Chimica Generale e Inorganica - Appunti

Chimica generale

Prof. Arese

5 CFU - Arese – Chimica generale + chimica organica

Calogero - Biologia molecolare

Esame scritto + eventuale orale

Testi 1' anno

• Atkins chimica generale 2 ed.
• Hart chimica organica 5 ed.
• D. Ghigo chimica generale organica per corsi di studi medici

Testi 1' e 2' anno

• Berg Biochimica 5 ed.
• Nelson I principi di biochimica di Lehninger 4 ed.

Forma e funzione

Collagene

Matrice extracellulare - tripla elica → tessuto connettivo. Formata da amminoacidi che permettono i legami tra le eliche e tra molecole di collagene stesse.

Sindrome di Ehlers-Danlos: mutazione sostituisce Cys (cisteina) con Arg (arginina) causando formazione di fibrille anormali e quindi problemi di struttura e organizzazione del collagene [causa iperelasticità delle giunture].

Emoglobina

Contenuta negli eritrociti.

Anemia a cellule falciformi: mutazione di un solo amminoacido (sostituzione di Glutammato (Glu) con Valina (Val)) della catena beta, causa eritrociti a forma di falce, a causa dell'aggregazione anormale delle molecole di emoglobina (precipitazione), che passando nei capillari li bloccano interrompendo il flusso di sangue a valle degli stessi.

Prioni

Agente patogeno interno.

Morbo della mucca pazza: Proteina del neurone di cui viene modificata la forma e quindi la sua funzione. Un prione mutato può modificare la forma delle altre proteine del neurone solo toccandole.

Metodo scientifico

Riproducibilità dell'esperimento

Tutti devono essere in grado di riprodurre lo stesso esperimento con gli stessi reagenti (i protocolli devono essere messi a disposizione).

I farmaci funzionano sempre (99,9%)

La scienza va prima alla base dei meccanismi e poi cerca le soluzioni.

Caso Dott. Di Bella:

• Clinical trials: verifiche di laboratorio e studi animali ---> i risultati migliori passano al trial clinico
• Fase 1: prova su piccolo gruppo di pazienti (20-80) per valutare sicurezza, dosaggio, effetti secondari
• Fase 2: prova su 100-300 pazienti
• Fase 3: aumento numero pazienti
• Fase 4: aumento numero pazienti

Chimica generale

Elementi (cap.1 Ghigo)

Sostanza che non può essere separata in sostanze diverse da processi ordinari. Sono più di 112.

Elementi corpo umano: O:65% C:18% H:10% N:3% .......... elementi traccia

Atomo sempre neutro --> protoni = elettroni = numero atomico [Z] identificano l'elemento. Nucleoni = protoni + neutroni = numero di massa [A] identificano gli isotopi (atomi dello stesso elemento con numero di massa differente).

* Si utilizza la massa atomica media (media ponderata delle masse dei vari isotopi dell'elemento).

Tavola periodica

Metalli e non metalli:

 A sinistra della linea nera Metalli: non gli piace trattenere elettroni (conduttori).

 A destra della linea nera Non metalli: gli piace tenere elettroni.

Gruppi e periodi:

• Gli elementi nello stesso Gruppo hanno proprietà chimiche simili.
• Nomenclatura dei Gruppi (1. alcalini, 2. alcalino-terrosi, 7. alogeni, 8. gas nobili).
• Man mano che ci si sposta a destra aumenta l'elettronegatività.
• s, f, d, p che prendono la lettera in base all’ultimo
• Raggruppamento dei gruppi in macrogruppi
• Sottolivello energetico occupato-n° Gruppo: Somma e presenti in orbitali s e p nel livello più esterno (eccezione: elio)
• n° Periodo: N. quantico principale del livello più esterno

Legami chimici (cap. 2 Ghigo)

Si forma se la risultante disposizione di nuclei ed elettroni possiede minor energia di quella totale dei due atomi separati (ricerca forma stabile).

