata da "corpuscoli indivisibili e indistruttibili", gli atomi:

• Di uno stesso elemento sono identici, non convertibili in atomi di un altro elemento
• Si combinano tra loro secondo numeri interi e semplici per formare composti (legge di Dalton o delle relazioni multiple)

Modello atomico di J.J. Thomson (1898)

Studia la conduzione elettrica nei gas -> scoperta di elettroni e protoni -> modello atomico "plum pudding" -> atomo divisibile in particelle sub-atomiche.

Modello atomico di E. Rutherford (1911)

Lastra d'oro bombardata con particelle alfa, particelle positive formate da 2 neutroni e 2 protoni. 1/8000 delle particelle venivano deviate con un angolo di 90° sullo schermo fluorescente e alcune particelle erano deviate con angoli diversi. Ipotizza che l'atomo era costituito per la maggior parte da vuoto e in mezzo a questo ci fossero corpuscoli positivi cioè i nuclei positivi.

Modello atomico di N. Bohr (1913)

Prima applicazione della teoria della quantizzazione dell'energia (K. Planck) -> energia varia secondo quantità discrete -> atomi/molecole esistono solo a certi stati energetici definiti (quanti). L'elettrone si muove solo in orbite circolari ben definite (livelli di energia) a definite distanze dal nucleo (l'energia dell'elettrone è in funzione della sua distanza dal nucleo).

Modello atomico di Bohr in sintesi (in riferimento ad H)

• 1 protone al centro
• Elettrone si muove solo su orbite circolari/ellittiche
• Energie delle orbite è quantizzata
• Stato fondamentale -> condizione minima di energia dell'elettrone/atomo
• Stato eccitato -> elettrone promosso a livello energetico superiore
• Atomo può assorbire energia uguale alla tra due orbite percorribili

Principio di indeterminazione di Heisenberg

Impossibile conoscere con precisione, contemporaneamente, 2 variabili coniugate di un oggetto (es. posizione e quantità di moto di un elettrone).

Preambolo del modello atomico attuale: A. Einstein, Premio Nobel per la fisica (1921)

Studiano l'effetto fotoelettrico, ipotizzò che la luce incidente con frequenza v fosse costituita da un flusso di corpuscoli, i fotoni, che posseggono energia pari a E = hv. La luce ha quindi natura dualistica:

1. Modello corpuscolare = luce vista come fotoni -> spiega fenomeni legati alla trasmissione di energia (radiazione elettromagnetica = forma di energia).
2. Modello ondulatorio = luce come onda elettromagnetica -> spiega i fenomeni legati alla luce in quanto trasmissibili nello spazio (riflessione/rifrazione).

Modello atomico attuale

1. Legge di de Broglie (1924)
   • In analogia con la natura dualistica della luce, la materia ha natura dualistica -> elettrone ha natura dualistica:
   • Elettrone che si muove intorno al nucleo (propagazione nello spazio) -> considerato come un'onda con una determinata (modello ondulatorio).
   • Elettrone -> descritto come un'onda caratterizzata da una funzione d'onda (equazione di Schroedinger).
2. Modello meccanico quantistico: E. Schroedinger (1926)
   • Formula l'equazione d'onda -> equazione differenziale che descrive il comportamento ondulatorio della particella corpuscolare-elettrone.
   • Risoluzione dell'equazione d'onda -> funzioni d'onda (ψ).
   • ψ -> definiscono la porzione di spazio attorno al nucleo dell'atomo nello stato fondamentale dove è massima la probabilità di trovare l'elettrone (orbitali).

Funzioni d'onda (ψ)

• Sono funzioni delle coordinate spaziali (x,y,z).
• Indicano la densità di probabilità (ψ²) di trovare un elettrone in un certo spazio definito da x,y,z.
• Il loro significato fisico dipende da tre numeri interi chiamati quantici (n, l, m) che definiscono un orbitale:
  • n = dimensione
  • l = forma
  • m = orientamento nello spazio
• Per avere una soluzione accettabile fisicamente dall'equazione di Schroedinger, i parametri ψ² dovranno assumere solo valori che permettano all'integrale di ψ² di essere = 1.

Numero quantico principale (n)

• Fornisce indicazioni sulla dimensione dell'orbitale/livello energetico.
• Indica il guscio o il livello energetico principale in cui si trova l'elettrone.
• Assume valori interi positivi da 1 a 7.
• Maggiore è il valore, maggiore è la dimensione dell'orbitale, la distanza dal nucleo e l'energia dell'elettrone.

Numero quantico secondario (l)

• Fornisce indicazioni sulla forma dell'orbitale dei sottolivelli energetici di ciascun guscio.
• Assume tutti i valori interi tra 0 e n-1.
• L'ordine di riempimento degli orbitali con elettroni va s->f, con energia crescente.

Numero quantico magnetico (m)

• Fornisce indicazioni sull'orientamento nello spazio.
• Per ogni tipo di orbitale (valore di l) indica quanti sono nello stesso sottolivello energetico (orbitali degeneri = uguale energia).
• Assume tutti i valori interi tra -l…0…+l.

Nomi e simboli dei numeri quantici

Sottolivelli energetici

Ogni livello energetico (= guscio = strato) è caratterizzato da un certo numero di sottolivelli energetici definiti s, p, d, f, …:

Numero quantico di spin (s)

• Differenzia i due elettroni di ogni orbitale definiti da n, l, m.
• Regola il riempimento degli orbitali.
• Legato al senso di rotazione dell'elettrone sul proprio asse.
• Assume solo il valore di -1/2 e +1/2.

