Riassunto esame Chimica e propedeutica biochimica, prof. Agostini, libro consigliato Chimica biochimica e biologia applicata

O

S

O O

LA RISONANZA

Si ha la risonanza quando c'è il fenomeno della delocalizzazione elettronica cioè quando ci sono

piu modi di rappresentare una molecola con il metodo di Lewis.

LA FORMA DELLE MOLECOLE

Gillespie: teoria VSEPR che consente di ricavare le strutture molecolari dalle formule di Lewis, per

cui le coppie di elettroni esterni si dispongono il piu lontano possibile l'una dall'altra.

La polarità di una molecola dipende dalla disposizione nello spazio dei suoi legami:

2 legami: O O O 180°

O

3legami: O O O 120°

O

4legami: O 109°

O O O

GEOMETRIA DELL'ACQUA CARICA

NEGATIVA

O

H H CARICA POSITIVA

La molecola d'acqua è un dipolo.

Dipolare: molecola che presenta cariche opposte alle estremità

Polare: molecola con caratteristiche del dipolo

Apolare: molecola che non ha cariche opposte alle estremità

LE FORZE INTERMOLECOLARI

Van der waals: forze create da legami elettrostatici tra dipoli permanenti

London: create dall'attrazione tra dipoli temporanei di molecole vicine

Legame a idrogeno: è un particolare legame dipolare che si forma quando sia l'accettore che il

donatore siano molto elettronegativi

LE ATTRAZIONI TRA ATOMI E MOLECOLE E LE LORO CONSEGUENZE

I solidi possono essere cristallini o amorfi

Cristallini:

• Cristalli ionici

• Solidi reticolari

• Cristalli molecolari non polari

• Cristalli molecolari polari

• Cristalli metallici

I liquidi invece hanno un alta concentrazione di molecole come i solidi ma hanno una disposizione

disordinata e hanno alcune proprietà:

Densità

 Pressione vapore

 Tensione superficiale

 Viscosità



L'ISOMERIA

Isomeri: composti che hanno lo stesso numero di atomi dello stesso tipo

Gli isomeri sono diversi l'uno dall'altro per il modo in cui gli atomi sono legati tra loro:

Isomeria di struttura:in cui si differenziano i legami tra gli atomi

 Isomeria conformazionale: in cui i legami sono uguali ma cambia forma la molecola nello

 spazio

Isomeria configurazionale cis-trans: valuta la posizione di due atomi o gruppi rispetto ad un

 piano rigido

Isomeria ottica: in cui le due molecole non hanno differenze chimiche o fisiche



LA STEREOCHIMICA

Polarimetro: valuta la rotazione ottica, le molecole otticamente attive sono asimmetriche, gli atomi

centrali che le compongono sono detti centri asimmetrici o centri chiralici

Enantiomeri: molecole speculari ma non sovrapponibili una all'altra

LE FORMULE CHIMICHE

Ogni composto può essere espresso con una formula

I composti si dicono:

Binari: contengono due tipi di atomo

 Sali: formati da una parte metallica e una non metallica

o Ossidi: contengono ossigeno legato ad altro (oso,ico)

o Idruri: contengono idrogeno legato ad altro

o

Ternari:contengono tre tipi di atomi

 Idrossidi: originati da ossido basico + acqua

o Ossiacidi: originati da anidride + acqua

o Sali: derivati dagli acidi per sostituzione di un idrogeno con uno ione

o ( oso=ito, ico=ato, idrico=uro)

IDRURI

• Idruri ionici: formati dal 1 e dal 2 gruppo di elementi

• Idruri covalenti: formati da tutti gli altri elementi (uro)

OSSIDI

• Ossidi ionici: formati dal 1, 2 e 3 gruppo di elementi

• Ossidi covalenti:vari elementi si combinano con l'ossigeno

LA STECHIOMETRIA

3 tappe per scrivere un equazione:

