Chimica analitica, chimica organica e biochimica

A X

Z numero atomico, ovvero il numero di protoni, e

questo riesce a caratterizzare l’elemento chimico

A rappresenta il numero di massa, ovvero la

somma di neutroni e protoni, ma non caratterizza

Ogni elemento presenta almeno un isotopo, ovvero atomi con lo stesso numero atomico ma con

differenza di numero di neutroni. L’idrogeno presenta tre isotopi:

 Il Prozio (H), un protone e 0 neutroni. È il più presente in natura (99,889%)

 Il Deuterio (D), un protone e un neutrone. È presente in minima quantità (0,001%) e con l’ossigeno

forma l’acqua pesante (D2O).

 Il Trizio (T), un protone e due neutroni, presente solo in tracce.

Per conoscere il peso si deve conoscere il nucleo delle particelle e il peso di esse. Le particelle hanno

però una passa troppo piccola per essere pesata con uno strumento, quindi attraverso la misura di una

carica elettrica, siamo riusciti a conoscere il peso di un protone che è uguale al peso di un elettrone, che è

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circa 1,67 x 10 g. La massa atomica relativa si basa invece sulla dodicesima parte dell’isotopo del

carbonio, il carbonio12, perché è quello più presente in natura e non ha un’unità di misura: 1 UMA =

1 Carbonio 12. la mole è l’unità di misura della quantità di sostanza e si nota che una mole di

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qualsiasi sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle, cioè 6,02 x 10 molecole, numero di

Avogrado. Una mole rappresenta il peso molecolare espresso in grammi.

EQUAZIONI IMPORTANTI:

Peso( g) n ° molecole=n ° moli x N n ° atomi=n ° molecole x indice elemento

n ° moli= ; ;

A

PM

NUMERI QUANTICI

Attorno al nucleo ruotano gli elettroni, che hanno massa trascurabile. Un atomo può essere evidenziato

dai quattro numeri quantici, tre che riguardano l’orbitale atomico, e uno che riguarda la distanza dal

nucleo.

 n è il numero quantico principale e indica l’energia del livello. È rappresentato da numeri interi che

vanno da 1 a infinito. (n=1; n=2…).

 l è il numero quantico secondario, e caratterizza la forma della regione dell’orbitale. È

rappresentato da numeri interi che vanno 0 a n-1 (0 < l < n-1)

 m è il numero magnetico e indica quanti sono gli orbitali (-l<m<l)

 m è il numero magnetico di spin e stabilisce la rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse, che

s

può essere orario o antiorario. Esso è indipendente dagli altri e può assumere valore +1/2 o -1/2

Attualmente, il numero massimo che può raggiungere n è 4. Non si può però determinare in modo preciso

la posizione esatta dell’elettrone e il concetto di orbitale viene introdotto come funzione matematica che

stabilisce la maggior possibilità in cui si trovi l’elettrone, per il principio di indeterminazione di Heisemberg.

In ogni orbitale possono stazionare al massimo due elettrone, poiché per il principio di esclusione di Pauli,

due elettroni non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali. Per la regola di Hund gli elettroni

tendono ad occupare il maggior spazio possibile nell’orbitale. L’orbitale s è l’orbitale sferico, che

corrisponde al numero quantico principale n=0. L’orbitale p ha forma a otto e corrisponde a n=1. L’orbitale

d ha forma lobata a quadrifoglio e n=2. L’orbitale f ha forma ancora ignota, si pensa che sia lobata, e

corrisponde a n=3. La tavola periodica presenta una particolarità. Per i primi due periodi, il numero di

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elettroni in un livello energetico si calcola con la formula: 2n , quindi il periodo equivale al livello

energetico. Ma il terzo livello energetico è diverso dal terzo periodo, e il numero di elettroni si calcola con

la formula n+l. a parità di somma, viene preso in considerazione prima il valore che ha n inferiore, mentre

si riempie l’orbitale con la somma inferiore per prima, anche se di livello energetico superiore. Gli elettroni

più esterni sono detti elettroni di valenza e sono gli elettroni che vengono sottratti perché possono formare

più legami, visto che sono più lontani dalla carica positiva. Essi sono i responsabili della formazione del

legame chimico. La messa in condivisione crea un orbitale molecolare, con forma e direzione diverse da

quelle iniziali e propria. Nel secondo, terzo e quarto gruppo si crea una caratteristica. Tra l’orbitale s e

l’orbitale p si crea un legame, e con l’eccitazione si crea il fenomeno dell’ibridazione, ovvero gli elettroni

dell’orbitale s si spostano nell’orbitale p. Gli elementi del secondo gruppo hanno ibridazione sp, poiché

l’elettrone presente nell’orbitale s salta nell’orbitale p. Analogamente, gli elementi del terzo gruppo hanno

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ibridazione sp e gli elementi del quarto gruppo sp . I legami chimici sono molto importanti poiché cercano

la configurazione elettronica stabile del gas nobile. Ci sono tre famiglie di legami:

 Intramolecolare, ovvero nella molecola, che è un legame che si crea per formare composti. Questo

genere di legame è forte, e difficilmente si spezza. Ci rientrano:

Ionico. Viene presa in considerazione l’elettronegatività. Esso è n legame di tipo

o elettrostatico, cioè si formano ioni di segno opposto. Questo tipo di legame si forma quando

c’è una forte differenza di elettronegatività (ΔE>1,9). Si forma tra elementi che sono agli

estremi della tavola periodica. Gli ioni sono attratti e formano un reticolo cristallino, in una

struttura ben ordinata. L’idrogeno è l’unico elemento che forma legami ionici solo con gli

elementi del I e del II gruppo. Per rappresentare la configurazione elettronica, si usa la

simbologia di Lewis.

