Chimica - Appunti Completi

Biochimica

La chimica è quella scienza che studia la natura, la composizione e la trasformazione degli elementi che costituiscono la materia. Quest'ultima comprende tutto ciò che possiede una massa e occupa un volume. La massa è definita come la resistenza opposta da un corpo all'accelerazione e si misura in Kg. È importante ricordare come la massa sia differente dal peso: la prima è una quantità di materia, mentre la seconda è una forza, che dipende dalla presenza di un campo gravitazionale.

Le varie unità di misura

• Lunghezza: Metro (m)
• Volume: Litro (L)
• Peso: Grammo (g)
• Tempo: Secondo (s)
• Energia: Joule (J) oppure Calorie (cal)

1 J = 0,239 cal
1 cal = 4,184 J

Una caloria è definita come l'energia necessaria per aumentare 1 g di acqua di 1°. Un joule è l'energia necessaria a spostare un corpo di 1 kg di 1 m.

Sistemi omogenei e eterogenei

La materia può essere composta da un solo tipo di sostanza (sostanza pura) o da più sostanze (miscela). La sostanza pura può essere costituita da un solo elemento, ma può essere anche un composto. In un sistema omogeneo le sostanze si mischiano fra loro e non è possibile riconoscerle. In un sistema eterogeneo è possibile invece riconoscere per bene le diverse sostanze che lo costituiscono.

I 3 stati della materia

• Il gas, che non ha né forma né volume propri;
• Il liquido, che non ha forma, ma possiede un volume proprio;
• Il solido, che ha sia forma che volume propri.

L'atomo

L'atomo è l'unità semplice che compone i vari elementi. Ogni atomo è costituito da protoni (+1) e da neutroni. Questi formano il nucleo (positivo) e determinano gran parte della massa complessiva dell'atomo. Attorno al nucleo orbitano i vari elettroni (-1).

• Il numero atomico (Z) è il numero complessivo dei protoni presenti in un atomo.
• Il numero di massa (A) è la somma di protoni e neutroni.

Se un atomo possiede un ugual numero atomico (e quindi appartiene allo stesso elemento), ma un diverso numero di massa, allora viene chiamato isotopo. Gli isotopi differiscono per il numero dei neutroni presenti nel nucleo.

Per esempio: Il Carbonio, che normalmente ha numero atomico 12, e quindi 6 protoni e 6 neutroni, si può trovare in natura anche sotto forma del suo isotopo, il Carbonio 14, che ha ugual numero atomico, ossia ugual numero di protoni (6), ma diverso numero di neutroni (in questo caso 8, invece di 6).

Il numero di protoni, in un atomo, è sempre uguale al numero di elettroni: la carica totale, infatti, è nulla. Se il numero di elettroni è diverso dal numero di protoni, allora l'atomo prende il nome di ione: anione se possiede più elettroni, catione se possiede più protoni.

Principio di indeterminazione di Heisenberg e il contributo di Schrodinger

Nel 1926, Heisenberg introduce il cosiddetto Principio di Indeterminazione, secondo il quale quanto maggiore è l'accuratezza nella misurazione della posizione di una particella subatomica, tanto minore è la precisione della misurazione effettuata sulla sua velocità, e viceversa. In base a tale principio vi è un limite fisico insuperabile alla precisione con la quale possiamo misurare la posizione e la velocità di un elettrone o di altre particelle. Ogni nostro tentativo di diminuire, per esempio, l'incertezza circa l'effettiva velocità di un elettrone, sarà seguito da un aumento dell'incertezza riguardo alla sua posizione.

Nel 1929, però, Schrodinger introduce la possibilità di utilizzare un calcolo statistico al fine di conoscere la posizione dell'elettrone. Esisterebbero, dunque, aree dove l'elettrone ha maggior probabilità di trovarsi. Egli scrive un'equazione che descrive le regioni di spazio in cui è possibile trovare i vari elettroni di un atomo: gli orbitali. Quest'equazione si basa su 3 numeri quantici: n, l e m.

Numeri quantici

• n: numero quantico principale, che può assumere tutti i valori compresi tra 1 e ∞. Descrive l'energia di un orbitale e, dunque, quanto l'elettrone può stare distante dal nucleo. Più l'energia dell'elettrone è grande, più può essere distante dal nucleo e più è ampia l'orbita.
• l: numero quantico azimutale, che può assumere tutti i valori da 0 a (n-1). Determina la forma dell'orbitale.
• m: numero quantico magnetico, che può assumere tutti i valori compresi fra -l e +l. Determina l'orientazione dell'orbitale, secondo un sistema di assi.

Nella tabella:

Nel primo caso (1.0.0), l = 0, quindi l'orbitale ha forma sferica. Questi orbitali vengono chiamati "s". Il numero quantico è però 1, quindi l'orbitale avrà il nome 1s. Nel secondo caso (2.0.0), l è sempre 0, ma n è 2, quindi l'orbitale avrà nome 2s, che è sempre una sfera, ma più grande.

Nel caso in cui n = 2 e l = 1, la forma dell'orbitale assomiglia all'∞ e l'orbitale prende il nome di p. Tuttavia, come di regola, il livello energetico n è 2, quindi 2p. Come possiamo vedere dalla tabella, nel caso di n = 2 e l = 1, abbiamo tre differenti orbitali, che differiscono per m, ossia per l'orientazione sugli assi.

