Riassunto Chimica (parte I)

CHIMICA E BIOCHIMICA

CHIMICA GENERALE

La chimica studia la materia, ovvero tutto ciò che occupa spazio e che è dotato di massa. Essa si divide in

sostanze pure e miscele. Una sostanza pura è formata da un unico componente; l’acqua è un esempio. Una

miscela è formata da due o più sostanze, ognuna delle quali mantiene la sua identità. Ad esempio, acqua ed

etanolo possono formare una miscela. I due composti coesistono come sostanze pure e non reagiscono tra

loro.

Sostanze pure

• Elementi: Un elemento è la forma più semplice della materia. Gli elementi sono rappresentati da

simboli. Es: Na, H, O, N, S.

• Composti: Un composto è una sostanza formata dalla combinazione chimica di due o più elementi.

Es: acqua (H2O) -> I composti sono rappresentati da formule chimiche.

Miscele

• Omogenee: Hanno composizione uniforme e sono anche conosciute come soluzioni. Esempi:

soluzione di acqua e sale da cucina, l’aria.

• Eterogenee: Le miscele eterogenee non hanno composizione uniforme. Sono anche conosciute

come miscugli. Es: miscela di acqua e olio.

Composti molecolari e ionici

• Composti molecolari: Nella maggior parte dei casi, l’atomo di un elemento non è capace di esistere

libero ma si unisce saldamente con una forza che definiamo legame a uno o più atomi della stessa

specie o di specie diverse formando particelle stabili chiamate molecole (H O). La molecola di un

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composto è quindi la sua più piccola parte capace di esistere libera. Ogni molecola viene

rappresentata dalla sua FORMULA MOLECOLARE che indica da quali e quanti atomi è formata una

molecola. La formula molecolare è anche chiamata FORMULA BRUTA.

• Composti ionici: Un esempio è il cloruro di sodio (NaCl). Gli ioni sodio e cloruro del composto sono

organizzati a formare un cristallo ordinato. Non esiste quindi la molecola NaCl capace di esistere

libera, indipendentemente dall’esistenza di altre molecole. La formula NaCl è definita formula

minima e NON rappresenta la molecola ma i tipi di ioni presenti nel cristallo ed il rapporto in cui

sono presenti tra loro.

Ioni: costituiscono i composti ionici -> durante la formazione dei legami ionici gli atomi mantengono

costante il numero di protoni e neutroni presenti nel nucleo ma cedono o acquistano elettroni

assumendo una carica positiva (cationi) o negativa (anioni).

Unità chimiche di massa

Peso atomico assoluto: determinato calcolando la massa degli isotopi di un elemento e le loro quantità

relative ed espresso in grammi

Peso atomico relativo: rapporto tra il PA assoluto di un elemento e la dodicesima parte del PA assoluto del

carbonio ovvero l’unita di massa atomica (detta dalton pari a 1,6603 x 10-24 g)

Peso molecolare assoluto: massa media di una molecola espressa in grammi

Peso molecolare relativo: rapporto tra PM assoluto e dalton. Si ottiene facendo la somma dei PA relativi

degli atomi costituenti una molecola.

Mole: quantità di una sostanza che contiene un Numero di Avogadro (6,023 x 1023) di atomi, molecole o

ioni. Numero di moli: grammi/PA; grammi/PM

L’atomo

L’unità strutturale di base di un elemento è l’atomo che è la più piccola unità dell’elemento che ne conserva

le proprietà chimiche.

L’atomo è composto da tre particelle primarie: l’elettrone, il protone ed il neutrone.

In ogni atomo possiamo distinguere due regioni:

• Il nucleo che è una piccola regione carica positivamente localizzata all’interno dell’atomo. È

composto da particelle cariche positivamente, i protoni (+ 1) e da particelle non cariche, i neutroni.

• Intorno al nucleo troviamo gli elettroni che sono particelle cariche negativamente (- 1).

Numero atomico e numero di massa

Numero atomico (Z): numero di protoni [tutti gli atomi con lo stesso numero di protoni sono considerati

atomi dello stesso elemento.]

Numero di massa (A): numero di protoni + numero di neutroni

In un atomo neutro il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni.

Isotopi

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento che hanno identico numero di protoni ma diverso numero di

neutroni.

Gli isotopi dell’idrogeno: Idrogeno (A=1 e Z=1), Deuterio (A=2 e Z=1) e Trizio (A=3 e Z=1).

Struttura dell’atomo

Modello atomico di Bohr

Gli elettroni si trovano attorno al nucleo solo su determinate orbite circolari caratterizzate ognuna da un

determinato contenuto energetico.

