Chimica medica, chimica inorganica e chimica organica

La materia

La materia è tutto ciò che occupa uno spazio ed è dotato di massa. È divisa in sostanze pure e miscele:

Sostanze pure

Hanno composizione definita e costante. Sono formate da:

• Elementi (sostanze formate da atomi della stessa specie e non possono essere scomposti in specie più piccole): oro, ferro, ossigeno;
• Composti (sostanze complesse che possono essere trasformate in elementi perché sono costituite da due o più elementi combinati in rapporto fisso e costante di massa): acqua, sale, anidride carbonica.

Miscele

Formate da due o più sostanze mescolate in rapporti variabili. Possono essere:

• Omogenee o soluzioni se hanno una composizione uniforme e presentano una sola fase (porzione della materia che indica proprietà identiche): vino, acqua. L’individuo chimico presente in maggior quantità è chiamato solvente, tutti i componenti sono chiamati soluti.
• Eterogenee o miscugli se presentano due o più fasi: acqua e olio. La fase presente in maggior quantità viene definita fase disperdente. Tutte le altre fasi si definiscono fasi disperse. I miscugli si dividono in dispersioni colloidali (particelle piccole disperse nell’altra componente, dimensione 1-100 nm) e in sospensioni (particelle di grandi dimensioni non riescono ad essere disperse, dimensioni +100 nm).

Separazione delle miscele

• Soluzioni vengono separate per osmosi: effettuata mediante una membrana semipermeabile, cioè una membrana con pori di dimensione tale da lasciar passare le molecole di solvente ma non le particelle di soluto.
• Dispersioni colloidali vengono separate per dialisi: effettuata mediante una membrana dializzante, una membrana con pori di dimensione tale da lasciar passare le molecole di solvente e di soluti di una soluzione, ma non le particelle colloidali.
• Sospensioni vengono separate per filtrazione meccanica: effettuata mediante una semplice membrana filtrante, come ad esempio carta da filtro.

Atomo

L'atomo è la più piccola parte di un elemento che conserva caratteristiche strutturali (numero di protoni del nucleo) sufficienti per riconoscere l’appartenenza all’elemento. Non possiede le caratteristiche chimiche dell’elemento. È formato da un nucleo, costituito da protoni e neutroni e dagli elettroni. I protoni hanno carica positiva, gli elettroni carica negativa e i neutroni non hanno carica. Protoni e neutroni sono molto più pesanti degli elettroni, infatti, essi determinano la massa dell’intero atomo. In un elemento il numero dei protoni degli atomi non varia infatti il loro numero rappresenta un modo di riconoscimento dell’elemento.

Numero atomico e di massa

• Numero dei protoni = Numero atomico = Z
• Numero dei protoni + neutroni = Numero di massa = A

Gli isotopi hanno uguale numero atomico ma diverso numero di massa. Un atomo può acquistare o perdere elettroni negli strati esterni al nucleo trasformandosi in uno ione positivo o catione (se ha perso uno o più elettroni) o in uno ione negativo o anione (se ha acquistato elettroni). I numeri atomico e di massa e la massa dell’atomo non vengono modificati.

• Catione = X⁺ - e^- X
• Anione = X^- + e^- X

Numero di ossidazione = valore della carica positiva o negativa dello ione (N.O).

Molecole

La molecola è la più piccola parte di un individuo chimico che ne conserva le proprietà chimiche e potenzialmente quelle fisiche ed è capace di esistenza indipendente. È sempre formata da due o più atomi legati con legame chimico, solo per i gas nobili si ha una molecola monoatomica, gli atomi di tutti gli altri elementi non esistono in forma stabile, ma come aggregati di più atomi a formare molecole.

Allotropia

Allotropia è la caratteristica di alcune molecole che possono esistere in due o più forme stabili diverse per struttura e proprietà (ossigeno: O₂ e O₃).

Formule molecolari

• Formula molecolare: rappresenta l’esatto numero di atomi che forma una molecola.
• Formula minima: indica il tipo di atomi (quali elementi) che costituiscono la molecola e il rapporto minimo con cui entrano a costituire la molecola (es. H₂O, CH₂O).
• Formula di struttura di Lewis: indica il tipo di atomi, il numero di atomi per ogni tipo e il concatenamento (come sono legati fra loro) degli atomi che formano la molecola.

