Appunti completi di chimica generale

CHIMICA E PROPEDEUTICA

BIOCHIMICA

A.A. 2020/2021

PROGRAMMA:

Chimica Generale

➢ Definizione di materia. Struttura dell’atomo e modelli atomici. Numero atomico e numero di

massa. Definizione di isotopo. Numeri quantici e configurazione elettronica degli elementi.

La tavola periodica. Proprietà periodiche. Elettronegatività. Legami intra- ed inter-molecolari.

Composti inorganici: ossidi, anidridi, idrossidi, acidi ossigenati, idruri. Sali neutri e sali acidi.

Le soluzioni. Pressione osmotica. Cinetica delle reazioni chimiche, velocità di reazione,

energia di attivazione, catalizzatori. Equilibri chimici. Dissociazione elettrolitica dell’acqua.

Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi. pH e pK. Soluzioni tampone, equazione di

Henderson-Hasselbach, tampone fosfato e bicarbonato.

Chimica Organica

➢ La chimica del carbonio. Idrocarburi alifatici: alcani, alcheni e alchini. Cenni su idrocarburi

aromatici. Alcoli, eteri, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici, esteri.

Biochimica

➢ Lipidi, carboidrati ed amminoacidi. Proteine: organizzazione strutturale e funzioni. Collagene.

Emoglobina e trasporto dell’ossigeno. Gli enzimi. Le vitamine. Le membrane biologiche.

Bioenergetica. Metabolismo dei carboidrati, dei lipidi e degli amminoacidi. Ciclo di Krebs e

fosforilazione ossidativa.

APPUNTI A CURA DI MARIONCINI GAIA

CHIMICA GENERALE

➢ L’atomo è l’unità fondamentale di un elemento, è la sua unità più piccola che ne conserva le

proprietà chimiche.

È composto da 3 particelle primarie:

1. elettrone, che ha carica negativa

2. protone, che ha carica positiva

3. neutrone, che ha carica neutra

In ogni atomo, individuiamo, quindi 2 regioni:

● orbitali, dove sono disposti gli elettroni

● nucleo, nel quale sono contenuti i protoni e i neutroni

N° DI MASSA (A)= n° protoni+n°neutroni

N° ATOMICO (z)= n° di protoni

Sapendo che, in un atomo neutro, n° protoni=n° elettroni,

possiamo ricavare il n° di neutroni:

N° NEUTRONI= N° DI MASSA (A) - N° ATOMICO (Z)

Si definiscono ISOTOPI gli atomi dello stesso elemento che hanno uguale n° di protoni, ma

diverso n° di neutroni.

L’esempio più noto, è quello degli isotopi del’H: + −

​

p e

a. IDROGENO n° massa= 1 n° atomico=1 =1​ =1 n=0

+ −

​

p e

b. DEUTERIO n° massa=2 n° atomico=1 =1​ =1 n=1

+ −

​

p e

c. TRIZIO n° massa=3 n° atomico=1 =1​ =1 n=2

FORMAZIONE DI IONI

Quando si creano legami ionici, gli atomi mantengono invariato n° di p+ e di n, e

− .

e

CEDONO/ACQUISTANO

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−

e

Quando l’atomo CEDE , assume una carica positiva, diventando un CATIONE

−

e

Quando l’atomo ACQUISTA , assume una carica negativa, diventando un ANIONE

STRUTTURA DELL’ATOMO

La teoria moderna di SchrӦdinger si basa su:

−

e

A. modello atomico di Bohr: gli si trovano attorno al nucleo, solo in determinate orbite

circolari, ognuna caratterizzata da un ben determinato contenuto energetico.

Ma prese in considerazione anche: −

e

B. teoria dualistica di De Broglie: l’ ha un comportamento dualistico, e quindi una

doppia natura di particella e onda elettromagnetica.

C. principio di indeterminazione di Heisenberg: è impossibile determinare

contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella con una precisione

grande a piacere.

Da ciò, SchrӦdinger formulò il MODELLO ATOMICO MODERNO: il movimento dell'elettrone

​

attorno al nucleo può essere descritto solo mediante una funzione matematica*​ , che

permette di stabilire la probabilità di trovare l'elettrone in una data regione dello spazio

(​ orbitale atomico**​ ). −

e

** regione dello spazio in cui si ha il 95% di probabilità di trovare un

​

*si tratta delle funzioni d’onda orbitale​ , che permettono di descrivere, appunto, gli orbitali;

queste funzioni contengono coefficienti numerici (NUMERI QUANTICI) in grado di definire

forma, dimensione, ed energia dell’orbitale.