Teoria dualistica di De Broglie

L’elettrone ha un comportamento dualistico; ha una doppia natura di particella e onda.

Principio di indeterminazione di Heisenberg

È impossibile determinare simultaneamente la velocità e la posizione di una particella. Ne consegue che

possiamo stabilire solamente la probabilità di trovare l’elettrone in una data regione dello spazio.

L’orbitale è quindi quella regione dello spazio attorno al nucleo in cui si ha il 95% di probabilità di trovare

l’elettrone. Esso può contenere fino a due elettroni. Gli orbitali più esterni sono chiamati orbitali di valenza

e sono gli elettroni di questi orbitale che fanno le reazioni chimiche formando legami con altri atomi.

Numeri quantici

Ogni orbitale è caratterizzato da una precisa dimensione, forma ed orientamento spaziale, qualità definite

attraverso l’utilizzo di 4 numeri, detti numeri quantici.

1. Numero quantico principale (n): specifica le dimensioni dell’orbitale, quindi si riferisce alla distanza

media tra l’elettrone ed il nucleo. La dimensione dell’orbitale aumenta all’aumentare di n (più n è

basso e più lo stato di energia dell’elettrone è basso); esso può assumere solo valori interi positivi.

2. Numero quantico secondario (l): definisce la forma dell’orbitale ed i diversi sottolivelli energetici

presenti in ciascun guscio. Esso può assumere tutti i valori interi positivi compresi tra 0 e n-1.

→

-n = 1 -> l = 0 (orbitale s) il livello 1 non è diviso in altri sottolivelli.

→

-n = 2 -> l = 0 (orbitale s) -> l = 1 (orbitali p) il livello 2 è diviso in 2 sottolivelli (s e p)

→

-n = 3 -> l = 0 (orbitale s) -> l = 1 (orbitali p) -> l = 2 (orbitali d) …… (s, p, d) →

-n = 4 -> l = 0 (orbitale s) -> l = 1 (orbitali p) -> l = 2 (orbitali d) -> l = 3 (orbitali f) …… (s, p, d, f)

3. Numero quantico magnetico (m): indica l’orientamento spaziale dell’orbitale e assume tutti i valori

compresi tra -l e +l. Es: →

l = 0 (orbitale s) -> m= 0 sfera

→

l = 1 (orbitali p) -> m= - 1; 0; +1 clessidra [p , p , p ci sono quindi 3 tipi di orbitali p]

x y z ->

[Orbitali con uguale valore di n ed l e diverso valore di m sono detti orbitali degeneri ovvero orbitali

aventi la stessa energia.]

4. Numero quantico di spin (ms): è associato al moto di rotazione dell’elettrone intorno al proprio

asse che può assumere due valori: 1/2 (rotazione in senso orario) o -1/2 (rotazione in senso

antiorario).

Secondo il principio di esclusione di Pauli in uno stesso atomo non vi possono essere due elettroni

aventi tutti e quattro i numeri quantici uguali. Due elettroni possono avere tre numeri quantici

uguali e quindi occupare lo stesso orbitale ma devono differire per quanto riguarda il numero di

spin.

Un orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni aventi spin opposto.

Configurazione elettronica

Dato un qualsiasi elemento è possibile determinarne la configurazione elettronica, ovvero la disposizione

degli elettroni negli orbitali. Devono essere seguite tre regole:

•Il principio di Aufbau dice che gli elettroni di ciascun atomo si dispongono negli orbitali secondo un ordine

di energia crescente.

•Il principio di esclusione di Pauli dice che nello stesso orbitale possono esserci al massimo due elettroni

che devono avere numero di spin opposto.

•La regola di Hund afferma che la più stabile disposizione negli orbitali degeneri è quella in cui gli elettroni

occupano il maggior numero di orbitali mantenendo gli spin paralleli.

TAVOLA PERIODICA E LEGAMI CHIMICI

Tavola periodica

Gli atomi presenti in natura sono classificati nella Tavola periodica degli elementi (righe: periodi=livelli

→

energetici; colonne: gruppi -> stesso gruppo stesse proprietà chimico-fisiche i primi due gruppi sono

“blocco s” perché tutti gli elementi di un gruppo hanno la stessa configurazione elettronica dell’ultimo

livello del loro orbitale, in questo caso “s”). I gas nobili hanno una configurazione elettronica particolare,

ovvero tendono ad avere completo l’ultimo livello energetico. Questa configurazione elettronica, eccezion

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fatta per l’He che ha solo due elettroni (configurazione 1s ) è la configurazione ns np . I gas nobili hanno

quindi 8 elettroni nell’ultimo livello energetico.