Tipi di legami:

• Trasferimento di elettroni --> legame ionico
• Condivisione di elettroni --> legame covalente
• Molti cationi in un mare di elettroni --> legame metallico

Gli elettroni coinvolti nel legame sono gli elettroni di valenza, contenuti nel livello più esterno guscio di valenza.

Valenza: numero di legami ionici o covalenti che un atomo può formare allo scopo di avere otto elettroni nel suo livello più esterno.

Legame ionico

Legame tra due atomi uno con scarsa affinità elettronica (sx) e l'altro con alta affinità elettronica (dx) differenza di elettronegatività [Δχ] > 2.

Formazione di un catione (cede elettroni) e un anione (acquisisce elettroni). Da un atomo del gruppo s (cede) e un atomo della parte superiore destra del gruppo p (acquisisce) K e Cl ---> K+ e Cl- (logica di formazione dei sali).

Legame covalente

"Lewis (1916): il legame covalente è dato dalla messa in condivisione di una coppia di elettroni".

Entrambe gli elementi elettronegativi Δχ < 2

Legame covalente puro Δχ < 1

Legame covalente polare 2 > Δχ > 1

Notazione dei legami [notazione di Lewis] (no esercizi esame)

• Calcolare il numero totale di elettroni di valenza di tutti gli atomi
• Disporre i simboli chimici in modo che gli atomi terminali circondino l'atomo centrale (sovente l'atomo meno elettronegativo)
• Usare una coppia di elettroni per formare un legame fra le coppie di atomi legati
• Disporre gli altri elettroni in modo da soddisfare la regola dell'ottetto
• Se mancano elettroni per costituire gli ottetti, mettere in condivisione altri doppietti, cioè trovare altri legami

Legami semplici, doppi, tripli

All'aumentare del numero dei legami covalenti (semplici, doppi o tripli) aumenta la stabilità della molecola.

Eccezioni alle regole di Lewis

Risonanza

In molti casi ci sono diverse strutture di Lewis per rappresentare la stessa molecola (differiscono per la posizione dei doppi legami). Vanno rappresentate tutte le notazioni oppure l'ibrido di risonanza (situazione intermedia tra le varie strutture di Lewis possibili). La molecola vera ha legami intermedi tra un legame semplice a doppio e non fluttuano da uno semplice a uno doppio (es. Ione Nitrato). La risonanza abbassa l'energia totale della molecola stabilizzandola.

Legame co-ordinato o dativo

È un legame covalente in cui il doppietto elettronico viene fornito da uno solo dei due atomi (es. BF₃ con NH₃).

Radicali

Quando dalla condivisione degli elettroni non è possibile raggiungere l'ottetto, perché rimane un elettrone spaiato. La somma degli elettroni di valenza di una molecola è dispari. I radicali hanno vita molto breve.

Legame covalente parametri

• Forza del legame: misurata dall'entalpia di legame, sono sempre positive.
• Energia di legame: esiste un punto sul grafico dove c'è l'equilibrio perfetto tra repulsione e attrazione e l'energia è massima in valore assoluto.
• Lunghezza di legame: inversamente proporzionale alla forza di legame.

Polarizzazione

Nessun legame è puramente ionico o covalente, infatti in un legame ionico tra due ioni con diversa elettronegatività la nuvola elettronica dell'anione si sposterà sempre verso il catione.

• Atomi polarizzabili: vanno facilmente incontro a deformazione della nuvola elettronica (anioni di grosse dimensioni).
• Atomi polarizzanti: provocano la deformazione di altri atomi (cationi piccoli con carica elevata).

Dipolo elettrico: carica positiva in prossimità di una carica negativa. Le molecole polari, immerse in un campo elettrico si orientano secondo le loro cariche.

Carattere ionico e carattere covalente

Dipende dalla differenza di elettronegatività tra i due atomi, sono caratteri continui, ovvero non c'è un salto immediato da carattere covalente a carattere ionico e da un tipo di legame all'altro.

Forze deboli (cap. 3 Ghigo)

I legami forti quando avvengono cambiano la natura della molecola, i legami deboli (forze deboli) no. Le forze deboli sono alla base delle attività biologiche.

