Chimica veterinaria

25 ottobre 2010 - Chimica

Fabiana Trombetti → 051 2097013 fabiana.trombetti@unibo.it

Esame e libri di testo

Esame orale

Libri di testo:

• Chimica e propedeutica biochimica Zanichelli oppure McGraw Hill
• Chimica di base per le scienze della vita Delfino
• Principi di metodologia biochimica Piccin (per laboratorio, facoltativo)

Liste di distribuzione → propedeutica biochimica MedVet 2010 per comunicazione e materiale

28 ottobre 2010 - Chimica

Scienza sperimentale e teorica

La chimica è la scienza sperimentale e teorica che studia la natura, la composizione, le proprietà e le trasformazioni permanenti della materia.

Materia e proprietà

Materia: tutto quanto occupa spazio o ha una massa. Possiede proprietà fisiche e chimiche. Le proprietà fisiche possono essere studiate senza che venga variata la composizione della materia. Le proprietà chimiche rappresentano la capacità (o incapacità) di una data sostanza di subire una variazione di composizione in determinate condizioni. Sono proprietà chimiche tutte le reazioni chimiche a cui una sostanza è in grado di partecipare.

Legge della conservazione della massa

Legge della conservazione della massa (Lavoisier 1777). Quando si verifica una trasformazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. La materia non si può né creare né distruggere.

Sistema

Sistema: qualsiasi porzione dell’universo che sia oggetto di studio (un campione, una provetta ecc.). Tutto quello che rimane fuori dal sistema si chiama ambiente esterno o intorno del sistema. I sistemi dal punto di vista fisico possono essere:

• Sistemi fisicamente omogenei
• Sistemi fisicamente eterogenei

Sistema fisicamente omogeneo (una fase) → presenta in ogni suo punto le medesime proprietà fisiche e chimiche, quindi non sono individuabili delle superfici di discontinuità (es. acqua).

Sistema fisicamente eterogeneo (due o più fasi) → non ha composizione uniforme, le proprietà variano da un punto all’altro del sistema e sono individuabili delle superfici di discontinuità (es. acqua + olio: due fasi).

Sistema chimicamente omogeneo → è presente una sola specie chimica, una sola sostanza.

Sistema chimicamente eterogeneo → contiene due o più specie chimiche, sostanze.

Soluzione: sistemi fisicamente omogenei ma chimicamente eterogenei.

Sistemi aperti, chiusi e isolati

Sistema aperto: può scambiare con l’ambiente sia materia che energia (es. pentola scaldata aperta).

Sistema chiuso: può scambiare con l’ambiente energia ma non materia.

Sistema isolato: non può scambiare con l’ambiente né energia né materia (es. thermos).

Sostanza

Sostanza (sostanza pura): è un particolare tipo di materia con composizione definita e costante (es. acqua e zucchero). Ogni sostanza è caratterizzata da proprietà specifiche o intrinseche (fisiche e chimiche) fisse e costanti che rendono possibile la distinzione delle sostanze. Le sostanze pure possono essere anche distinte in specie chimiche elementari o elementi → sostanze che non possono essere decomposte in sostanze più semplici né con mezzi chimici né con mezzi fisici (es. H₂ e O₂).

Le specie chimiche composte o composti → sono formati da due o più elementi differenti, combinati chimicamente secondo determinati rapporti fissi e costanti in massa e identici in qualunque porzione di materia considerata (es. H₂O).

Miscela: formata da due o più sostanze pure incapaci di reagire fra loro, mescolate in rapporti variabili (es. aria).

Atomi e Molecole

Tutte le sostanze sono costituite da atomi.

Atomo: la più piccola particella di un elemento che conserva caratteri strutturali per la sua identificazione. È la più piccola parte con cui l’elemento si combina per formare i composti. Tutti gli atomi di uno stesso elemento presentano le stesse identiche caratteristiche. Gli atomi possono essere legati insieme in modo specifico costituendo aggregati stabili, discreti e definiti detti molecole. Gli elementi sono costituiti da atomi dello stesso tipo mentre i composti sono costituiti da atomi di diverso tipo.

Costituzione dell'atomo

Atomo costituito dal nucleo che possiede la carica positiva. Il nucleo è circondato dagli elettroni. Il nucleo contiene varie particelle dette nucleoni → protoni e neutroni.

Il numero dei protoni è uguale al numero di elettroni, dato che la carica di un atomo è neutra. L’elettrone non incide in modo importante sulla massa dell’atomo ed è molto distante dal nucleo.

