Chimica e Propedeutica biochimica - Appunti

Moltiplicazione e bilanciamento delle reazioni

Moltiplicando per il numero di elettroni reciproco (x2 e x5), si ottiene il bilanciamento della reazione (e all'occorrenza occorre elidere i termini). A bilanciamento avvenuto, occorre verificare l'avvenuto bilanciamento delle masse e della cariche.

ELETTROCHIMICA

La elettrochimica permette, ad esempio, la produzione di energia e permette di verificare la spontaneità delle reazioni. Si ha il classico esempio di una lamina di rame immersa in una soluzione di ioni rame (Cu²⁺). Nel momento in cui si immerge la lamina nella soluzione, a seconda del metallo, si avranno diverse reazioni: nel caso del rame, gli ioni tenderanno a depositarsi sulla lamina di rame per diventare rame metallico. Per questo motivo, la lamina di rame si carica positivamente poiché alcuni dei suoi elettroni vanno ad interagire con il Cu²⁺. Questo processo arriva subito a saturazione in quanto, intorno alla lamina, si vanno subito a posizionare ioni positivi ed impediscono ulteriori passaggi di ioni (l'anione 42-).

può per esempio essere SO₄^2- se abbiamo usato il solfato di rame). Se invece immergiamo una lamina di zinco (Zn), la lamina tende a mandare in soluzione ioni Zn²⁺ poiché tende a sciogliersi. Gli elettroni dello zinco rimangono sulla lamina che in questo modo si carica in modo negativo. Anche in questo caso, la lamina si circonda velocemente di cationi che bloccano il processo. Nel momento in cui si mettono in comunicazione le due soluzioni e le due lamine (le soluzioni vanno collegate con il ponte salino) si avrà la formazione di una pila. Il ponte salino contiene, per esempio, una soluzione satura di K₂SO₄. Nel momento in cui collego le due lamine con un conduttore e le due soluzioni con un ponte salino, gli elettroni accumulati sull'elettrodo negativo passano a quello positivo e contemporaneamente, nel ponte salino passano in senso opposto gli ioni SO₄^2-. In questo modo viene a riformarsi il rame metallico grazie all'apporto elettronico, mentre lo zinco

metallico continua ad andare in42- .soluzione grazie all'apporto di SO Le due lamine metalliche si chiamano elettrodi. Nel caso dello zincol'elettrodo è negativo(anodo) e nel caso del rame è positivo(catodo). Nell'anodo avviene l'ossidazione mentrenel catodo la riduzione. Il flusso di elettroni va sempre dall'anodo al catodo. Ognuno dei due sistemi è chiamatosemicella e nel complesso rappresenta la pila(pila di Daniel). Il flusso di elettroni può essere utilizzato a finienergetici.

SPONTANEITA': nella pila di Daniel(Zn, Cu), abbiamo una reazione spontanea che permette la solvatazione++ ++degli ioni Cu e Zn . Il rame ossida lo zinco(e da qui si può sfruttare l'energia elettrica in gioco). Si puòmisurare una differenza di potenziale detta forza elettromotrice. La forza elettromotrice, viene espressa dalpotenziale del catodo meno il potenziale dell'anodo. Si possono misurare unicamente delle differenze

dipotenziale elettro-chimico. Per prevedere la spontaneità delle reazioni chimiche, è stato scelto un elettrodo di riferimento confrontando con il quale, si può avere la forza elettromotrice delle varie redox. L'elettrodo di riferimento è quello ad idrogeno. Dalla reazione di riduzione dell'idrogeno a H+, il potenziale viene considerato per convenzione uguale a 0. La misura quindi, con un altro metallo, si chiama potenziale di riduzione standard (concentrazione 1M, temperatura 25°C e pressione 1ATM). Sulla base di queste misure, è stata creata una scala di potenziali standard di riduzione: le reazioni della scala sono tutte di riduzione ed ognuna ha un suo potenziale. In genere, la regola per prevedere la spontaneità di una reazione è: la coppia redox con potenziale maggiore, ossida quella con potenziale minore e questa reazione avviene spontaneamente. Il potenziale delle semicelle, deriva anche dalla concentrazione e dalla

La temperatura influenza il potenziale non standard in base alla natura chimica delle specie coinvolte. Utilizzando la legge di Nernst, è possibile calcolare il potenziale non standard in funzione della temperatura e della concentrazione. La concentrazione della specie ossidata (riducente) è indicata sopra, mentre la concentrazione della specie ridotta (ossidante) è indicata sotto. Se la specie è solida, la concentrazione viene considerata 1. Se le concentrazioni sono uguali, la formula si riduce al potenziale standard. Se nella formula compaiono ioni H, è necessario aggiungere la loro concentrazione vicino alla specie ossidata, poiché vi è una dipendenza dal pH.

Lezione 13 Data: 05/11

INFLUENZA DEL PH SUL POTENZIALE: Siccome il pH può influenzare l'equazione di Nernst, i potenziali vengono misurati a pH7. Il pHmetro sfrutta appunto questo fattore, misurando con due elettrodi la differenza di potenziale.

PILA A CONCENTRAZIONE: Simile alla pila di Daniel, ma vengono utilizzati due elettrodi dello stesso metallo. A variare è la relativa concentrazione di ioni disciolti.

nei due compartimenti: in base all'equazione diNerst, abbiamo una variazione di potenziale. Per il resto è uguale alla pila di Daniel con ponte salino econduttore a collegare i due elettrodi. Il catodo rappresenterà l'elettrodo posto nella soluzione conconcentrazione di ioni maggiore mentre l'anodo, sarà quello posto nella soluzione a concentrazione di ioniminore. Il flusso di elettroni è sempre da anodo a catodo.