Covalente. Esso è la condivisione di uno o più elettroni, quando la differenza di

o elettronegatività non è così elevata. Si formano quindi molecole biatomiche e anch’esso

può essere di tre tipi:

 Puro. Quando la differenza di elettronegatività è nulla, poiché esso si instaura tra

atomi uguali. Gli elettroni condivisi sono alla stessa distanza dai due atomi.

 Polare. Quando la differenza di elettronegatività è poco elevata ma non nulla

(ΔE<1,9). L’elettrone è più spostato verso l’elemento più elettronegativo che

assume una polarità negativa, mentre l’elemento meno elettronegativo assume una

polarità positiva. La molecola però è polare solo se la risultante degli atomi è

diversa da zero, mentre è apolare se è uguale a zero. La molecola dell’acqua è

polare perché gli elettroni non condivisi dell’ossigeno creano una forza di

repulsione.

 Dativo.

Metallico. Molti elementi sono metalli e con il movimento degli elettroni di legami si creano

o le proprietà tipiche dei metalli.

 Intermolecolari, ovvero tra le molecole. Questo genere di legame, al contrario, è debole e quindi

facilmente spezzabile. Ci rientrano.

A idrogeno. Il legame a idrogeno ha la particolarità di alzare la temperatura di ebollizione.

o Anche nell’acqua ci sono numerosi legami a idrogeno, tra le molecole di acqua unite tra

loro con questo tipo di legame. È un legame che si instaura solamente tra idrogeno (H) e

molecole di Fluoro (F), Ossigeno (O) e Azoto (N), cioè elementi con un peso atomico basso

e alto valore di elettronegatività. Il legame che si crea è di tipo elettrostatico, tra un atomo

accettore e un atomo donatore.

Dipolo-dipolo.

o Forze di Van Der Wals. Si formano a distanze brevi tra molecole polari ma non ioni.

o

La valenza rappresenta il numero di elettroni che possono essere ceduti o accettati, o comunque messi in

compartecipazione nel composto. Rappresenta inoltre il numero di legami che possono formare. La

posizione di un elemento sul gruppo determina la valenza. Idrogeno ha valenza 1, Ossigeno ha valenza

due, Il Fluoro ha valenza 1, gli elementi del primo, secondo e terzo gruppo ha valenza pari al gruppo di

appartenenza. Dal quarto gruppo in poi, la valenza è multipla, ed è pari la gruppo di appartenenza il

maggiore, e di due in meno.

NOMENCLATURA TRADIZIONALE.

Intanto, occorre dividere i composti in due grandi gruppi: metalli e non metalli. Essi si possono unire con

ossigeno o idrogeno formando composti binari. Quando presentano due valenze, si aggiunge il suffisso –

ico, quando la valenza è maggiore, o il suffisso –oso, quando la valenza è minore. Nel quarto gruppo,

Fluoro, Bromo, Cloro e Iodio, presentano quattro valenze. Per la loro nomenclatura, alle caratteristiche

precedentemente dette, si aggiunge anche il prefisso ipo- per la valenza minore in assoluto, e il prefisso

per- quando la valenza è la più grande in assoluto.

O + METALLO. Sono ossidi che hanno caratteristiche basiche, e si chiamano Ossidi. Prendono il nome di

“Ossido di [Nome del Metallo]”. In acqua, tendono a formare un idrossido, cioè una base. (MeOH). Si

possono aggiungere suffissi in caso di presenza con più valenze. Quando viene messo in acqua,

mantiene il nome dell’ossido e l’idrossido OH, considerato insieme, ha valenza 1.

O + NON METALLO. Sono ossidi che hanno caratteristiche acide e si possono chiamare Anidridi. In

acqua, tendono a formare un acido ossigenato, cioè un acido (HNmO). Anch’esse hanno la stessa

nomenclatura degli ossidi, mantenendo il nome dell’anidride, ma presentano numerose eccezioni. CO, per

esempio, non è l’anidride carboniosa, ma si chiama semplicemente Ossido di Carbonio. Esso è pericoloso

e insolubile in acqua. Esso si lega all’emoglobina molto facilmente e manda l’organismo incontro a

soffocamento. Stessa cosa per N O, che è insolubile in acqua e prende il nome di Protossido di Azoto. Lo

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zolfo (S) con valenza due non si lega mai con l’ossigeno, ma si combina solo con l’idrogeno.

H + METALLO. Sono composti binari che si possono chiamare Idruri (MeH).

H + NON METALLO. Sono composti binari che formano acidi non ossigenati e si possono chiamare

Idracidi (HNm). L’ossigeno si combina con Fluoro, Cloro, Bromo, Iodio e Zolfo. Nella nomenclatura,

prendono il nome di Acido [Nome del Non Metallo]Idrico.

Occorre sempre saturare la valenza, ovvero renderla uguale per entrambi gli elementi. Alcuni elementi

formano acidi con diverse quantità di acqua, ottenendo acidi diversi, tra questi c’è il fosforo. Quando si

combinano con una molecola d’acqua, si aggiunge il prefisso Meta-, quando si aggiungono due molecole

d’acqua, il prefisso Piro- mentre se si aggiungono tre molecole d’acqua, si aggiunge il suffisso Orto-, che

però pu&