Regola dell’ottetto

La regola dell’ottetto afferma che gli elementi sono soliti cercare di raggiungere la configurazione

elettronica del gas nobile che si trova più vicino a loro nella tavola periodica. Durante le reazioni chimiche

infatti, all’atto della formazione dei legami, acquistano, perdono o condividono il minimo numero di

elettroni necessari a raggiungere l’ottetto e ad avere una configurazione tipo gas nobile, raggiungendo la

stabilità. I metalli preferiscono perdere elettroni ed acquisire la stessa configurazione elettronica del gas

nobile del periodo precedente; i non metalli preferiscono invece acquistare elettroni per avere la

configurazione elettronica del gas nobile che segue (sullo stesso periodo).

Proprietà periodiche

Sono grandezze tipiche di ogni atomo i cui valori variano in modo regolare (periodico) lungo i periodi ed i

gruppi della tavola periodica; esse sono:

• Raggio atomico: dà un’idea delle dimensioni dell’atomo di un elemento. Sulla tavola periodica,

aumenta andando dall’alto verso il basso e diminuisce andando da sinistra verso destra. Nei

periodi ciò accade poiché aumenta il numero di elettroni nell’ultimo livello così come aumenta

→

il numero di protoni nel nucleo e ciò porta all’aumento dell’attrazione tra elettroni e protoni

l’atomo si contrae e si ha una diminuzione delle dimensioni atomiche. Nei gruppi accade che il

numero dei gusci e quindi degli elettroni aumenta, ma gli elettroni più interni fanno da

schermo, allora man mano il raggio atomico aumenta.

• Energia di ionizzazione: rappresenta la minima energia richiesta per allontanare un elettrone da

un atomo rendendolo uno ione positivo. Se consideriamo la tavola periodica, aumenta

andando dal basso verso l’alto e da sinistra verso destra. Nei periodi -> es. Litio (1 elettrone

esterno) Fluoro (5 elettroni esterni) è più facile allontanare 1 elettrone per cui l’energia di

→

ionizzazione è più bassa nel Litio. metalli= basso valore di ionizzazione; non metalli= alto

valore di ionizzazione. Nei gruppi -> è più facile togliere un elettrone nel Cesio che nell’Idrogeno

perché nel Cesio l’elettrone si trova nel sesto livello e sente meno la forza attrattiva dei protoni,

viceversa l’idrogeno la sente di più.

• Affinità elettronica: misura l’energia che viene rilasciata quando un atomo neutro acquisisce un

elettrone per diventare uno ione negativo. Se consideriamo gli elementi presenti sulla tavola

periodica, aumenta andando dal basso verso l’alto e da sinistra verso destra.

Metalli= bassa affinità elettronica -> formano ioni positivi

Non metalli= alta affinità elettronica -> formano ioni negativi

• Elettronegatività: tendenza da parte di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni di legame. Se

consideriamo la tavola periodica, aumenta andando dal basso verso l’alto e da sinistra verso

destra. Il Fluoro è l’elemento con numero più alto di elettronegatività.

Il legame chimico

Gli atomi di quasi tutti gli elementi, eccezion fatta per i gas nobili, non si trovano mai liberi in natura ma

sempre legati ad altri atomi per formare molecole o aggregati cristallini.

Valenza: numero di legami che un elemento può formare ed è dato dal numero di elettroni che un atomo

può cedere, acquistare o mettere in compartecipazione all’atto della formazione del legame.

Legami intramolecolari:

• Legame covalente -> formati da molecole, ognuna delle quali è un’entità a sé stante.

• Legame ionico -> vengono acquistati o persi elettroni -> formati da ioni

Legami intermolecolari:

• Legame a Idrogeno

• Forze di Van der Walls

Legame covalente

È un legame intramolecolare e si forma tra atomi che mettono in compartecipazione una o più (al massimo

tre) coppie di elettroni appartenenti all’ultimo livello energetico.