Interazioni ione-dipolo

Uno ione (catione o anione) attrae la carica parziale opposta di un dipolo elettrico. Es. un sale immerso in acqua si idrata perché gli ioni dei sali attraggono le parziali cariche negative presenti sull'ossigeno di H₂O e quelle positive presenti sull'idrogeno di H₂O.

Interazione dipolo-dipolo

Attrazione tra dipoli di molecole polari.

Forze di London

La continua rotazione degli elettroni intorno al nucleo genera dei dipoli istantanei, poiché in ogni istante gli elettroni saranno concentrati in una determinata porzione di spazio dell'atomo. Anche se cambiano continuamente direzione, mantengono sempre l'orientamento favorevole all'interazione tra molecole. Direttamente proporzionali al peso molecolare (più protoni=più elettroni). Dipendono dalla forma delle molecole (le molecole allungate sono più favorevoli alla formazione delle forze di London di quelle a forma sferica).

Legame a idrogeno

Più forte tra i legami deboli. Specifico per certe molecole (N, O, F). Avviene solo con l'idrogeno perché di dimensioni molto piccole che può avvicinarsi molto ad altri atomi. Scoperta: i punti di ebollizione dei vari composti di idrogeno con elementi del gruppo p mostrano una modesta variazione con l'aumento del gruppo, tre composti (ammoniaca, acqua, fluoruro di idrogeno) contenenti N, O, F, atomi ad alta elettronegatività, hanno un comportamento anomalo. Questo fa supporre che ci siano legami più forti. È formato da un atomo di idrogeno posto tra due atomi fortemente elettronegativi (nell'H₂O è posto tra l'ossigeno della sua stessa molecola e l'ossigeno di un'altra molecola).

Proprietà dei liquidi

Viscosità

Resistenza posta dalle molecole di un liquido rispetto al suo scorrimento.

Tensione superficiale

Le forze intermolecolari determinano l'attrazione delle molecole superficiali verso l'interno di questo impaccandole e formando una superficie liscia. Definizione: resistenza di un liquido ad aumentare la sua superficie.

Forze intermolecolari:

• Forze di adesione: forze che legano le molecole di liquido alle molecole del suo contenitore.
• Forze di coesione: forze che legano le molecole di liquido tra loro. Quando le forze adesive tra il liquido e il vetro sono maggiori di quelle coesive tra le molecole di liquido si forma un menisco concavo (sx). Se il rapporto tra le forze è inverso la superficie diviene convessa (dx).

Pressione di vapore

La pressione esercitata dal vapore quando le due fasi (liquida e gassosa) si trovano in equilibrio dinamico (condizione in cui un processo diretto e il suo inverso si verificano simultaneamente con la stessa velocità). La pressione di vapore aumenta con la temperatura, quando questa raggiunge la pressione atmosferica si ha l'ebollizione.

Solidificazione

Le molecole hanno un'energia così bassa da non poter sfuggire ai legami.

Diagrammi di fase

Le linee si chiamano confini di fase. Punto triplo: contemporaneamente tre fasi di una sostanza in equilibrio dinamico.

Differenze tra diagrammi di fase dell'acqua e degli altri composti:

La linea di equilibrio solido-liquido ha una pendenza diversa (verso sx). L'aumento di pressione favorisce lo stato liquido perché occupa meno spazio, infatti il ghiaccio ha un volume maggiore dell'acqua (e densità minore) allo stato liquido a causa del suo reticolo cristallino.

Solidi molecolari: ghiaccio. Le molecole di acqua nel ghiaccio sono tenute insieme da legami a idrogeno, ogni atomo di O è circondato tetraedricamente da quattro atomi di H.

Solidi ionici: NaCl. Un anione Cl è coordinato a sei cationi Na.

Reazioni chimiche (cap. 4 Ghigo)

Mole

Numero di grammi di un elemento/molecola che corrisponde al peso atomico dell'elemento/molecola. Es. 1 mol di idrogeno = 1 g di idrogeno, 1 mol di carbonio = 12 g di carbonio.