ACIDI/BASI: una delle prime definizioni di acidi e di basi è quella di Arreyus: un composto è acido se in acqua è in grado di liberare ioni H⁺ (AH → A^- + H⁺). Una base, invece, in acqua libera ioni OH^- (BOH → B + OH^-).

Questa teoria è limitante in quanto contempla solo l'ambiente acquoso mentre, certe sostanze, agiscono come acidi anche in etanolo. Inoltre, alcuni composti sono acidi senza avere ioni H⁺ da liberare (FeCl₃). Anche composti basici possono non avere ioni OH^- (NH₃).

acqua è un acido. Questo concetto è alla base della teoria di Lewis, secondo la quale un acido è una specie chimica in grado di accettare una coppia di elettroni, mentre una base è una specie chimica in grado di donare una coppia di elettroni. In questa teoria, l'ammoniaca può essere considerata una base di Lewis in quanto è in grado di donare una coppia di elettroni al protone dell'acido. L'ammoniaca può quindi formare il complesso idrossido di ammonio (NH4OH), in cui l'ammoniaca dona una coppia di elettroni al protone dell'acqua. Questa reazione non avviene in modo quantitativo perché l'ammoniaca è una base debole e l'idrossido di ammonio è un acido debole.

base è un acido. Si parla quindi di coppie- 2 4-coniugate acido/base(CH₃COOH/CH₃COO^- e H₂SO₄/HSO₄^-). All'interno di una coppia coniugata, più l'acido è forte più la base coniugata è debole e viceversa.

FORZA ACIDO/BASE: per un acido, più questo composto sarà in grado di cedere il suo protone, più verrà considerato forte. Per esempio, l'acido cloridrico viene considerato forte poiché una mole, reagisce completamente con una mole di acqua. L'acido acetico, invece, viene considerato un acido debole poiché, una mole di acido acetico, necessita di più moli d'acqua per creare una mole di ione acetato. Allo stesso modo, una base forte ha una grande tendenza ad accettare ioni H a differenza di una base debole che ne ha meno. L'acqua può comportarsi da acido e da base sempre deboli.

COSTANTI DI DISSOCIAZIONE ACIDA: il parametro Ka è tipico di ciascun composto. Se si

Descrive una normale costante di equilibrio per la reazione AH + H2O → A + H3O+, e si considera la concentrazione dell'acqua costante (al denominatore), si ricava Ka. Maggiore è il suo valore, maggiore è la concentrazione dei prodotti e quindi maggiore è la forza dell'acido. La Ka è relativa alla reazione in soluzione acquosa. La Ka dell'acido acetico è dell'ordine di 10^-5 (acido debole) mentre la Ka dell'acido cloridrico, non è misurabile poiché superiore a 10^2.

ACIDI FORTI: HCl, H2SO4, HClO4, HNO3

ACIDI DEBOLI: CH3COOH (e tutti gli acidi carbossilici), HNO2, HCN

BASI FORTI: idrossidi alcalini, NaOH, KOH, H- (ione idruro) (NaH idruro di sodio).

BASI DEBOLI: NH3, ammine (struttura di base dell'ammoniaca), NH4CH3.

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA: del tutto identica a quella acida ma in questo caso si avrà la Kb.

ACIDI POLIPROTICI: sono composti da più di un protone in grado di essere ceduto.

Esempi sono H₃PO₄ che può dare tre diverse dissociazioni: 1. H₃PO₄ + H₂O → H₂PO₄^- + H₃O⁺ 2. H₃PO₄ + H₂O → HPO₄^2- + H₃O⁺ 3. H₃PO₄ + H₂O → PO₄^3- + H₃O⁺ La forza degli acidi successivi alla prima dissociazione è sempre minore: nella prima Ka= 10^-3, nella seconda Ka= 10^-8 e nella terza Ka=10^-13. Il motivo per il quale la tendenza a cedere elettroni è sempre minore, è dovuta al fatto che è più difficile strappare un protone da un anione che da un atomo neutro. Più la carica dell'anione aumenta, più Ka diminuisce. Lezione 13 Data: 11/11 AUTOIONIZZAZIONE DELL'ACQUA: H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^-. Se scriviamo la costante di equilibrio per questa reazione, si assume che il valore dell'acqua sia costante poiché la reazione è molto scarsa. La costante si trasforma nel prodotto ionico dell'acqua indicato con Kw che è dato dal prodotto della concentrazione di H₃O⁺ per la concentrazione di OH^- ed è pari a 10^-14.concentrazione di OH^-. Il valore di Kw è 10^-14. Questo perché l'acqua è un acido/base molto debole. Dal prodotto ionico dell'acqua, si ricava la scala del pH: nell'acqua pura, la concentrazione degli ioni ossonio [H₃O⁺] è uguale alla concentrazione degli ioni idrossido [OH^-]. Si osserva quindi che la concentrazione di ioni ossonio e ioni idrossido deve essere necessariamente 10^-7. Si ha quindi una soluzione neutra. Se la concentrazione degli ioni ossonio [H₃O⁺] è maggiore degli ioni idrossido [OH^-], la soluzione è acida. Nel caso opposto, avremo una soluzione basica. Il pH è una operazione matematica uguale a -ln[H₃O⁺]. Dall'autoionizzazione dell'acqua, si ricava anche una relazione tra Ka e Kb tra acido e base coniugata: Kw = Ka * Kb. Questo testimonia che tanto più forte è un acido, tanto più debole è la base coniugata. PH DELLE SOLUZIONI DI SALI: per esempio il tricloruro di al