Numero atomico e numero di massa

Numero atomico: indica il numero di protoni presenti in un dato atomo. È rappresentato dalla lettera Z. Es. C₆

Il numero di protoni coincide col numero di neutroni (Carbonio: 6 neutroni e 6 protoni). Non sempre gli elettroni sono dello stesso numero perché possono formarsi ioni positivi (perdita di elettroni).

Numero di massa: specifica il numero di protoni e neutroni presenti in un atomo. È indicato con la lettera A. Es. C₆¹²

Il numero dei neutroni può essere superiore al numero di protoni.

Isotopi

Isotopi: sono nuclidi di uno stesso elemento aventi uguale numero atomico ma diverso numero di massa. Es. C¹²; C¹³; C¹⁴

Abbondanza % di un isotopo: è la percentuale di isotopi di un dato elemento presente in natura. I neutroni presenti nel nucleo evitano che i protoni si respingano.

Massa atomica e molecolare

Gli ordini di grandezza di neutroni e protoni (10^-27) sono stati modificati per gestire meglio le unità di misura.

Massa assoluta: massa reale di un corpo.

Massa relativa: valore di massa ottenuto in riferimento a un’altra massa (massa di riferimento). L’attuale unità di riferimento delle masse atomiche e molecolari relative è detta unità di massa atomica unificata (U.M.A) ed è rappresentata dalla dodicesima parte della massa atomica del carbonio 12 = 1.66 x 10^-27 Kg.

Massa atomica assoluta media: massa del carbonio 12 x % di abbondanza + massa carbonio 13 x % di abbondanza + massa carbonio 14 x % di abbondanza tutto diviso 100.

Peso atomico: è un numero adimensionale ottenuto in riferimento all’unità di massa unificata. È una massa atomica media relativa.

Mole, massa molare, volume molare

Mole: è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari (atomi, molecole, ioni, ecc.) uguale al numero di atomi contenuti in 0.012 Kg di carbonio 12. Il numero di particelle contenute in una mole è il numero di Avogadro (6.02 x 10²³).

4 novembre 2010 - Struttura dell'atomo

Teorie sulla struttura atomica

Thomson: atomo come massa sferica di elettricità positiva contenente uniformemente distribuiti gli elettroni con carica negativa in modo da rendere elettricamente neutro l’atomo.

Rutherford: scopre che la massa e la carica positiva dell’atomo sono concentrate in un nucleo centrale molto piccolo rispetto all’atomo: all’esterno si trovano elettroni negativi che ruotano attorno al nucleo in orbite di qualsiasi dimensione.

Planck: teoria dei quanti.

Bohr: prevedeva che l’atomo avesse delle orbite quantizzate in cui si trovano gli elettroni. L’energia degli elettroni è stazionaria, rimane invariata. Se all’atomo viene fornita energia, l’elettrone acquista una determinata quantità di energia passando a un livello superiore più lontano dal nucleo. Gli intervalli di energia sono quindi quantizzati, pacchetti di energia definiti. Più l’elettrone ha energia, più è lontano dal nucleo, perché riesce a vincere la forza di attrazione del nucleo.

Sistema stabile: molecola o atomo con quantitativo di energia minore.

De Broglie: natura dualistica dell’elettrone. L’elettrone si comporta sia come particella sia come onda: a ogni particella è associata un’onda, la cui lunghezza d’onda è inversamente proporzionale alla massa.

Heisenberg: principio di indeterminazione. Non è possibile definire contemporaneamente e con certezza la posizione e la velocità (energia) di un elettrone. Si parla di probabilità che l’elettrone si trovi in quel determinato spazio (orbita).

Il modello ondulatorio dell'atomo

Gli elettroni si spostano nello spazio attorno al nucleo come onde. Gli andamenti ondulatori permessi per gli elettroni possono essere descritti con equazioni analoghe a quelle che descrivono i fenomeni ondulatori. Schroedinger scrive l’equazione e la risolve per l’idrogeno. Le soluzioni dell’equazione sono dette funzioni d’onda ψ. In ogni funzione d’onda compaiono tre parametri: n, l, m. Una funzione d’onda con i tre valori dei numeri quantici viene detta orbitale e descrive forma e densità delle nubi. L’orbitale è la regione di spazio in cui è massima la probabilità di trovare quell’elettrone con quella data energia.

Numeri quantici n, l e m

Numero quantico principale (n): può assumere valori interi da 1 all’infinito. Questo parametro ha significato di energia e specifica il livello energetico. Tanto più grande è il numero quantico principale, tanto più l’energia dell’elettrone è alta, tanto più l’elettrone è lontano dal nucleo. È correlato con la distanza dell’elettrone dal nucleo.