ΔH

• Reazioni endotermiche: ΔH positivo
• Reazioni esotermiche: ΔH negativo

Combustione del metano (CH₄)

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) ---> CO₂ (g) + 2 H₂O (l)

ΔH= -890 KJ entalpia di reazione per una mole di CH₄

Per 150g di CH₄ (PM 16) = 9,35 mol

49,35 x 890 = 8,32 MJ

Il calore liberato o assorbito nel corso di una reazione dipende dallo stato fisico dei reagenti e prodotti.

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) ---> CO₂ (g) + 2 H₂O (g)

ΔH= -802 KJ

Stato standard

Sostanza pura a 1 atm di pressione.

Entalpia standard di reazione [ΔH₀]

L'entalpia di una reazione tra prodotti e reagenti allo stato standard.

Entalpie standard di combustione

Sono importanti per giudicare la qualità di un combustibile.

Legge di Hess (1840)

L'entalpia è una proprietà di stato: le sue variazioni sono indipendenti dal modo con cui i reagenti si trasformano in prodotti. L'entalpia di una reazione è pari alla somma delle entalpie delle reazioni parziali in cui può essere scomposta. In chimica si considerano sempre le variazioni di entalpia rispetto all’entalpia standard di formazione (come se fosse il livello del mare termochimico).

Entalpia standard di formazione

Variazione di entalpia tra quella degli elementi puri e quella del composto formatosi, corrisponde all'entalpia standard per mole di unità formula necessaria alla sintesi di un composto a partire dai suoi elementi costitutivi nella formula più stabile e alla pressione di 1 atm

• Se negative la formazione del composto richiede energia
• Se positive la formazione del composto libera energia

Entalpia di reazione

Può essere calcolata a partire dalle entalpie standard di formazione dei reagenti e dei prodotti. L'entalpia di reazione sarà la differenza tra le due (ΔH_prodotti - ΔH_reagenti).

Reazioni chimiche

Reagenti ----> Prodotti

Rottura dei legami, ridistribuzione degli atomi per la formazione di nuovi legami.

Bilanciamento delle reazioni

• Scrivere l'equazione qualitativa H₂ + O₂
• Scegliere i coefficienti stechiometrici che bilanciano l'equazione  2H₂ + O₂ 2H₂O

Reazioni di precipitazione

Gli ioni vengono miscelati ed una combinazione degli ioni non è solubile. Per miscelazione di due soluzioni elettrolitiche si forma un prodotto solido.

Reazioni di neutralizzazione (o acido-base)

I protoni (ioni H⁺) sono trasferiti da un acido a una base, neutralizzando il composto.

Definizioni

• Acido di Arrhenius: un composto che in acqua rilascia ioni H⁺
• Base di Arrhenius: un composto che in acqua produce ioni OH^- (ione idrossido)
• Acido di Brønsted: donatore di protoni
• Base di Brønsted: accettore di protoni

Definizioni di Brønsted

• L'acido coniugato di una base di Brønsted è l'acido che si forma quando la base accetta un protone
• La base coniugata di un acido di Brønsted è la base che si forma quando l'acido dona un protone

Definizioni di Lewis

• Acido di Lewis: specie chimica povera di elettroni (accettore di doppietti elettronici)
• Basi di Lewis: specie chimica ricca di elettroni (donatore di doppietti elettronici)

Reazioni Redox (ossidoriduzione)

• Combustione
• Corrosione
• Fotosintesi
• Metabolismo alimentare
• Estrazione di metalli dai minerali

Ossidazione

Perdita di elettroni

Riduzione

Acquisizione di elettroni

Nelle reazioni redox c'è sempre variazione del numero di ossidazione.

Numero di ossidazione

Carica fittizia assegnata ad ogni atomo di una molecola, un aumento del NO corrisponde a un'ossidazione, una diminuzione del NO corrisponde a una riduzione. Allo stato naturale ogni atomo di un elemento ha un numero di ossidazione specifico.

Forma ossidata + elettroni -----> Forma ridotta