Chimica generale - Appunti

Indice sezione di chimica generale

Introduzione

• Proprietà fisiche della materia
• Proprietà chimiche delle sostanze
• Proprietà intensive ed estensive
• Trasformazioni delle sostanze chimiche

Energia

Leggi fondamentali

• Legge della conservazione della massa - Lavoisier 1775
• Legge delle proporzioni finite - Proust 1799
• Legge delle proporzioni multiple – Dalton 1803
• Legge delle combinazioni gassose – Gay Lussac 1808
• Legge di Avogadro – 1811

Struttura dell'atomo

• Teoria atomica di Dalton
• Modello atomico di Thomson o Plum Pudding Model
• Determinazione della massa dell'elettrone – Millikan 1909
• Scoperta della radioattività naturale – Curve
• Esperimento di Rutherford
• Modello planetario di Rutherford
• La particella mancante

Gli elementi

Numero atomico, di massa e gli isotopi

• Peso atomico e unità di massa atomica
• Introduzione alla tavola periodica

Chimica generale

La molecola

• Ione
• Numero di ossidazione
• Composti molecolari binari

Equazioni chimiche

• Bilanciamento delle equazioni chimiche
• Tipi di reazione
• Combinazione
• Scombinazione
• Scambio semplice
• Scambio doppio
• Altra classificazione
• Reazioni di neutralizzazione
• Reazioni di dissociazione
• Reazione di combustione
• Reazione di idrolisi

Reazioni redox

• Metodo delle semireazioni

Struttura dell'atomo

La luce

Teoria quantistica

• Effetto fotoelettrico e Einstein
• Critica al modello atomico di Rutherford
• Configurazione elettronica
• Successione degli orbitali
• Configurazione elettronica e gruppi
• Proprietà degli elementi
• Proprietà periodiche degli elementi

Termodinamica e termo-chimica

• Stato di un sistema
• Funzione di stato
• Tipi di scambi termici
• Energia e cibo

Legami chimici

• Formule di Lewis
• Simboli di Lewis
• Come scrivere le formule di Lewis
• Carica formale
• Legame dativo
• Risonanza
• Accoppiamenti di orbitali atomici
• Molecole biatomiche eteronucleari
• Elettronegatività di Pauling
• VSEPR
• Forze intramolecolari e intermolecolari
• Forze di Van der Waals

Stato gassoso

• Proprietà dei gas

Stato liquido

• Modello
• Tensione superficiale
• Capillarità
• Tensione di vapore

Stato solido

• Modello
• Tipi di solido in base all'interazione tra le molecole
• Carbonio
• Solido molecolare particolare: il ghiaccio

Soluzioni

• Definizioni
• Elettrolita
• Modo di esprimere le concentrazioni
• Solubilità

Equilibrio chimico

• Reazioni irreversibili e reversibili
• Principio di Le Chatelier-Brown (1886) o dell'equilibrio mobile
• Variazione di concentrazione
• Variazioni di pressione
• Variazione di temperatura

Equilibri di scambio protonico

• Acidi e basi secondo Arrhenius
• Acidi e basi secondo Bronsted - Lowry
• Acidi e basi secondo Lewis
• Carattere anfotero dell'acqua
• Misura di H e H₃O: il pH
• Forza di acidi e basi in soluzione acquosa
• Acidi poliprotici
• Analisi
• Sali come acidi o basi: idrolisi
• Applicazione dell'equilibrio di scambio protonico

Spontaneità delle reazioni

• Processi spontanei
• ΔS° nelle reazioni
• Energia libera di Gibbs

Legami e coppie solitarie

• Effetto della coppia solitaria
• Molecole a più centri
• Geometria molecolare e orbitale
• Ibridazione degli orbitali
• Ibridi sp²
• Ibridi sp³
• Ibridi sp³ e sp²
• Ibridi spd e spd
• Legami π delocalizzati: il benzene C₆H₆

Sezione di chimica organica

Reazioni organiche: stabilità e reattività

• Definire la reattività del sistema o la stabilità
• Forza del legame o energia di dissociazione del legame