NUMERI QUANTICI

● n: N° QUANTICO PRINCIPALE. Specifica il livello energetico in cui è presente

l’orbitale; negli orbitali noti, e quindi presenti nella tavola periodica, può assumere

valori compresi fra 1 e 7, poiché non sono ancora stati scoperti/creati atomi

contenenti un numero di elettroni sufficiente a riempire livelli energetici superiori a 7.

1<n<7

● l : N° QUANTICO SECONDARIO. Definisce la forma dell’orbitale e i diversi sottolivelli

energetici presenti in ciascun guscio.

0 l n-1

≤ ≤

n=1, l=0 (orbitale s, forma sferica)

n=2, l=0 (orbitale s) l=1 (orbitali p) 2 sottolivelli

n=3, l=0 (orbitale s) l=1 (orbitali p) l=2 (orbitali d) 3 sottolivelli

n=4, l=0 (orbitale s) l=1 (orbitali p) l=2 (orbitali d) l=3 (orbitali f)

● m : N° QUANTICO MAGNETICO. Descrive l’orientazione assunta dall’orbitale,

L

rispetto alla direzione di un campo magnetico. Il suo valore è deducibile dal 2° n°

​ ​

+l .

≤ ≤

quantico: - l m Può assumere tutti i valori interi compresi fra

L

- l e + l.

l=0 (orb. s) m =0 quindi 1 solo tipo di orbitale

L ​

l=1 (orb. p) m = -1; 0; +1 3 orbitali**

L

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​

l=2 (orb. d) m = -2;- 1; 0; +1; +2 5 orbitali**

L ​

l=3 (orb. f) m = -3; -2;- 1; 0; +1; +2; +3 7 orbitali**

L ​

** sono detti orbitali DEGENERI​ , poiché si trovano sullo stesso sottolivello

energetico, e hanno quindi la STESSA ENERGIA

● m : N° QUANTICO DI SPIN, è associato al moto di rotazione di un elettrone intorno

S

al proprio asse, che rispetto alla direzione di un corpo magnetico, può assumere 2

angolazioni:

1. PARALLELA: m = +½ ↑ spin rivolta verso l’alto

S

2. ANTIPARALLELA: m = -½ ↓ spin rivolta verso il basso

S

Secondo il Principio di esclusione di Pauli, non possono esserci in uno stesso atomo, 2

elettroni con tutti e 4 i numeri quantici uguali (in caso contrario, sono lo stesso elettrone).

Due elettroni possono avere 3 numeri quantici uguali, ma devono differire sempre nel

quarto, ovvero m . In ogni orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni: uno con m

S

= +½, e l’altro con m = -½.

S S

quindi: n=0 l=0 (sottolivello 1s) m =0 2 elettroni nel sottolivello s

❖ L

n=2 l=0 (sottolivello 2s) contiene 2 elettroni; l=1 m = -1; 0; +1 (sottolivello p)

❖ L

contiene 6 elettroni (2 per ogni orbitale). Il secondo livello energetico conterrà al

massimo 8 elettroni.

n=3 l=0 (sottolivello 3s) contiene 2 elettroni; l=1 m = -1; 0; +1 (sottolivello 3p)

❖ L

contiene 6 elettroni (2 per ogni orbitale); l=2 m = -2; -1; 0; +1; +2 (sottolivello 3d)

L

contiene 10 elettroni (2 per ogni orbitale); il terzo livello energetico conterrà al

massimo 8 elettroni.

n=4 (sottolivello 4s) contiene 2 elettroni; l=1 m = -1; 0; +1 (sottolivello 4p) contiene

❖ L

6 elettroni (2 per ogni orbitale); l=2 m = -2; -1; 0; +1; +2 (sottolivello 4d) contiene 10

L

elettroni (2 per ogni orbitale); l=3 m = -3; -2; -1; 0; +1; +2; +3 (sottolivello 4f)

L

contiene 14 elettroni (2 per ogni orbitale). Il quarto livello energetico conterrà al

massimo 32 elettroni.

​

La configurazione elettronica è la disposizione degli elettroni negli orbitali, in ordine di

energia crescente.

Per scriverla, si devono seguire 3 regole:

1. Principio di Aufbau: gli elettroni di ogni atomo si configurano negli orbitali secondo un

ordine di energia crescente; partendo, quindi, dal livello energetico più basso 1s.