Legame covalente omopolare: si forma tra atomi identici o tra atomi in cui vi sia una differenza in

elettronegatività < 0.4. La compartecipazione degli elettroni di legame avviene tra due atomi identici, per

cui la nuvola elettronica che si forma per sovrapposizione degli orbitali atomici coinvolti nel legame è

distribuita simmetricamente attorno ai due nuclei (poiché la differenza di elettronegatività è assente o

→

minima). es. Cl 2

Legame covalente polare: si forma tra specie atomiche diverse in cui vi sia una differenza in

elettronegatività compresa tra 0.4 e 1.7. In questo tipo di legame il doppietto elettronico è condiviso in

→

maniera differente tra due atomi, risultando spostato verso l’atomo più elettronegativo. es. HCl

Legame ionico

Quando la differenza di elettronegatività tra due elementi è elevata (> 1.7), si può avere il trasferimento di

uno o più elettroni da un atomo ad un altro con la formazione di un catione e di un anione. L’attrazione

→

elettrostatica tra questi ioni caratterizza il legame ionico. es. NaCl

Forze di Van der Walls

Forze attrattive o repulsive che si instaurano tra molecole. -> interazioni deboli

Legame a idrogeno

Attrazione elettrostatica che si forma tra un atomo di H legato a un atomo di O, N o F ed altri atomi di O, N

o F facenti parte di una molecola vicina o della stessa molecola. Rappresentano i legami più forti.

COMPOSTI INORGANICI

Numero di ossidazione

Carica reale o formale che un atomo può assumere quando si attribuiscono gli elettroni di legame all’atomo

più elettronegativo.

n.o.=valenza

Regole per il calcolo del numero di ossidazione:

•In una molecola neutra la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi è = 0

•Il n.o. di una specie chimica allo stato elementare, O , H , N , è = 0.

2 2 2

•L’ H ha comunemente N.O. +1 tranne che in composti binari con i metalli, in cui presenta N.O -1

• L’ O ha comunemente N.O. -2 tranne che nei perossidi (H O , Na O ) in cui è -1

2 2 2 2

•Il Fluoro (F) ha sempre N.O. -1

• Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodio (I) hanno sempre N.O. -1 tranne quando sono legati ad elementi più

elettronegativi di loro

•I metalli hanno sempre N.O. positivi:

-I gruppo (metalli alcalini) N.O. +1

-II gruppo (metalli alcalino-terrosi) N.O. +2

-III gruppo N.O. +3

Composti binari dell’ossigeno

Contengono solo O ed un altro elemento.

Ossidi basici: metallo + ossigeno

x y

Formula generale: A O -> x= numero ossidazione ossigeno; y= numero ossidazione metallo

Nomenclatura: Numero ossidazione più basso -OSO; Numero ossidazione più alto -ICO

Anidridi (ossidi acidi): non metallo + ossigeno

x y

Formula generale: A O -> x= numero ossidazione ossigeno; y= numero ossidazione non metallo

Nomenclatura: Numero ossidazione più basso -OSO; Numero ossidazione più alto -ICO

Dissociazione elettrolitica

ELETTROLITI: Sostanze che una volta disciolte in acqua si dissociano in ioni positivi e negativi dando luogo a

soluzioni che conducono corrente elettrica. Si dividono in:

• Elettronvalenti -> composti ionici che sono già di per sé composti da ioni ed in soluzione si ha

semplicemente una separazione di cariche.

• Covalenti -> composti covalenti che non sono composti da ioni ma che in soluzione acquosa si

dissociano nei propri ioni.

• Forti -> si dissociano completamente.

• Deboli -> si dissociano solo in parte. In soluzione troveremo sia la sostanza indissociata che la

sostanza dissociata nei propri ioni.

NON ELETTROLITI: Sostanze che una volta disciolte in acqua non si dissociano in ioni positivi e negativi e

quindi le loro soluzioni non conducono corrente elettrica.

Idrossidi

Si ottengono per addizione di acqua agli ossidi basici.

Formula generale: Metallo (OH) -> x= n.o. metallo

x

Nomenclatura: Numero ossidazione più basso -OSO; Numero ossidazione più alto -ICO

Gli idrossidi sono elettroliti forti e sono completamente dissociati in acqua.

→ + - -

NaOH Na + OH -------> OH è chiamato ione ossidrile

Acidi ossigenati

Si ottengono per addizione di acqua alle anidridi.

Formula generale: H + Non Metallo + O

Nomenclatura: Numero ossidazione più basso -OSO; Numero ossidazione più alto -ICO

→

Esempi: SO + H 0 H SO (acido solforoso)

2 2 2 3

→

SO + H 0 H SO (acido solforico)

3 2 2 4

Composti binari dell’idrogeno

Contengono solo idrogeno ed un altro elemento. Es. NH

3

Idracidi: HCl; HBr; HI; HF; H S

2

Nomenclatura idracidi: –IDRICO

Gli acidi (idracidi e ossiacidi) si dissociano in acqua formando uno ione idrogeno chiamato anche protone

(H+) ed un anione. La maggior parte degli acidi sono elettroliti deboli fatta eccezione per: HCl; HI; HBr; (HF è

un acido debole).

- Acidi monoprotici:

→ + -

Es. HCl H + Cl