Chimica - Propedeutica Biochimica

Atomi e tavola periodica

Un atomo è la più piccola particella di un elemento che ne possiede ancora le caratteristiche e le proprietà. L'atomo è composto da protoni, neutroni ed elettroni. I primi due si trovano nel nucleo dell'atomo, gli elettroni ruotano intorno al nucleo.

Caratteristiche degli atomi

Numero atomico (Z): numero dei protoni di un atomo (pari al numero di elettroni essendo l’atomo stabile).

Numero di massa (A): somma tra protoni e neutroni contenuti nel nucleo dell’atomo.

Isotopi: sono atomi aventi lo stesso numero atomico e diverso numero di massa, questi atomi perciò possiedono lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni.

Massa atomica (o peso atomico, PA): massa relativa rispetto all’atomo di C.

L’unità di massa atomica (u) è 1/12 dell’atomo di C.

La massa molecolare relativa, o peso molecolare (PM), è la somma dei pesi atomici degli elementi che compongono la molecola. Il peso molecolare è noto anche come “peso formula”.

Principio di indeterminazione e orbitali

Heisenberg postulò il principio di indeterminazione, secondo cui non è possibile conoscere nel medesimo istante dove si trovi un elettrone e con che velocità si stia muovendo. Dall’equazione di Schrödinger è possibile individuare le regioni dello spazio nelle quali la possibilità di trovare un elettrone è massima. Tali regioni prendono il nome di orbitali. La dimensione, l’orientamento e la forma degli orbitali sono descritti dai numeri quantici.

Numeri quantici e configurazione elettronica

I primi tre numeri quantici servono ad indicare e distinguere i diversi orbitali, il quarto descrive una proprietà tipica dell’elettrone.

• Numero quantico principale (n): definisce il livello energetico dell'elettrone. Può assumere valori interi che vanno da 1 a 7. Quando “n” cresce, gli orbitali diventano più grandi, la loro energia cresce e gli elettroni si allontanano dal nucleo.
• Numero quantico secondario (l): definisce il sottolivello energetico. Stabilisce quanti orbitali di tipo diverso possono esistere nello stesso livello energetico. Vi sono 4 sottolivelli: s (contenente massimo 2 elettroni), p (contenente massimo 6 elettroni), d (10) e f (14).
• Numero quantico magnetico (m): descrive l’orientamento dell’orbitale nello spazio.
• Numero di spin (m_s): descrive la rotazione in senso orario o antiorario dell’elettrone.

Principio di esclusione di Pauli: due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposti. Lo strato di valenza è composto dagli elettroni contenuti nel livello più esterno. La configurazione elettronica di un elemento della tavola periodica è facilmente rappresentabile considerando solo lo strato di valenza. La configurazione a ottetto rende gli atomi stabili. Essa è raggiunta quando gli orbitali “s” e “p” sono riempiti con 8 elettroni.

La tavola periodica è suddivisa in gruppi (colonne) e periodi (righe). Il numero del gruppo indica il numero complessivo di elettroni presenti nello strato di valenza. La tavola periodica può essere divisa da una linea obliqua. Questa linea delimita i metalli dai non-metalli. Esiste un altro gruppo, dei semimetalli, che è composto dagli elementi che sono vicini alla linea di separazione.

Gli elementi del primo gruppo sono detti metalli alcalini. Gli elementi del secondo gruppo sono detti metalli alcalino-terrosi. Gli elementi dal 3° al 6° gruppo sono in parte metalli ed in parte non-metalli. Gli elementi del 7° gruppo sono detti alogeni. Gli elementi dell'ultimo gruppo sono detti gas nobili.

Il legame chimico

L'energia di ionizzazione è l'energia che necessita un atomo per allontanare da sé un elettrone. Tutti i metalli hanno una tendenza spiccata a cedere un elettrone, per raggiungere la configurazione ad ottetto del gas nobile precedente. I non metalli hanno tendenza ad acquistare elettroni per raggiungere la configurazione ad ottetto del gas nobile successivo.

L'elettronegatività di un atomo è la sua capacità ad acquistare elettroni. Un atomo poco elettronegativo tenderà a cedere i suoi elettroni.

Il legame ionico è la forza che tiene uniti due atomi che si sono scambiati un elettrone. Uno dei due atomi, avendo una elettronegatività maggiore, tenderà ad acquistare l'elettrone dell'altro atomo, che possiede elettronegatività minore.

Il legame covalente è un legame che si crea tra due atomi che mettono in compartecipazione un elettrone per raggiungere l'ottetto. Il legame covalente può essere singolo, se viene messo in compartecipazione 1 solo elettrone, può essere doppio se vengono messi in compartecipazione 2 elettroni o triplo se sono condivisi 3 elettroni.

Se i due atomi che mettono in compartecipazione gli elementi possiedono la stessa elettronegatività, il legame covalente che si forma prende il nome di legame covalente puro. Se i due atomi possiedono elettronegatività diversa, il legame è definito covalente polarizzato.

La rappresentazione di questi legami può avvenire attraverso le formule di Lewis, dove vengono rappresentate le coppie di elettroni condivise e le coppie di elettroni non condivise di ciascun atomo. L'obiettivo è quello di far raggiungere a tutti gli atomi la configurazione ad ottetto, rispettando la configurazione elettronica di ciascun atomo.

La geometria molecolare prevede una diversa rappresentazione: essa, attraverso la teoria VSEPR, rappresenta le molecole tridimensionalmente. Le molecole, a seconda della loro composizione, possono essere rappresentate in forma lineare, in forma triangolare planare, in forma tetraedrica, …

Il fenomeno della risonanza viene a crearsi quando vi è una delocalizzazione elettronica. In parole più semplici, essa avviene quando non è possibile stabilire con certezza i legami singoli, doppi e tripli presenti in una molecola.

