Chimica - inorganica e organica

Appunti di

chimica

TipoAppunto: Riassunto

Argomento: Chimica e Propedeutica Biochimica

Anno: 2000

nomedocente: V. Bocchini

commento: Chimica organica ed inorganica

nome: Fulvio Cacciapuoti

facolta: SUN

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di Fulvio Cacciapuoti

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CHIMICA INORGANICA

....................................................................................................... 5

Atomo:

____________________________________________________ 5

Nucleoni

................................................................................................................................... 5

Ruotano attorno al nucleo ......................................................................................................... 6

Numero di Avogadro:

_________________________________________ 6

Mole:

______________________________________________________ 6

Peso atomico:

_______________________________________________ 6

Numero atomico, numero di massa, nuclidi, isotopi e isobari:

_________ 6

Modello atomico:

____________________________________________ 7

Il principio di indeterminazione di Heisenberg:

____________________ 7

L’equazione di Schroedinger:

__________________________________ 7

Numeri quantici:

____________________________________________ 8

Principio di esclusione di Pauli:

________________________________ 8

2

Regola di Hund:

_____________________________________________ 8

Principio di Aufbau:

__________________________________________ 8

Tavola periodica:

____________________________________________ 9

Effetto schermante e carica nucleare:

____________________________ 9

Energia di ionizzazione:

_______________________________________ 9

Affinità elettronica:

__________________________________________ 9

Elettronegatività:

___________________________________________ 10

Legami chimici:

____________________________________________ 10



Momento dipolare ( ):

_______________________________________ 11

Orbitali molecolari:

_________________________________________ 11

Distanza di legame:

_________________________________________ 11

Legge di Coulomb:

__________________________________________ 11

Dissociazione elettrolitica:

____________________________________ 11

Paramagnetismo:

___________________________________________ 12

Ibridazione degli orbitali atomici:

______________________________ 12

Cinetica chimica:

___________________________________________ 12

Teoria delle collisioni:

_______________________________________ 12

Velocità di reazione:

_________________________________________ 13

Molecolarità ed ordine di reazione:

_____________________________ 13

Reazioni di ordine zero:

______________________________________ 13

Reazioni di primo ordine:

_____________________________________ 13

Reazioni di secondo ordine:

___________________________________ 14

Temperatura e velocità di reazione:

_____________________________ 14

Equazione di Boltzmann:

_____________________________________ 14

Equazione di Arrhenius:

_____________________________________ 14

Catalizzatori e velocità di reazione:

_____________________________ 15

Equilibrio chimico:

__________________________________________ 15

Legge di azione di massa (o legge di Guldberg e Waage):

____________ 15

Principio dell’equilibrio mobile (o principio di Le Chatelier):

________ 16

3

Grammoatomo:

_____________________________________________ 16

Grammomolecola (mole):

_____________________________________ 16

Formule riassuntive

_________________________________________ 16

Peso equivalente di un acido:

__________________________________

16

Grammo-equivalente di un acido:

______________________________ 17

Peso equivalente di una base:

_________________________________ 17

Grammo-equivalente di una base:

______________________________ 17

Reazioni di ossido-riduzione:

__________________________________ 17

Costante di Plank:

__________________________________________ 17

Soluzioni:

_________________________________________________ 18

Dissociazione elettrolitica:

____________________________________ 19



Grado di dissociazione ( ):

___________________________________ 19

Costante di dissociazione dell’acqua (KW):

_______________________ 19

A 25°C una soluzione si definisce:

______________________________

19

pH e pOH:

________________________________________________ 19

Formule di calcolo di pH e pOH:

_______________________________ 20

Acidi e basi secondo Bronsted e Lowry:

__________________________

20

Elettroliti anfoteri (anfoliti):

__________________________________ 20

Forza di acidi e basi:

________________________________________ 20

Costante di dissociazione:

____________________________________ 20

Legge di diluizione (di Ostwald):

_______________________________ 21

Soluzioni tampone:

__________________________________________ 21

Equazione di Henderson-Hasselbalch:

__________________________ 21

CHIMICA ORGANICA

......................................................................................................... 22

Formule dei composti organici:

________________________________ 23

Tipi di reagenti:

____________________________________________ 23

Intermedi di reazione:

_______________________________________ 24

Tipi di reazioni organiche:

____________________________________ 24

Idrocarburi alifatici:

_________________________________________ 24

Alcani lineari

............................................................................................................................. 25

4

Radicali alchilici

........................................................................................................................ 25

Idrocarburi aromatici:

_______________________________________ 26

Alcoli:

____________________________________________________ 27

Le aldeidi e i chetoni:

________________________________________ 27

Acidi carbossilici:

___________________________________________ 29

Le ammine:

________________________________________________ 29

Ammidi, nitrili e isonitrili:

____________________________________ 30

Composti eterociclici azotati:

__________________________________ 31

Amminoacidi e proteine:

_____________________________________ 31

Catena alifatica

_____________________________________________ 32

Catena aromatica

___________________________________________ 32

Gruppo ossidrilico

__________________________________________ 32

Gruppo ammidico

___________________________________________ 32

Idrati di carbonio:

__________________________________________ 33

I lipidi:

___________________________________________________ 33

Nucleotidi, nucleosidi e acidi nucleici:

__________________________ 35

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CHIMICA INORGANICA

Atomo:

L’atomo rappresenta la parte più piccola della materia di cui presenta tutte le

caratteristiche sia fisiche che chimiche. Risulta costituito da centinaia di particelle

5

Nucleoni

subatomiche di cui solo 3 presentano caratteristiche fondamentali ai fini dei comportamenti

dell’atomo:

1. protoni –carica positiva

2. neutroni –privi di carica elettrica Ruotano attorno al nucleo

3. elettroni –carica negativa

Numero di Avogadro:

Indicato con il simbolo N o N , è il numero di molecole contenute in una mole di

A 0 12

qualunque sostanza o, alternativamente il numero di atomi contenuti in 12 gr. di C. Esso

risulta identico considerando una mole di qualunque sostanza. Le prime stime del numero

di Avogadro divennero possibili alla fine dell'Ottocento, dopo che il concetto di mole fu

23

esteso alle sostanze liquide e solide; attualmente si assume il valore 6,022 × 10 ,

calcolato come media approssimata dei dati ottenuti mediante metodi sperimentali chimici

e fisici indipendenti.

Mole:

La mole di una sostanza è una quantità in gr. pari al numero che esprime il suo peso

molecolare relativo. In essa è contenuto un numero di molecole che è espresso dal

numero di Avogadro.

Peso atomico:

Il peso atomico è un valore che indica il peso di un singolo atomo. Tale valore può essere

espresso in maniera assoluta o relativa. Il peso atomico assoluto indica il peso effettivo

di un atomo (espresso in gr.) di un elemento. Il peso atomico relativo indica quante volte

un atomo dell’elemento pesa in più rispetto all’U.M.A. (è un numero adimensionale).

Numero atomico, numero di massa, nuclidi, isotopi e isobari:

Il numero atomico (Z) indica il numero di protoni contenuti in un atomo. In un atomo

neutro il numero atomico indica anche il numero di elettroni. 6

Il numero di massa (A) esprime il numero totale di protoni e neutroni contenuti in un

atomo. Il numero di protoni può essere dato dalla differenza A–Z.

Il nuclide è un atomo contrassegnato dal suo numero atomico e dal suo numero di

massa. Esso si indica scrivendo in alto a sinistra il numero di massa ed in basso a sinistra

A

il numero atomico ( E).

Z

Il numero di neutroni è estremamente variabile da un atomo di un elemento all’altro;

aumenta con l’aumentare del numero di protoni senza una regola fissa o di stretta

proporzionalità.

Gli isotopi sono nuclidi che presentano lo stesso numero atomico ma un diverso numero

di massa. Gli elementi presenti in natura sono, di solito, un misto di vari isotopi. Esempi di

11 21 3

isotopi sono il prozio, il deuterio e il tritio (rispettivamente i nuclidi H, H e H).

1

Gli isobari sono nuclidi che presentano, a differenza degli isotopi, uno stesso numero di

massa e un diverso numero atomico.

Modello atomico:

Il primo modello atomico fu proposto da Thomson nel 1899, e secondo questo le

particelle dotate di carica erano disposte tutte in maniera uniforme nell’atomo.

Successivamente Rutherford propose un modello secondo cui protoni e neutroni erano

disposti nel nucleo, mentre gli elettroni erano liberi di muoversi attorno al nucleo stesso.

L’ipotesi più accreditata rimane quella di Bohr, secondo cui gli elettroni si muovono

attorno al nucleo (in cui sono contenuti protoni e neutroni) descrivendo delle orbite

stazionarie ben delimitate.

Il principio di indeterminazione di Heisenberg:

Date le caratteristiche dell’elettrone, Heisenberg formulò il suo principio di

indeterminazione, secondo cui è impossibile determinare con eguale precisione la

velocità e la posizione dell’elettrone.