Risonanza avviene quando più formule, dette formule limite, concorrono a definire la vera struttura di una molecola. Viene simbolizzata con una freccia a due punte. Non è un fenomeno naturale ma un artifizio. Ibrido di risonanza è la struttura reale della molecola o ione che si trova nella situazione di risonanza. Forme limite di risonanza sono strutture scritte per rappresentare la molecola.

Rappresentazione di Lewis per ossiacidi

Si parte dall’elemento caratterizzante X, l’idrogeno NON è mai legato direttamente a X. Si legano gli ossigeni a X e poi l’idrogeno all’ossigeno.

Calcolo numero di ossidazione dalla formula molecolare

• Il numero degli atomi negli elementi è 0.
• Il numero di ossidazione totale di una molecola è 0.
• Il numero di ossidazione di uno ione è uguale alla sua carica.
• L’idrogeno ha sempre numero di ossidazione = +1 (tranne in H₂ che è 0 e negli idruri è -1).
• L’ossigeno ha sempre numero di ossidazione = -2 (tranne in O₂ che è 0 e nei perossidi è -1).
• Il I gruppo ha sempre numero di ossidazione +1 (Li, Na, K).
• Il II gruppo ha sempre numero di ossidazione +2 (Be, Ca, Mg).

Massa e mole

Massa

Per modificare lo stato di moto di un oggetto è necessario applicare una forza proporzionale alla sua massa. È costante in ogni punto dell’universo (kg).

Peso

Forza che si esercita su un oggetto dotato di massa immerso in un campo gravitazionale; può quindi variare da punto a punto.

Massa atomica

Definita come la massa corrispondente a 1/12 della massa del nuclide 12 del carbonio ¹²C. Un’unità di massa (u) corrisponde a 1,66 x 10^-27 kg. 1 u = 1,66 x 10^-27 kg. (Masse atomiche: O = 16 u; C = 12 u; H = 1 u).

Massa molecolare

Somma delle masse dei singoli atomi che compongono una molecola. (Massa molecolare del glucosio = 12 x 6 (6 atomi di C) + 1 x 12 (12 atomi di H) + 16 x 6 (6 atomi di O) = 180 u).

Mole

La quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguale al numero di atomi contenuti nel numero di Avogadro (N_A: 6,022 x 10²³). Mole = n =

Massa molare

La massa di una mole di molecole. La massa molare espressa in g è numericamente uguale alla massa molecolare in u della particella a cui si riferisce. (La massa molecolare del glucosio è 180 u, la massa di una mole (massa molare) di molecole di glucosio è 180 g).

Modello atomico e quantizzazione dell’energia

Quantizzazione dell’energia

Qualsiasi forma di energia non varia in modo continuo ma di quantità discrete (i quanti di energia), in altre parole l’energia non può assumere qualsiasi valore ma solo ben determinati valori corrispondenti ai livelli energetici permessi.

Modello di Bohr

L’atomo è costituito da un nucleo positivo nel quale è concentrata la massa e da elettroni, corpuscoli carichi negativamente che ruotano attorno al nucleo in orbite quantiche (corrispondenti a livelli energetici permessi), senza emettere energia. L’energia dell’elettrone è quantizzata, cioè non può variare in modo continuo ma per quantità discrete e aumenta all’aumentare della distanza della sua orbita dal nucleo. L’elettrone può passare da un’orbita permessa ad un’altra emettendo (o acquistando) l’energia corrispondente alla differenza fra i due livelli permessi corrispondenti.

Modello attuale

Modello dualistico ondulatorio-corpuscolare: per poter interpretare tutti i fenomeni fisici legati alla radiazione elettromagnetica. I fenomeni legati alla trasmissione nello spazio (riflessione, rifrazione ecc.) vengono spiegati considerandola dal punto di vista ondulatorio, mentre i fenomeni legati alla trasmissione di energia sono spiegati solo considerandola dal punto di vista corpuscolare.

Elettrone è una nuvola di carica negativa.
Orbitale è definito come lo spazio (struttura tridimensionale) circostante il nucleo in cui vi è una probabilità definita (es. 95%) di trovare l’elettrone.

Numeri quantici

Parametri con cui viene descritto l’orbitale.