Numero quantico secondario o azimutale (l): può avere valori che vanno da 0 fino a n-1. Anche questo numero è correlato all’energia dell’elettrone e dell’orbitale e specifica il sottolivello energetico ed è correlato alla forma dell’orbitale.

Numero quantico magnetico (m): può assumere valori che vanno da – l fino a + l compreso lo 0. Questo numero è correlato all’orientamento di un orbitale quanto sottoposto a un campo magnetico esterno.

Se n = 1, l = 0 (rappresentato con la lettera S → orbitale S, si rappresenta graficamente con una sfera), m = 0. Nel primo livello energetico si ha quindi l’orbitale 1S. Il numero è il livello di energia, la lettera la forma dell’orbitale.

Se n = 2, l = 0 → orbitale S, m = 0 2S (1 orbitale)
m1 → orbitale P, m = -1, 0, + 1. Orbitali P: forma bilobata 2P (2Px, 2Py, 2Pz, 3 orbitali)

Se n = 3, l = 0 → orbitale S, m = 0 3S (1 orbitale)
m1 → orbitale P, m = -1, 0, +1 3P (3 orbitali)
m2 → orbitale D, m = -2, -1, 0, +1, +2 forma a quadrifoglio, 3D (5 orbitali) l’ultimo è bilobato con anello al centro

Se n = 4, l = 0 → orbitale S, m = 0 4S (1 orbitale)
m1 → orbitale P, m = -1, 0, +1 4P (3 orbitali)
m2 → orbitale D, m = -2, -1, 0, +1, +2 4D (5 orbitali)
m3 → orbitale F, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 forma polilobata 4F (7 orbitali)

Numero quantico di spin

È correlato alla rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse in senso orario o antiorario. Due valori: + ½ o – ½.

Principio di esclusione di Pauli: In un atomo due elettroni non possono avere la stessa serie di numeri quantici, almeno uno deve essere diverso. Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposti. La rotazione genera piccoli campi magnetici che consentono ai due elettroni di coesistere nello stesso orbitale.

Configurazione elettronica

→ disposizione degli elettroni nello spazio negli orbitali attorno al nucleo. Sono costruite secondo vari principi.

• Principio di esclusione di Pauli.
• Principio Auf-Bau. Specifica l’ordine con cui sono riempiti i vari orbitali. Gli elettroni si distribuiscono prima negli orbitali con minore energia, poi in quelli con energia maggiore. Relazione che specifica l’ordine di energia crescente. Prima si riempiono gli orbitali nS, poi gli orbitali (n-2)F (orbitali precedenti rispetto a nS), poi gli (n-1)D, livello precedente rispetto a nS, infine gli orbitali nP. nS (n-2)F (n-1)D nP energia crescente
• Regola di Hund. Quando ci sono orbitali isoenergetici (orbitali degeneri), questi orbitali vengono prima occupati da un singolo elettrone, successivamente se necessario vengono occupati da un secondo elettrone. Occupano prima tutti gli orbitali (uno per ciascun orbitale con spin parallelo), se avanzano elettroni, si riparte dal primo orbitale e si inseriscono ovviamente con spin opposto. Esempio: At 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3D¹⁰ 4P⁶ 5S² 4D¹⁰ 5P⁶ 6S² 4F¹⁴ 5D¹⁰ 6P⁵

Tavola periodica degli elementi

Gruppi: righe verticali

Periodi: righe orizzontali

Gli elementi sono ordinati per numero atomico crescente. Gli atomi dello stesso gruppo presentano la stessa configurazione elettronica esterna (cioè il livello di valenza). Gli atomi con uguale configurazione elettronica presentano proprietà simili (chimiche e fisiche). L’andamento periodico delle proprietà degli atomi riflette l’andamento periodico delle configurazioni elettroniche.

4 blocchi: il primo è il blocco S a sinistra, a destra c’è il blocco P. Elementi dei blocchi S e P sono noti come elementi rappresentativi (possiamo trovare tutte le proprietà degli atomi). Il blocco in mezzo è il D, noti come metalli di transizione. Stanno riempiendo gli orbitali (n-1)D. Gli elementi del blocco F sono in basso, chiamati elementi di transizione interna, sono tutti gli atomi che stanno riempiendo gli orbitali (n-2)F.

Gruppi A: tutti gli elementi rappresentativi. (IA, IIA, IIIA ecc.) I numeri corrispondono al numero di elettroni di valenza. Esempio: elemento V A ha 5 elettroni di valenza.