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L’equazione di Schroedinger:

Il moto di un elettrone all’interno di un atomo è descritto da un’equazione d’onda che

tiene conto della continuità dell’onda descritta dall’elettrone e della stazionarietà dell’onda

7

nel tempo (cioè della sua non mutevolezza). L’equazione di Schroedinger è risolvibile

mediante l’introduzione di tre costanti: n, l ed m (definite numeri quantici)

.

Numeri quantici:

Gli orbitali atomici e le caratteristiche degli elettroni di un atomo dipendono dai 4 valori

detti numeri quantici. Si distinguono:

numero quantico principale (n) caratterizza lo stato energetico dell’orbitale in

1. base alla sua distanza dal nucleo. Può assumere valori interi compresi tra 1 e 7.

numero quantico secondario (l) riguarda la forma dell’orbitale. Può assumere

2. valori compresi tra 0 ed n–1.

numero quantico magnetico (m) esprime l’orientazione spaziale dell’orbitale. Può

3. assumere tutti i valori compresi tra – l ed l.

numero quantico di spin (s) indica il senso di rotazione dell’elettrone. Assume

4. solo valori che siano – ½ o + ½.

Principio di esclusione di Pauli:

Il principio di esclusione di Pauli (1925) afferma che gli elettroni di uno stesso atomo non

possono avere tutti e 4 i numeri quantici uguali (almeno uno deve essere diverso).

Regola di Hund:

La regola di Hund, o principio della massima molteplicità afferma che gli elettroni si

dispongono ad occupare il massimo numero di orbitali in un sottolivello.

Principio di Aufbau:

Per il principio di Aufbau, gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali seguendo l’ordine di

energia crescente.

-Lo stato fondamentale di un atomo è quello in cui questo è neutro e non eccitato-

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Tavola periodica:

Tutti gli elementi presenti in natura sono stati raggruppati nella cosiddetta tavola

periodica a lunghi periodi, in cui essi sono stati ordinati in base a numero atomico

crescente e disposti secondo 7 righe orizzontali (periodi) e 16 colonne verticali (gruppi).

Il gruppo IA comprende i metalli alcalini, il gruppo IIA i metalli alcalino-terrosi, il gruppo

IIIA viene chiamato gruppo del boro, il gruppo IVA gruppo del carbonio, il gruppo VA

gruppo dell’azoto, il gruppo VIA i calcogeni, il gruppo VIIA gli alogeni, il gruppo 0 i gas

nobili.

Effetto schermante e carica nucleare:

Gli elettroni di strati energetici differenti subiscono l’attrazione coulombiana da parte del

nucleo in misura diversa non solo per la diversa distanza, ma anche per l’effetto

schermante che gli elettroni interni esplicano a danno di quelli periferici.

Indicando quindi con Q la carica nucleare e con S la parte di carica che viene meno a

causa dell’effetto schermante, la carica effettiva (Q ) sarà data da: Q = Q – S.

eff eff

Lungo i periodi della tavola periodica, la Q aumenta, mentre rimane costante lungo i

eff

gruppi.

Energia di ionizzazione:

Viene definita energia di ionizzazione, l’energia necessaria per strappare l’elettrone più

debolmente legato all’atomo isolato allo stato gassoso e portarlo all’infinito. Tale energia

dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico. Se il numero di protoni è

maggiore di quello di elettroni, allora si parla di catione, in una condizione contraria,

abbiamo degli anioni.

Affinità elettronica:

L’affinità elettronica è definita come l’energia che viene liberata quando un elettrone viene

acquistato da un atomo neutro allo stato gassoso. Come l’energia di ionizzazione, anche

l’affinità elettronica dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico. 9

Elettronegatività:

La grandezza che raccoglie sia gli effetti dell’energia di ionizzazione che dell’affinità

elettronica è l’elettronegatività. Viene definita come la tendenza di un atomo ad attrarre

verso di sé gli elettroni di legame. Un elemento è elettronegativo se nelle sue interazioni

con altri elementi tende ad acquistare elettroni.

L’elemento più elettronegativo è il Fluoro (4), seguito dall’Ossigeno (3,5) e dall’Azoto (3).

Legami chimici:

L’insieme delle forze che tengono uniti due o più atomi fra loro in un assetto stabile di

minore energia costituita dai legami chimici. Questa configurazione è composta da 8

elettroni ed è indicata anche con il termine di ottetto. I legami si distinguono in deboli e

forti: i deboli sono i legami ad idrogeno (2-7 kcal/mol) e le forze di Van der Waals (1-4

kcal/mol), mentre i forti hanno energia compresa tra 50 e 250 kcal/mol.

legame ionico: è una forza di natura elettrostatica che si stabilisce tra due ioni