• Numero quantico principale n: specifica il livello energetico dell’orbitale, al suo aumentare aumenta l’energia dell’orbitale e la distanza dal nucleo. Assume valori interi positivi: 1, 2, 3…∞. Per ogni valore di n esistono n² orbitali diversi.
• Numero quantico secondario l: identifica il tipo o forma dell’orbitale. Assume valori interi da n-1 a 0.
  L=0 1 orbitale s → o L=1 3 orbitali p → o L=2 5 orbitali d → o L=3 7 orbitali f → o
• Numero quantico magnetico m: identifica l’orientamento dell’orbitale nello spazio. Assume valori interi da – l … 0 …+ l.
  L=0 m=0 → o L=1 m= -1, 0, +1 → o L=2 m= -2, -1, 0, +1, +2 → o L=0 m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 → o
• Quarto numero quantico m_s: identifica uno dei due elettroni che si configurano nell’orbitale definito dai primi tre. Assume solo due valori +1/2 (spin up o ↑) e –1/2 (spin down o ↓).

Configurazione elettronica

Configurazione elettronica: come sono distribuiti gli elettroni di un atomo nei diversi orbitali. La distribuzione degli elettroni negli orbitali avviene secondo tre regole:

1. Gli elettroni si dispongono in modo da occupare l’orbitale a più bassa energia disponibile (il più basso livello energetico). L’ordine di riempimento degli orbitali è: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
2. In un atomo non ci possono essere due elettroni con gli stessi numeri quantici, devono differire almeno per lo spin (m_s), significa che in un orbitale si possono configurare al massimo 2 elettroni con spin antiparallelo (uno con m_s = +1/2 e l’altro con m_s = -1/2).
3. Si sistemano gli elettroni uno per ciascun orbitale degenere, con spin parallelo e quindi si sistemano gli altri elettroni.

Sistema periodico

Si dispongono gli elementi a numero atomico crescente (quindi a numero di elettroni crescente) da sinistra a destra su di una riga e andando a capo (iniziando una nuova riga) ogni volta che si inizia un nuovo strato, ciò significa che gli ultimi elementi a destra di ogni riga hanno lo strato elettronico esterno completo, infatti, l’elemento con un elettrone in più si colloca nella riga sottostante.

Periodi e gruppi

• Periodi: sono rappresentati dalle righe orizzontali, gli elementi dello stesso periodo hanno gli elettroni esterni sullo stesso strato.
• Gruppi: sono rappresentati dalle righe verticali, gli elementi di uno stesso gruppo hanno lo stesso numero di elettroni sullo strato esterno.

Potenziale di prima ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività

• Potenziale di prima ionizzazione: è l’energia che si deve fornire per allontanare all’infinito (strappare) un elettrone da ciascun atomo di una mole di atomi neutri allo stato gassoso.
• Affinità elettronica: è l’energia che si libera quando ciascun atomo di una mole di atomi allo stato gassoso, acquista un elettrone.
• Elettronegatività: è la tendenza di un atomo di un elemento ad attrarre verso di sé le coppie elettroniche dei legami a cui partecipa. NON è un’energia (a differenza del potenziale di ionizzazione e dell’affinità elettronica) e si misura con unità arbitrarie. L’elettronegatività si esercita non su generici elettroni, ma solo sugli elettroni di coppie di legame a cui l’atomo partecipa.

Potenziale di prima ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività, aumentano lungo un periodo da sinistra a destra, e lungo un gruppo dal basso verso l’alto.

Metalli, non metalli e gas nobili

Metalli

Sono elementi caratterizzati da un basso potenziale di ionizzazione, hanno pochi elettroni sullo strato più esterno e quindi tendono a perderli trasformandosi in cationi, in questo modo rimangono con lo strato precedente completo. Sono ottimi conduttori di prima specie.

Non metalli

Sono elementi caratterizzati da una elevata affinità elettronica, ad essi mancano pochi elettroni per completare lo strato esterno e quindi tendono ad acquistarli trasformandosi in anioni. Non sono buoni conduttori.

Gas nobili

Gli elementi dell’ultimo gruppo a destra (gruppo 18) sono i soli costituiti da atomi estremamente stabili (esistono in molecole monoatomiche, cioè formate da un solo atomo). Presentano lo strato elettronico esterno completo, non hanno tendenza a formare legami chimici.