Nell'ultimo caso, se l = 2, l'orbitale prende il nome di d. In questo caso, quindi 3d. Avrà la forma di un doppio infinito incrociato e 5 possibili orientazioni nello spazio.

Regole per la disposizione degli elettroni

• 1. Gli elettroni occupano l'orbitale con energia minore nella loro disposizione. Quindi avremo 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s…
• 2. Principio di esclusione di Pauli: Dati i 4 numeri quantici (s, p, d, f), non possono esistere nello stesso atomo elettroni con tutti numeri quantici uguali. In ogni orbitale, dunque, ci possono stare solo 2 elettroni, aventi spin invertito.
• 3. Regola di Hund: Se più elettroni si devono disporre su orbitali, prima li occupano e poi li riempiono.

Configurazione elettronica

Azoto:

• 1. Trova il numero atomico. In questo caso 7.
• 2. Determina la carica dell'atomo. Quelli neutri hanno un numero di elettroni pari al numero atomico, mentre gli atomi carichi possono averne una quantità maggiore o minore, in base alla potenza della carica; quindi, aggiungi o sottrai il numero di elettroni a seconda della carica: aggiungi un elettrone per ogni carica negativa e sottrai un elettrone per ogni carica positiva.
• 3. Ricorda gli orbitali: quelli di tipo s contengono un orbitale singolo, quelli del tipo p 3 orbitali, quelli del tipo d 5 orbitali e quelli del tipo f 7 orbitali.
• 4. Comincia a riempire i vari orbitali con gli elettroni, seguendo necessariamente il livello energetico (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s).

La configurazione elettronica dell'azoto sarà quindi 1s² 2s² 2p³.

Scandio:

Configurazione elettronica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹.

Regola dell'ottetto

Otto elettroni nella configurazione s²p⁶ prendono il nome di ottetto ed è una configurazione di grande stabilità, cioè di basso contenuto di energia; gli atomi, nella formazione dei legami, tendono quindi a realizzare, quando possibile, una tale configurazione esterna, cedendo o acquistando o mettendo in comune elettroni con altri atomi. Questa regola, sempre valida per gli atomi del 2° periodo, viene meno nei casi in cui un atomo, in un certo composto, nel formare legami impegna anche orbitali d oltre a quelli s e p; in tal caso nella configurazione elettronica esterna dell'atomo considerato, risultano presenti più di otto elettroni.

Con reattività chimica di un elemento si indica, quindi, la capacità di un elemento di acquistare o donare elettroni per raggiungere l'ottetto e, quindi, una situazione di grande stabilità e poca energia.

La tavola periodica di Dmitri Mendeleev

Nel 1869, Dmitri Mendeleev elaborò la prima tavola periodica degli elementi. Egli notò, infatti, che gli elementi erano, in qualche modo, periodici, ossia ripetevano costantemente proprietà o caratteristiche fisico-chimiche. Notò, per esempio, che elementi con pesi simili avevano anche proprietà simili. Grazie a questa periodicità con cui alcune proprietà chimiche si ripetevano e su cui Mendeleev basò la scansione degli elementi, questi riuscì a predire l'esistenza in natura di tre elementi ancora non conosciuti: il Gallio, il Germanio e lo Scandio.

Nella tavola periodica attuale, le righe prendono il nome di periodi, mentre le colonne di gruppi.

Interazione fra atomi: i legami

Per parlare delle varie interazioni fra atomi, è necessario introdurre 3 proprietà:

• 1. Energia di ionizzazione: L'allontanamento di un elettrone (sempre quello più esterno) richiede energia, chiamata energia di ionizzazione. Questa energia ha caratteristica periodica, ossia nella tavola è molto alta negli elementi in alto a destra, mentre quasi assente in quelli in basso a sinistra.
• 2. Affinità elettronica: I non metalli non hanno tendenza a cedere elettroni, ma mostrano un'elevata affinità elettronica, ossia liberano energia quando viene aggiunto loro un elettrone.
• 3. Elettronegatività: È una proprietà degli elementi che riflette la tendenza dei loro atomi ad attrarre gli elettroni a sé. Più un atomo è elettronegativo, più sarà capace di attrarre elettroni. Anche questa proprietà ha caratteristica periodica. Nella tavola gli elementi più elettronegativi sono quelli in alto a destra.

A seconda dell'elettronegatività, l'atomo andrà incontro a diverse reazioni. Se questa è molto alta, tipo nel caso del F, del Cl, del Br, gli atomi tenderanno ad acquisire un elettrone, diventando F^-, Cl^- e Br^-. Il K, invece, perde un elettrone per raggiungere l'ottetto e raggiungere quindi la configurazione elettronica dell'Ar.

In generale, i metalli tendono a cedere un numero di elettroni tale da prendere la configurazione elettronica del gas nobile che li precede. Al contrario, i non metalli tendono ad acquisire elettroni.

Legame chimico

In chimica, un sistema è tanto più stabile, quanto più bassa è l'energia. Prendiamo in considerazione un sistema di 2 atomi di H. Quando l'orbitale è pieno (2 elettroni) si utilizza il simbolo |, mentre quando è semipieno (1 elettrone) si utilizza un puntino.