Chimica organica

• Carbonio
• Orbitali ibridi del carbonio

Gruppi funzionali

• Tipi di atomi di carbonio
• Legami

Reazioni in chimica organica

• Come avvengono le reazioni

Alcani

• Rappresentazione delle molecole organiche
• Nomenclatura degli alcani
• Struttura degli alcani
• Isomeria
• Nomenclatura IUPAC
• Conformazioni
• Tensione torsionale
• Cicloalcani
• Cicloesano
• Reazioni legame C-H
• Calcolo del numero di ossidazione del C in composti organici
• Radicali al carbonio
• Reazione radicalica con ossigeno
• Combustione
• Alogenoalcani o alogeni alchilici
• Nomenclatura
• Solventi clorurati
• Clorofluorocarburi (CFC)

Acidi carbossilici

• Struttura
• Nomenclatura
• Punto di fusione ed ebollizione
• Acidi grassi
• Acidi bicarbossilici
• Proprietà acido-base
• Effetto di risonanza

Ammine

• Reazione acido-base: ammina come base
• Reazione acido-base: ammina come base

Amminoacidi

• Struttura
• Chiralità
• Amminoacidi negli alimenti come aromi
• Proprietà acido-base
• Effetto induttivo
• Acidità del gruppo carbossilico di un amminoacido generico
• Acidità del gruppo ammonio di un amminoacido generico
• Stati di protonazione di un amminoacido al variare del pH
• Equilibri di acidità
• Punto isoelettrico PI
• Amminoacidi con una catena laterale ionizzabile: la lisina

Chiralità

• Carbonio ibridato sp³: geometria tetraedrica
• Proiezioni planari
• Proiezioni di Fischer
• Configurazione relativa: D e L
• Configurazione assoluta: R e S
• Casi particolari
• Enantiomeri
• Stereochimica e implicazioni nei sistemi viventi
• Da due a molti centri chirali
• Composti strani

Alcooli

• Nomenclatura
• Classificazione
• Proprietà fisiche
• Tossicità del metanolo
• Alcol etilico
• Caratteristiche chimiche
• Acidità degli alcoli
• Reattività degli alcoli
• Ossidazione
• Nucleofili ed elettrofili: il motore delle reazioni organiche
• Reazioni di sostituzione nucleofila
• Sostituzione nucleofila SN2
• Per gli alcoli secondari e terziari si usa il meccanismo SN1
• Stabilità dei carbocationi: effetto induttivo
• Stereochimica delle reazioni
• Reazione di β-eliminazione
• Reazione E2
• Eliminazione degli alcoli
• Reazione di eliminazione negli alcoli: meccanismo E1

Tioli e alcheni

• Ossidazione dei tioli
• Acidità

Alcheni

• Stereoisomeria cis-trans
• Stabilità degli alcheni
• Reazioni degli alcheni: addizione
• Idrogenazione
• Addizione di elettrofili
• Meccanismo dell'addizione elettrofila: idrogenazione
• Regola di Markovnikov
• Stereochimica della reazione di addizione con catalisi acida
• Idratazione degli alcheni: formazione di alcoli
• Addizione del bromo
• Polimerizzazione
• Regola isoprenica (o del C₅): i terpeni
• Dieni e coniugazione

Alchini

• Nomenclatura

Benzene e composti aromatici

• I composti aromatici sono molto stabili e poco reattivi
• Aromaticità
• Regole di Huckel
• Eterocicli aromatici (eteroaromatico)
• Dicloro-difenil-tricloroetano (DDT)
• Idrocarburi policiclici aromatici (PAH)
• Policlorobifenili (PCB)
• Alcoli aromatici: fenoli
• Ammine aromatiche

Derivati degli acidi carbossilici

• Nomenclatura
• Reazione di sostituzione nucleofila acilica (S AcNu)
• Catalisi acida
• Catalisi basica

Esteri

• Nomenclatura
• Idrolisi degli esteri (S Ac con H₂O o OH come nucleofili)

Ammidi

• Classificazione
• Risonanza
• Idrolisi delle ammidi
• Ambiente acido
• Ambiente basico

Lipidi

• Trigliceridi
• AG naturali
• Trigliceridi con acidi grassi saturi: bifunzionali
• Trigliceridi con acidi grassi insaturi: trifunzionali
• Quale idrogeno viene strappato con preferenza?
• Idrogenazione di AGI
• Addizione elettrofila di acidi grassi insaturi

Peptidi

• Legame ammidico
• Struttura delle proteine
• Classificazione in base alla funzione biologica
• Proteine negli alimenti

Aldeidi e chetoni

• Aldeidi di importanza biologica
• Nomenclatura
• Chetoni
• Nomenclatura
• Reattività di aldeidi e chetoni: addizione nucleofila
• Addizione di H₂O
• Addizione di alcoli
• Addizione di ammine
• Ossidazione delle aldeidi