• Individuare le formule dei reagenti e dei prodotti

• Scrivere correttamente le formule dei reagenti e dei prodotti

• Bilanciare il numero di molecole di ogni reagente o prodotto per avere lo stesso numero di

atomi nei reagenti e nei prodotti

Per bilanciare il tutto:

1. Bilanciare prima di tutto i metalli e i non metalli

2. Gli ioni poliatomici che appaiono da entrambi i lati sono bilanciati come gruppo

3. Bilanciare gli atomi di idrogeno e ossigeno

Fe+O FeO

2

Fe+O 2Feo

2

2Fe+O 2FeO

2

CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI CHIMICHE

Reazioni di sintesi o combinazione: due o piu sostanze reagiscono per formare un singolo

 prodotto A+B=AB

Reazioni di decomposizione: una sostanza si decompone per formare due o piu prodotti

 AB= A+B

Reazione di scambio o spostamento: un elemento reagisce con un composto per formarne

 uno nuovo e liberare un elemento dal composto di partenza

A+BC=AC+B

Reazione di doppio scambio: due sostanze scambiano tra loro ioni postivi e negativi

 AB+CD=AD+BC

VALENZA E NUMERO DI OSSIDAZIONE

Valenza: numero di elettroni esterni che l'atomo di un dato elemento acquista, cede o condivide

con gli atomi a cui si lega

Numero di ossidazione: è la carica che ogni atomo assumerebbe se gli elettroni di legame fossero

assegnati all'atomo piu elettronegativo.

L'OSSIDAZIONE E LA RIDUZIONE OSSIDAZIO

NE

5-,4-,3-,2-,1-,0,1+,2+,3+,4+,5+,6+,7+

RIDUZIONE

2Mg+O 2MgO

2

Ossidante: colui che ossida aumentando il numero dei suoi elettroni ma diminuendo il numero di

ossidazione

Riducente:si ossida cedendo elettroni ma aumenta il numero di ossidazione

REGOLE PER IL NUMERO DI OSSIDAZIONE

• Allo stato elementare tutti gli atomi hanno numero di ossidazione 0

• La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di un composto deve essere 0

• Gli ioni monoatomici hanno un numero di ossidazione uguale alla loro carica

• In un legame covalente si danno i due elettroni di legame all'atomo piu elettronegativo

• L'idrogeno in tutti i composti ha numero di ossidazione +1

• L'ossigeno in tutti i composti ha numero di ossidazione -2

REGOLE PER BILANCIAMENTO REDOX

• Il numero di atomi di uno stesso elemento deve essere lo stesso dalla parte dei reagenti e

dei prodotti

• Il numero di elettroni ceduti dal riducente deve essere uguale al numero di elettroni

acquistati dal''ossidante

• Le cariche elettriche devono essere uguali da una parte e dall'altra dell'equazione chimica

+7 -2 +2 +2 +4

- 2+ 2+ 4+

MnO + Sn Mn + Sn

4

Mn= ossidante perchè diminuisce il numero di ossidazione

Sn= riducente perchè aumenta il suo numero di ossidazione

+7 -2 +2 +2 +4

- 2+ 2+ 4+

MnO + Sn Mn + Sn

4 +5e -2e

Ciascun atomo di Mn acquista 5 elettroni mentre ciascun atomo di Sn cede 2 elettroni

• Poniamo davanti all'ossidante il numero di elettroni ceduti dal riducente o viceversa

- 2+ 2+ 4+

2MnO + 5Sn 2Mn + 5Sn

4

• Contiamo le cariche elettriche dalle due parti e otteniamo

- 2+ 2+ 4+

2MnO + 5Sn 2Mn + 5Sn

4

8+= 2(-1)+5(2+) 24+=2(2+)+5(4+)

• + -

Bilanciamo le cariche aggiungendo ioni H o ioni OH +

In ambiente acido si aggiunge o dai reagenti o dai prodotti H

o -

In ambiente basico si aggiunge o dai reagenti o dai prodotti OH

o + -

In ambiente neutro si aggiunge H oppure OH nella parte del prodotto

o

• +

In questo caso siamo in ambiente acido quindi aggiungiamo 16 ioni H nei reagenti perchè

cosi bilanciamo la carica - 2+ + 2+ 4+

2MnO + 5Sn + 16H 2Mn + 5Sn

4

• Adesso possiamo bilanciare la soluzione in modo semplice aggiungendo 8H O nei prodotti