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2. Principio di esclusione di Pauli: nello stesso orbitale possono disporsi al massimo 2

elettroni, mantenendo gli spin paralleli. Esempio:

1s 2s 2p

3. Regola di Madelung: quando si scrive una configurazione elettronica, vi è una

sovrapposizione di sottolivelli; ne consegue la possibilità che un orbitale di un

sottolivello energetico maggiore, si riempia prima rispetto ad uno di un sottolivello

inferiore. Ad esempio 4s si riempie prima del 3d.

Per scrivere una corretta configurazione, rispettando questa regola, si deve seguire

le schema sotto riportato.

TAVOLA PERIODICA. Fu inventata da Dimitri Mendeleev nel 1869, ordinando gli elementi in

base al loro n° atomico. ​ ​

È costituita da 7 righe, chiamate periodi​ ; e da 18 colonne, chiamate gruppi.

Tutti gli elementi appartenenti ad uno stesso gruppo hanno le stesse proprietà

chimico-fisiche.

Gli elementi appartenenti ai gruppi dal 1A al 2A e dal 3A all’8A sono chiamati elementi del

gruppo principale, o rappresentativi.

In particolare:

● elementi del gruppo I, escluso H, sono metalli ALCALINI

● elementi del gruppo II sono metalli ALCALINO-TERROSI

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● elementi del gruppo VII sono ALOGENI

● elementi del gruppo VIII sono GAS NOBILI

Gli elementi dei gruppi dal 3B al 12B sono detti METALLI DI TRANSIZIONE.

Gli elementi dal Cesio al Lutezio, sono detti LANTANIDI, e hanno le stesse proprietà

chimico-fisiche del LANTANIO (z=57).

Gli elementi dal Torio al Laurenzio sono detti ATTINIDI, e hanno le stesse proprietà

chimico-fisiche dell’Attanio.

I METALLI si trovano nella parte destra e centrale della tavola periodica. Cedono elettroni,

formando ioni POSITIVI, per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile più

vicino nella tavola periodica.

I NON METALLI, acquistano elettroni, per formare ioni NEGATIVI, e raggiungere la

configurazione elettronica del gas nobile più vicino nella tavola periodica.

I SEMIMETALLI sono: Silicio, Germanio, Arsenico, Antimonio, Tellurio, Astato. Hanno

alcune caratteristiche simili a quelle dei metalli, e altre simili a quelle dei non metalli.

Dalla posizione di un elemento nella tavola periodica, si può risalire alla sua configurazione

elettronica:

● gli elementi dei gruppi I e II sono del blocco s

● gli elementi di transizione, sono del blocco d

● gli elementi dal gruppo 3A all’8A sono del blocco p

● i lantanidi e gli attinidi, sono del blocco f

Si nota quindi che i 7 periodi che osserviamo nella tavola periodica, corrispondono ai 7 livelli

energetici, di cui abbiamo parlato in precedenza.

I gas nobili hanno una configurazione elettronica per cui tendono ad avere l’ultimo livello

energetico COMPLETO.

− 2

​

e

He (elio), avendo 2 h

a configurazione elettronica .

1s

2 6

ns np

Gli altri gas nobili hanno configurazione elettronica .

REGOLA DELL’OTTETTO: gli elementi, alla formazione dei legami chimici, tendono a

−

e

perdere/acquistare/condividere il minor numero di , che sono necessari per raggiungere la

configurazione del tipo gas nobile, raggiungendo ottetto STABILE.

PROPRIETÀ PERIODICHE. Sono delle grandezze tipiche di ogni atomo, e variano in modo

regolare lungo i periodi e i gruppi della tavola periodica. Queste sono:

● RAGGIO ATOMICO. Da un’idea delle dimensioni di un atomo di un elemento.

AUMENTA dall’alto verso il basso nei GRUPPI

DIMINUISCE da sinistra verso destra nei PERIODI

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Perchè, considerando i periodi, il numero di elettroni nel livello energetico più esterno, ad

esempio dal Litio (1 elettrone) al Neon (8 elettroni) aumenta, e di conseguenza anche il

numero di protoni nel nucleo aumenta (perchè in atomo neutro n. protoni=n. elettroni);

aumentando il numero di cariche positive nel nucleo, aumenta attrazione di queste cariche

nei confronti degli elettroni. la conseguenza sarà una contrazione (maggiore attrazione fra

elettroni e protoni nel nucleo) delle dimensioni dell’atomo.

Considerando i gruppi, partendo da H al cesio, le dimensioni aumentano perchè H ha un

solo livello energetico, scendendo, nel cesio ci sono 6 livelli energetici. elettroni che si

trovano nei livelli energetici più esterni sono molto lontani dal nucleo, perciò ne risentono

meno l’influenza, essendo meno attratti.