Idrogeno

Ha un solo elettrone presente nel primo strato. Esso in presenza di un metallo può acquistare un elettrone, formando lo ione idruro H^- e completando lo strato (il 1° strato può contenere solo due elettroni). Non ha tendenza a perdere l’elettrone e a formare lo ione H⁺. Lo ione H^- (idruro) esiste in forma stabile. Al contrario, H⁺ non esiste stabilmente, può solo essere trasferito da una molecola all’altra. La ragione è che l’idrogeno ha un elettrone, se perde l’elettrone trasformandosi in H⁺, rimane solo il nucleo (protone), per cui la carica unitaria (positiva) sarebbe dispersa in un volume molto piccolo con conseguente elevata densità superficiale di carica.

Legami chimici

La prima teoria sulla formazione dei legami chimici è di Lewis: gli atomi di tutti gli elementi, con l’eccezione dei gas nobili tendono, acquistando, perdendo o mettendo in compartecipazione elettroni, ad avere una configurazione elettronica esterna completa analoga a quella dei gas nobili e conseguentemente a ciò si ha la formazione dei legami chimici.

Simbolismo di Lewis

L’atomo di un elemento viene rappresentato dal simbolo dell’elemento con in evidenza solo gli elettroni dello strato esterno (i soli coinvolti nella formazione del legame chimico), chiamati elettroni di valenza. Un punto rappresenta un elettrone in un orbitale (elettrone spaiato). Una linea (trattino) rappresenta una coppia di elettroni in un orbitale (elettroni appaiati con spin opposto).

Distanza e energia di legame

• Distanza di legame: è la distanza corrispondente al minimo di energia utilizzata per formare il legame; a distanza inferiore prevale la repulsione fra le nuvole elettroniche dei due ioni di carica opposta.
• Energia di legame: è l'energia necessaria per tenere aggregati due atomi e quindi è anche l’energia che bisogna fornire per separarli dalla distanza di legame allontanandoli a distanza infinita.

Tipi di legami

Legame ionico

Tra metallo e non metallo. È un legame di natura elettrostatica che si instaura fra ioni positivi derivanti da un metallo e ioni negativi derivanti da un non metallo, posti alla distanza di legame. Ricordiamo che i metalli hanno pochi elettroni sullo strato esterno che tendono a perdere in modo da rimanere con lo strato sottostante completo. Ai non metalli mancano invece pochi elettroni per completare lo strato esterno e quindi hanno tendenza ad acquistarli completando lo strato.

• I composti ionici sono solidi a temperatura ambiente, gli ioni sono disposti in una struttura ordinata tridimensionale, un reticolo tridimensionale ai cui nodi sono disposti gli ioni, quelli negativi circondati da ioni positivi e viceversa.
• Energia reticolare ionica: è l’energia necessaria (kJ/mol) che si deve fornire per portare allo stato gassoso (allontanare all’infinito) gli ioni che costituiscono una mole di formule del composto ionico.
• Conduttori di seconda specie: composti ionici allo stato liquido (fusione).

Legame metallico

Tra metalli. È l’attrazione elettrostatica fra gli ioni positivi che occupano i nodi del reticolo e la nuvola di elettroni delocalizzati (negativi) che si muovono nello spazio fra i nodi.

• La struttura metallica consiste in un reticolo tridimensionale ai cui nodi sono presenti atomi del metallo che, avendo perso i pochi elettroni dello strato esterno, si sono trasformati in ioni positivi, raggiungendo una configurazione elettronica completa. Gli elettroni delocalizzati si muovono lungo l’intera struttura: la nuvola elettronica compenetra il reticolo ionico.
• Conduttori di prima specie: ottimi conduttori di corrente elettrica. Immersi in un campo elettrico, gli elettroni si muovono velocemente dalle zone negative a quelle positive. Il movimento degli elettroni (movimento di carica) rappresenta la corrente elettrica.

Legame covalente

Messa in compartecipazione di una o più coppie di elettroni fra due atomi. Gli elettroni in compartecipazione si considerano appartenere ad ambedue gli atomi che così possono completare lo strato elettronico esterno.

• Ordine di legame: numero di coppie di elettroni condivisi fra due atomi. L’energia di legame aumenta all’aumentare dell’ordine di legame.