Gruppi B: metalli di transizione.

Periodi: il numero del periodo corrisponde al numero del livello energetico esterno che si sta riempiendo. L’idrogeno fa eccezione, ha le proprietà più simili al gruppo IV A che al gruppo a cui appartiene, cioè I A. Infatti hanno la configurazione completa a metà, proprio come gli elementi del IV gruppo (cioè ad esempio carbonio e silicio).

8 novembre 2010 - Gas nobili

Nell’ultimo gruppo (gas nobili) sono presenti otto elettroni nel livello esterno (orbitali completi). Hanno una configurazione elettronica stabile, non hanno una grande tendenza a reagire con altri atomi. Gli elettroni che si trovano fra l’elettrone esterno e il nucleo compiono un effetto schermo, cioè annullano parzialmente la carica positiva che attrae l’ultimo (o gli ultimi) elettroni esterni.

Carica nucleare effettiva

Carica nucleare effettiva: è realmente percepita dall’elettrone.
Z(eff) = Z – S (carica del nucleo meno carica schermata dagli elettroni interni). La carica effettiva da sinistra verso destra nella tavola periodica tende ad aumentare. Variano raggio atomico, potenziale di ionizzazione e affinità elettronica. Varia poco dall’alto verso il basso.

Raggio atomico

È correlato col volume dell’atomo. Se ci sono due atomi legati, di solito il raggio è la metà del diametro che congiunge i due nuclei. Se i due atomi sono legati covalentemente con sovrapposizione delle nubi elettroniche il raggio è minore del segmento che congiunge i due nuclei.

• Lungo il periodo, da sinistra verso destra il raggio atomico tende a diminuire. Lungo il gruppo dall’alto verso il basso, il raggio atomico tende ad aumentare.

Energia o potenziale di ionizzazione

È la minima energia richiesta per allontanare un elettrone più lontano dal nucleo di un atomo.

• Lungo il periodo da sinistra verso destra l’energia di ionizzazione tende ad aumentare. Lungo il gruppo dall’alto verso il basso l’energia di ionizzazione tende a diminuire.

Gli atomi che si trovano nel primo gruppo ad esempio tendono a perdere facilmente il loro elettrone più esterno. Inoltre, così facendo raggiungono una configurazione completa e diventano cationi (come sodio e potassio).

Affinità elettronica

Esprime la variazione di energia quando un atomo gassoso acquista elettroni. Se un atomo acquista facilmente elettroni la variazione di energia sarà più grande (l’atomo perde energia). Si può descrivere anche come la facilità che un atomo ha di acquistare elettroni. Questi atomi diventano anioni.

• Lungo il periodo da sinistra verso destra l’affinità elettronica tende ad aumentare. Lungo il gruppo dall’alto verso il basso l’affinità elettronica tende a diminuire.

Gli elementi toccati dalla linea a zig zag a destra sono una via di mezzo fra semimetalli e metalli. I metalli sono caratterizzati dalla mobilità degli elettroni esterni. Hanno bassa energia di ionizzazione e bassa affinità elettronica. Tendono a perdere facilmente i propri elettroni esterni. Il carattere metallo implica anche il carattere basico.

Caratteristiche periodi gruppi

• Raggio atomico: diminuisce lungo il periodo, aumenta lungo il gruppo.
• Energia potenziale o di ionizzazione: aumenta lungo il periodo, diminuisce lungo il gruppo.
• Affinità elettronica: aumenta lungo il periodo, diminuisce lungo il gruppo.
• Elettronegatività: aumenta lungo il periodo, diminuisce lungo il gruppo.
• Potenziale ionico: diminuisce lungo il periodo.

Legame chimico

Tutti gli atomi tendono a completare il proprio livello esterno, per raggiungere uno stato che sia il più stabile possibile (come i gas nobili). Tendono quindi a completare l’ottetto dell’ultimo livello. L’unica eccezione sono l’idrogeno e l’elio che hanno solo due atomi nell’ultimo livello (si parla in ogni modo anche per questi due elementi di regola dell’ottetto).

Il legame chimico è un’interazione tra due o più atomi. Tutto quello che accade spontaneamente, fa perdere energia. Infatti i legami che si creano nell’atomo diminuiscono l’energia complessiva dell’atomo. Il legame chimico è una qualsiasi interazione capace di tenere uniti due o più atomi in modo da costituire un sistema stabile con energia minore rispetto a quello degli atomi isolati. Quando si forma un legame quindi viene emessa energia.