Composti, reazioni chimiche e stechiometria

Gli idruri sono i composti formati da uno degli elementi della tavola periodica con l'idrogeno. Gli ossidi sono composti formati da uno degli elementi della tavola periodica con l'ossigeno.

Lo stato di ossidazione di un elemento è identificato con il numero di ossidazione. Esso rappresenta la carica che assumerebbe un atomo se si spezzassero i legami covalenti e gli elettroni venissero attribuiti in base all'elettronegatività degli elementi.

In una molecola, la somma dei numeri di ossidazione deve essere pari a 0. Un'equazione chimica è un'espressione che illustra i reagenti e i prodotti che entrano in gioco nella reazione. In ogni reazione chimica, il numero di atomi di ogni elemento che è presente nei reagenti deve essere uguale al numero di atomi contenuto nei prodotti. Questo perché la materia non si crea né si distrugge.

Per fare ciò occorre bilanciare la reazione applicando gli opportuni coefficienti stechiometrici. Essi sono numeri posti davanti alla molecola e, nel caso non vi sia alcun numero, viene sotto inteso che la molecola possiede coefficiente stechiometrico pari a 1.

Tipi di reazioni chimiche

• Reazioni di sintesi: dove due o più sostanze reagiscono per formare un unico prodotto.
• Reazioni di decomposizione: dove una sostanza si decompone per formare due o più prodotti.
• Reazioni di spostamento: dove un elemento reagisce con un composto per formare un nuovo composto e liberare un elemento dal composto di partenza.
• Reazioni di doppio scambio: due sostanze scambiano tra loro gli ioni positivi e negativi, formando due nuovi composti.

Le reazioni di ossidoriduzione (o reazioni redox) sono reazioni chimiche dove una sostanza si riduce ed una sostanza si ossida. La sostanza che cede elettroni aumenta il proprio numero di ossidazione e viene detta riducente. La sostanza che acquista elettroni e diminuisce il proprio numero di ossidazione viene detta ossidante.

La massa molecolare o peso molecolare è la somma delle masse atomiche degli elementi che costituiscono una determinata molecola. La mole è l'unità di misura della chimica per rappresentare la quantità di materia. Una mole di atomi/molecole di una certa sostanza corrisponde ad una quantità in grammi pari al peso atomico/molecolare della sostanza.

Capitolo 6: Energia, velocità delle reazioni ed equilibrio chimico

Leggi della termodinamica

1° legge della termodinamica: in un sistema “isolato”, l'energia può essere convertita da una forma all'altra ma non può essere distrutta. L'energia di un sistema “isolato” è costante ed è nominata energia interna (E). La minima variazione di energia in un sistema isolato ΔE è pari agli scambi di energia termica (calore - q) tra ambiente e sistema sommata all'energia meccanica (lavoro - w) che compie o subisce il sistema rispetto all'ambiente. ΔE = q + w

Il calore di una reazione prende il nome di entalpia (H) e la sua variazione ΔH è deducibile attraverso la sottrazione della variazione di energia ΔE al lavoro w. ΔH = ΔE – w

Tipi di reazioni in base al calore

• Esotermiche: ΔH < 0 – il sistema cede calore all'ambiente.
• Atermiche: ΔH = 0 – il sistema non scambia calore con l'ambiente.
• Endotermiche: ΔH > 0 – il sistema acquista calore dall'ambiente.

La spontaneità di una reazione è gestita dal secondo principio della termodinamica che prevede che qualsiasi processo naturale evolve spontaneamente nella direzione che comporta un aumento del disordine dell'universo. Il grado di disordine di un sistema è identificato dall'entropia (S). La variazione dell'entropia (ΔS) è data dalla quantità di calore q che viene assorbito dal sistema ad una determinata temperatura T per aumentare il disordine del sistema. ΔS = q / T – q = TΔS

La grandezza che indica la spontaneità di una reazione è l'energia libera di Gibbs (G). La variazione dell'energia libera di Gibbs (ΔG) è pari alla differenza tra la variazione di entalpia (ΔH) e il prodotto tra la temperatura (T) e la variazione di entropia (ΔS). ΔG = ΔH – TΔS

Tipi di reazioni in base all'energia

• Reazione esoergonica: ΔG < 0 – la reazione è spontanea.
• Reazione endoergonica: ΔG > 0 – la reazione necessita energia esterna per verificarsi.

Cinetica chimica

La cinetica chimica studia la velocità e la modalità attraverso le quali una reazione si verifica o meno. Essa studia le modalità secondo le quali le molecole possono urtarsi efficacemente, quindi l'energia cinetica necessaria all'urto e l'orientamento più vantaggioso per l'urto. L'energia cinetica è strettamente collegata alla temperatura. All'aumentare di quest'ultima, infatti, aumenta anche l'energia cinetica.

L'energia di attivazione di una reazione è la quantità di energia che necessitano i reagenti per trasformarsi nei prodotti. La velocità di una reazione chimica è data dal numero di molecole dei reagenti che si trasformano in prodotti nell'unità di tempo. v = k [reagenti] dove k è la costante di velocità che dipende dalla reazione e [reagenti] è la concentrazione dei reagenti espressa come molarità.

Nel caso di reagenti aventi coefficienti stechiometrici, i reagenti nella formula vengono elevati ai propri coefficienti stechiometrici.

La catalisi è il processo di accelerazione di una reazione grazie ad un catalizzatore. Un catalizzatore accelera la reazione abbassando l'energia di attivazione. Esso non viene modificato durante la reazione e ne esistono di diversi tipi. Le reazioni possono essere reversibili o irreversibili. Nel caso di reazioni reversibili, è possibile raggiungere l'equilibrio chimico.