Tautomeria cheto-enolica

Carboidrati

• Classificazione
• Definizione
• Monosaccaridi
• Carboidrati: composti chirali
• Epimeri
• Glucosio
• I carboidrati formano emiacetali ciclici: carboidrati ciclici
• Rappresentazione: proiezioni di Haworth
• Rappresentazione: proiezione a sedia
• Alfa e beta sono anomeri
• Galattosio
• Esempio di chetoso: il fruttosio
• Glicosidi
• Ossidazione con complessi metallici
• Zuccheri riducenti
• Riduzione di monosaccaridi
• Reazioni con le ammine
• Caramellizzazione

Disaccaridi

• Maltosio
• Cellobiosio
• Lattosio
• Saccarosio

Polisaccaridi

• Amilosio e amilopectina
• Amido
• Glicogeno e cellulosa
• Oligosaccaridi non digeribili: la fibra alimentare
• Polisaccaridi particolari: DNA o RNA

Chimica: scienza che si occupa della materia in relazione a:

• Composizione
• Struttura
• Proprietà
• Reattività

Con materia si intende qualsiasi cosa occupi uno spazio e possieda una massa. Da non confondere è la massa con il peso: la prima è la quantità di materia costituente un campione mentre il secondo consiste nella forza gravitazionale agente su un campione. La materia possiede tre stati di aggregazione: liquido, solido, gassoso. Con sistema si intende una porzione di materia presa in esame/osservazione.

• Solido: le particelle sono impacchettate anche se soggetto a oscillazione.
• Liquido: le particelle hanno energia sufficiente a scorrere l'una sull'altra.
• Gas: particelle particolarmente libere.

Composizione di un sistema

Sì sì sì sistema definito decomponibile chimicamente composto (H₂O)

• Omogeneo (sostanza): No no no sistema omogeneo elemento (Fe)
• Eterogeneo (si mescolano): sostanza (non si mescolano) miscela omogenea miscela eterogeneo

Miscela: due o più sostanze nella quale ognuna mantiene identità chimica e fisica.

• Miscela omogenea: uniforme, proprietà uguali in tutti i punti della miscela (soluzione).
• Miscela eterogenea: composizione differente, proprietà variano in base al punto che viene osservato.

Elemento: sostanza non scindibile in componenti più semplici con l'uso di tecniche chimiche: una sostanza è costituita da atomi di uguale numero atomico. Ad oggi conosciamo 113 elementi di cui 90 naturali.

Composti: specifica combinazione di elementi separabili tramite tecniche chimiche. È una sostanza costituita da atomi di due o più elementi in proporzioni definite.

Proprietà fisiche della materia

Proprietà misurabili senza cambiare l'identità della sostanza

Proprietà fisiche – densità

Densità: grandezza definita data dal rapporto tra la massa di una sostanza e il volume da essa occupato alla temperatura data. d = m/V

È una proprietà intrinseca cioè non cambia in base alla massa. L'acqua ha una densità di 1g/ml a 4°C.

Calore

Unità di misura della temperatura. È possibile misurarla in gradi Kelvin, Centigradi e Fahrenheit.

Conversione:

• F = 9/5 °C + 32
• K = °C + 273,15

Proprietà chimiche delle sostanze

Proprietà che descrivono il modo con la quale una sostanza può mutare (reagire) per ottenere delle nuove sostanze (riorganizzazione della materia).

Caratteristiche intrinseche degli elementi

• Acidità: qualità dell'essere acido, misura l'attitudine a cedere un protone.
• Basicità: misura la tendenza di un composto a comportarsi come una base cioè acquisire un protone.
• Numero di ossidazione: numero di elettroni messi in gioco nelle reazioni e nella polarità della molecola.
• Valenza: numero dei legami che l'atomo può formare.

Reazione e formula chimica

Reagente + reagente = prodotti

Proprietà intensive ed estensive

• Intensiva: proprietà fisica di una sostanza indipendente dalla sua quantità/entità (densità-temperatura).
• Estensiva: proprietà fisica di una sostanza che dipende dall'entità del campione (volume-massa).