2

- 2+ + 2+ 4+

2MnO + 5Sn + 16H 2Mn + 5Sn +8H O

4 2

Cosi abbiamo bilanciato la soluzione

IL PESO MOLECOLARE

Peso molecolare: è la somma delle masse atomiche

LA MOLE 23

Mole: una mole di sostanza contiene un numero di particelle pari a 6,023 x 10 cioè il numero di

avogadro.

Grammi di sostanza= n° di moli x peso molecolare

N° di moli= grammi di sostanza / peso molecolare

Peso molecolare= grammi di sostanza / n° di moli

LE OSSIDORIDUZIONI DI INTERESSE BIOLOGICO

Quando un composto è ossidato enzimaticamente, gli elettroni liberati fluiscono attraverso dei

trasportatori intermedi. Molte ossidazioni sono provocate da deidrogenazioni

L'ENERGIA

Energia: è la capacità di un corpo di compiere lavoro o trasferire calore e si misura in Joule

Tipi di energia:

• Energia cinetica: generata dal movimento di un corpo

• Energia potenziale: energia contenute negli oggetti

LE REAZIONI PRODUCONO ENERGIA

Sistema: è l'oggetto che si vuole studiare

Ambiente: tutto ciò che circonda il sistema

Tipi di sistema:

• Sistemi aperti: scambia materia ed energia con l'ambiente

• Sistemi chiusi: scambiano solo energia con l'ambiente

• Sistemi isolati: non scambiano ne energia ne materia con l'ambiente

Termodinamica: si occupa di tutti i trasferimenti di energia che interessano la materia nel corso dei

processi chimici

Termochimica: descrive il trasferimento di calore da un corpo ad un altro

PRIMO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

1°principio: l'energia può essere convertita da una forma all'altra ma non può essere ne creata ne

distrutta.

Quindi l'energia di un sistema isolato è costante.

ΔU= energia interna del sistema

q= calore scambiato tra sistema e ambiente

w= lavoro compiuto o subito dal sistema

ΔU= q + w

ENTALPIA

Entalpia: è la variazione di energia associata alla reazione che è sottoforma di calore rilasciato

all'ambiente

ΔH= ΔU - w

Esistono 3 tipi di entalpia:

• Esotermiche: quando ΔH< 0 il sistema cede calore

• Atermiche: quando ΔH= 0 il sistema non scambia calore con l'ambiente

• Endotermiche: ΔH> 0 il sistema acquista calore

LA COMBUSTIONE PRODUCE CALORE

Combustione: è una reazione fra combustibile e comburente

Bomba calorimetrica: misura l'energia contenuta negli alimenti

L'ENERGIA DEGLI ALIMENTI

Metabolismo energetico: insieme di reazioni per la quale avviene la combustione degli alimenti.

L'intermedio energetico è l'ATP che collega i processi che rilasciano energia a quelli che la

richiedono

SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

2° principio: i processi spontanei sono caratterizzati dalla conversione di ordine in disordine

Entropia: misura il disordine di un sistema, in ogni sostanza è maggiore a temperature più alte

ΔS= q/T dove T è la temperatura q= T ΔS

Una reazione è spontanea quando ΔS>0

ENERGIA LIBERA

Una reazione è spontanea quando ΔH<0 e ΔS>0

Energia libera di Gibbs(G): indica la spontaneità di una reazione

ΔG= ΔH - T ΔS

Quindi una reazione è spontanea quando:

• ΔG<0 viene detta esoergonica

• ΔG>0 viene detta endoergonica spontaneità

ΔH ΔS ΔG

<0 alte Solo per

+ + temperatur alte

e temperatur

e

Sempre Ma