Modello di Bohr vs modello attuale

Configurazione elettronica

Come si dispongono gli elettroni negli orbitali attorno al nucleo?

1. Principio dell'Aufbau (riempimento/costruzione)
   • Aufbau = dal tedesco “costruzione” -> costruzione ideale dell'atomo disponendo un numero di elettroni intorno al nucleo pari a Z.
   • Elettroni si dispongono a partire dall’orbitale a minor energia (= atomo più vicino al nucleo), cioè da 1s 2s 2p … a 7p.
   • Gli orbitali dello stesso sottolivello hanno stessa energia e si dicono degeneri (tutti gli s hanno la stessa energia, tutti i p, tutti i d, …).
   • 4s ha energia minore di 3d quindi tenderà a riempirsi prima.
2. Principio di Pauli (esclusione)
   • Un orbitale può contenere al massimo 2 elettroni con numeri quantici uguali ma diverso spin.
   • 2 elettroni devono avere spin antiparalleli (+1/2; -1/2).
3. Regola di Hund (massima molteplicità)
   • Orbitali degeneri -> prima viene posto un elettrone a spin parallelo in ogni orbitale e poi il secondo a spin opposto negli stessi orbitali.
   • In ogni n (livello energetico), nel sottolivello s -> p -> d -> f … dall'energia minore all'energia maggiore.
   • In ogni sottolivello ci possono essere al massimo 2 elettroni in ogni orbitale tenendo presente il principio di Pauli (spin antiparallelo).
   • In ogni sottolivello deve rispettarsi il principio della massima molteplicità.

Tavola periodica

• Elementi organizzati in periodi orizzontali in base a Z progressivo crescente -> numero elettroni crescente.
• Elementi organizzati in gruppi verticali con la stessa configurazione elettronica.
• 1985 -> inserita la numerazione dei gruppi verticali da 1 a 18.

Periodi e gruppi

Periodi

• Elettroni in ordine crescente di Z
• Elettroni disposti in base all’ordine di riempimento degli orbitali di quel livello
• Numero periodo = n dello strato più esterno
• Elettroni esterni sono sullo stesso livello energetico
• Periodi terminano con elementi a configurazione esterna completa (= stabili gas nobili)

Gruppi

• A = elementi tipici
• B = elementi di transizione
• Numero gruppo (IA - VIIIA) = numero di elettroni dello strato più esterno
• Elementi dello stesso gruppo = configurazione elettronica esterna uguale quindi comportamento chimico simile = raggruppabili in un'unica famiglia

Metalli, semimetalli e non metalli

• Metalli - I metalli sono elementi che tendono a perdere gli elettroni, trasformandosi in ioni positivi, per raggiungere la configurazione elettronica superficiale stabile del gas nobile più vicino per numero atomico. Gli elementi del gruppo I A sono detti metalli alcalini mentre quelli del gruppo II A sono detti metalli alcalino-terrosi.
• Semimetalli - I non metalli sono elementi che tendono ad acquistare gli elettroni, trasformandosi in ioni negativi, per raggiungere la configurazione stabile del gas nobile più vicino per numero atomico. Sono elementi chimici con caratteristiche intermedie tra i metalli e i non metalli.
• Gas nobili - Gas nobili, detti anche gas rari o gas inerti, sono caratterizzati da una struttura elettronica chiusa, duetto per l’elio, ottetto per gli altri. Configurazioni particolarmente stabili che spiegano la loro nulla o scarsa reattività.

Proprietà periodiche

1. Raggio atomico
   • Raggio atomico (pm = 10^-12 m; Å = 10^-10 m) -> distanza tra il nucleo e il volume dove si muovono gli elettroni.
   • Considerato come la metà della distanza tra i due nuclei.
   • Cationi = ioni che derivano dai metalli, raggio cationi < raggio atomico dell’elemento neutro.
   • Cresce lungo periodo + scendendo nel gruppo.
2. Potenziale di prima ionizzazione
   • È un’energia e si misura in kJ/mol.
   • Sempre positiva, deve essere fornita per allontanare un elettrone dello stato più esterno dell’elemento.
   • Più mi sposto verso destra (verso i non metalli) e più devo fornire energia per separare gli elettroni.
   • Decresce da su verso giù perché gli ioni sono sempre più lontani.
3. Affinità elettronica
   • È un’energia e si misura in kJ/mol.
   • È un’energia sempre negativa che si libera da un elemento quando questo acquisisce un elettrone.
   • Più è negativo il valore più è l’energia liberata e più è l’affinità elettronica.
   • Aumenta lungo i periodi perché ci si avvicina sempre più verso i non metalli che naturalmente acquisiscono elettroni.
4. Elettronegatività
   • Unità arbitraria rispetto a 4.0; valore massimo assegnato al F da Pauling.
   • È la tendenza che un atomo ha di attrarre elettroni quando interagisce con un altro atomo. Capacità di attrarre la nuvola elettronica per legarsi all’altro atomo nella stessa molecola.
   • Non è proprietà intrinseca come affinità elettronica ed energia di ionizzazione (dipendono dalla configurazione elettronica). Ha significato quando 2 atomi si combinano a formare un legame.

Legami atomici

• G. N. Lewis -> “gli atomi di tutti gli elementi (con l’eccezione dei gas nobili) tendono, acquistando, perdendo o mettendo in compartecipazione elettroni, ad avere una configurazione elettronica esterna completa analoga a quella dei gas nobili e conseguentemente a ciò si ha la formazione dei legami chimici”.
• Tutti formano legami, possono farlo per:
  • Delocalizzazione
  • Cedimento
  • Acquisto