Trasformazioni delle sostanze chimiche

• Trasformazioni fisiche: trasformazione reversibile che non cambia la natura delle sostanze, ma ne modifica l'apparenza (transizione di stato).
• Trasformazioni chimiche: trasformazione mediante la quale delle sostanze modificano la loro identità chimica. Es. acido + base = acqua + sale: si mescolano e si riorganizzano (reazione chimica).

Trasformazioni e processi

Processo: trasformazione della materia:

• Processo fisico: modifica le proprietà fisiche.
• Processo chimico: produce sostanze nuove da quelle di partenza (reazione). Da ricordare che non si crea e non si distrugge materia e che durante una reazione si ha sviluppo o assorbimento di calore.

Energia

Consiste nella capacità o attitudine di compiere un lavoro (energia impiegata per compiere un lavoro) o trasferire calore (energia trasferita per effetto di una differenza di temperatura). Calore e lavoro non sono entità materiali, ma modi di trasferire energia. L'energia di un corpo dipende dalla sua posizione relativa ad altri corpi (energia potenziale) e dal suo moto (energia cinetica). Tipi di energia diversi possono essere convertiti in altri. L'unità di misura è il Joule (J) o la caloria (cal) con questo rapporto.

1J = 1kg x m² x s^-2

Per formare l'energia ci vuole:

• Energia cinetica (E_k): è l'energia che un corpo possiede in virtù del proprio moto.
• Energia potenziale (E_p): è l'energia che un oggetto possiede in virtù della propria posizione in un campo di forza.
• Energia elettromagnetica: energia del campo elettromagnetico.

Misurazione delle energie

Non si può misurare l'energia assoluta di un sistema, ma possiamo misurare la variazione di proprietà dovute allo scambio di energia.

Calore: energia trasferita per effetto della differenza di temperatura dal sistema all'ambiente. Lavoro: energia impiegata nell'atto di muovere un oggetto contro una forza. La temperatura è la misura del flusso di calore che fluisce spontaneamente da un corpo caldo a uno freddo.

• Processi endotermici: reazione o processo che si svolge con assorbimento di calore.
• Processi esotermici: reazione o processo che libera calore.

Conservazione dell'energia

Nei processi ordinari, l'energia non può essere creata ne distrutta, può solo cambiare forma. Solo la reazione nucleare permette di creare energia: E = mc².

Leggi fondamentali

Già duemila anni prima di Cristo si cercava di capire come funzionasse la materia.

Legge della conservazione della massa - Lavoisier 1775

“Nei processi chimici si ha la trasformazione di materia e non creazione o distruzione di questa”. In una reazione può variare il numero delle sostanze, ma non la loro massa totale.

Legge delle proporzioni finite - Proust 1799

“In un composto, il rapporto tra i pesi degli elementi costituenti è definito e costante”. Due elementi si combinano sempre secondo proporzioni in massa definita e costante.

Legge delle proporzioni multiple – Dalton 1803

“Quando due elementi possono combinarsi in diversi rapporti, le quantità in peso dell'uno che si combinano con una quantità fissa dell'altro sono tra loro in rapporto di numeri interi e semplici”.

• 3g C + 8g O = 11g CO₂ (diossido di carbonio).
• 3g C + 4g O = 7g di CO (monossido di carbonio).
• 1g H + 8g O = 9g di H₂O (acqua).
• 1g H + 16g O = 17g di H₂O₂ (acqua ossigenata).

Legge delle combinazioni gassose – Gay Lussac 1808

“A temperatura e pressione costanti, quando due gas si combinano i loro volumi stanno tra loro in rapporto semplice e se il prodotto è anch'esso gassoso, il volume sta in rapporto semplice con i volumi dei gas”.

Legge di Avogadro – 1811

“Volumi uguali dello stesso gas o di diversi gas, alle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono un uguale numero di particelle (atomi o molecole)”.

Struttura dell'atomo

Teoria atomica di Dalton

• La materia è costituita da particelle indivisibili dette atomi.
• Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di un altro elemento.
• Un elemento è formato da atomi uguali tra loro per massa e altro e diversi da quelli di altri elementi.
• I composti sono formati da atomi di elementi differenti in proporzioni definite.

Scoperta dei raggi catodici

Un raggio catodico è un fascio di elettroni che si produce all'interno di un tubo catodico o un passaggio di elettricità nei gas rarefatti.

• 1830 Faraday scopre le funzioni dell'elettrolisi.
• 1858 Plucker studia l'azione dei magneti sulla scarica elettrica nei gas rarefatti.
• 1869 Hittorf scopre i raggi catodici.