● ENERGIA DI IONIZZAZIONE. la minima energia richiesta per allontanare elettrone da

atomo gassoso nel suo stato fondamentale, formando uno ione.

AUMENTA andando dal basso verso l’alto nei GRUPPI, e da sinistra verso destra nei

PERIODI.

i valori dell’en. di ionizzazione sono correlati al raggio atomico, ovvero alle dimensioni

dell’atomo.

considerando i periodi: dal Litio al Fluoro. il litio ha un solo elettrone nel suo livello energetico

più esterno, mentre il fluoro ne ha 7. è quindi più semplice strappare un elettrone piuttosto

che 7. il fluoro avendo questi elettroni nel livello più esterno, ha una contrazione delle

dimensioni dovuta al fatto che tante cariche positive che attirano quelle negative degli

elettroni e quindi come conseguenza, c’è molta più difficoltà a strappare elettroni piuttosto

che al litio.

i METALLI, che si trovano sulla sinistra della tav periodica, hanno bassi valori di energia di

ionizzazione, perdono quindi facilmente elettroni, formando ioni POSITIVI.

i NON metalli, a destra nella tav periodica hanno alti valori di en di ionizzazione. tendono ad

acquistare elettroni formando ioni NEGATIVI.

● AFFINITÀ ELETTRONICA. Energia che viene rilasciata quando un atomo neutro acquisisce

un elettrone per diventare ione negativo.

AUMENTA andando da sinistra verso destra nei PERIODI, e dal basso verso l’alto nei

GRUPPI

i non metalli hanno alta affinità elettronica, rilasciano molta energia quando si forma ione

negativo, che avrà molta meno energia rispetto ad atomo neutro. molto più stabile dal punto

di vista energetico: quando si raggiunge stato di minore energia c’è maggiore stabilità.

nei metalli hanno bassa affinità elettronica. vuol dire che viene liberata poca energia, si

formano quindi più facilmente ioni positivi piuttosto che negativi.

● ELETTRONEGATIVITÀ. è la tendenza da parte di un atomo (che fa parte di una molecola)

ad attrarre a sé gli elettroni di legame.

AUMENTA da sinistra verso destra nei PERIODI, e da basso verso l’alto nei GRUPPI.

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gli elementi più elettronegativi si trovano nella parte in alto a destra , il più elettronegativo è il

fluoro, poi ossigeno, cloro e azoto.

quelli meno elettronegativi sono in basso a sinistra.

LEGAMI CHIMICI​ . Considerando gli atomi di quasi tutti gli elementi chimici, ad eccezione

dei gas nobili, non si trovano mai liberi in natura, ma aggregati a formare molecole o

aggregati cristallini.

Gli atomi che partecipano alla formazione del legame si trovano nell’ultimo livello energetico.

La valenza è il numero di legami che un elemento può formare, ed è dato dal numero di

elettroni che un atomo può acquistare/cedere/mettere in compartecipazione alla formazione

del legame.

1. LEGAMI INTRAMOLECOLARI​ , che si creano all’interno di una molecola.

● legame covalente​ : quando si forma, gli atomi mettono in compartecipazione una, o al

massimo 3 coppie di elettroni che si trovano nell’ultimo livello energetico.

Il legame covalente può essere sotto classificato in:

legame covalente omopolare​ : si forma fra atomi identici o fra atomi in cui la differenza di

➔ elettronegatività è inferiore a 0.4. Ciò comporta che la nuvola elettronica che si forma per

sovrapposizione degli orbitali atomici coinvolti nel legame è distribuita simmetricamente

attorno ai due nuclei.

esempio.

​

la molecola di H ha un solo elettrone nell’orbitale 1s, quindi la configurazione elettronica è

1 , che è instabile, in quanto, come detto in precedenza, gli atomi tendono a raggiungere la

1s

configurazione elettronica del gas nobile più vicino nella tavola periodica; in questo caso è

He (elio).

I due atomi di H mettono in compartecipazione i due elettroni, provocando la

sovrapposizione dei due orbitali 1s e la formazione di una nuvola elettronica equamente

distribuita fra i due atomi, in quanto non vi è differenza di elettronegatività.

2

La configurazione elettronica dei due atomi di H sarà = a quella dell’He.

1s

in questo modo l’H è più stabile quando lo troviamo in molecola, piuttosto che come singolo

atomo.

La molecola di Cl ha 7 atomi nell’ultimo livello energetico, gli manca quindi 1 sola molecola

per raggiungere la configurazione elettronica del gas nobile a lui più vicino, ovvero l’Ar

(A