Riassunto esame Biochimica

ELETTRONEGATIVITÀ

Proprietà degli elementi che riflette la tendenza dei loro atomi ad attrarre elettroni. Secondo Mulliken è calcolata come: (ENERGIA DI IONIZZAZIONE + AFFINITÀ ELETTRONICA) / 2.

Alta elettronegatività: Elevata tendenza ad acquisire elettroni (scarsa tendenza a cederli).

Bassa elettronegatività: Scarsa tendenza ad acquisire elettroni (elevata tendenza a cederli).

Il fluoro è l'elemento più elettronegativo. L'ossigeno è il secondo dopo il fluoro.

I non metalli sono più elettronegativi dei metalli. I metalli sono in generale scarsamente elettronegativi.

N.B. Non si usa il termine elettropositivo.

Conoscere la differenza di elettronegatività tra due atomi è importante per prevedere la modalità della loro interazione.

IL LEGAME CHIMICO

Quando due atomi si avvicinano l'uno all'altro, il nucleo di ciascun atomo comincia ad attrarre gli elettroni dell'altro atomo.

Conseguentemente l'energia del sistema diminuisce. Ad un certo punto si raggiunge un minimo di energia. La distanza tra gli atomi a questo punto è definita distanza di legame. A distanze minori di tale distanza prevale la repulsione tra i nuclei. L'energia del sistema aumenta; gli atomi cominciano a respingersi e il sistema tende ancora alla distanza di legame. Il tipo di legame che si ottiene dipende dalla differenza di elettronegatività. In particolare si ha che: DEN < 0.2: la differenza di elettronegatività è trascurabile. La nuvola elettronica sarà equamente distribuita sui due atomi ed il legame che si ottiene è covalente omopolare (o apolare). Un esempio di questo caso si ha in molecole come H2, Cl2. 0.2 < DEN < 1.8: Essendo uno dei due atomi significativamente più elettronegativo dell'altro si ha che la nuvola elettronica risulta essere polarizzata sull'atomo più elettronegativo. Ne consegue che il

Il legame covalente è polare. Esempi si hanno in molecole come HCl.

DEN > 1.8: Se la differenza di elettronegatività è superiore ad un certo valore soglia, il sistema è descritto da un legame ionico. L'atomo più elettronegativo strappa l'elettrone a quello meno elettronegativo, la nuvola elettronica è distribuita solo sull'atomo più elettronegativo. Esempio di questo legame si ha in NaCl.

Regola dell'ottetto: Gli atomi di ogni elemento tendono ad acquisire la configurazione elettronica del gas nobile più vicino, ovvero 8 elettroni nello strato "di valenza".

Ad es. Na Na+ + e– Cl + e– Cl–

Infatti:

Na (sodio) ) 1 elettrone (configurazione esterna 3s1)

Cl (cloro) 7 elettroni (configurazione esterna 3s1 3p5)

Na+ (ione sodio) 8 elettroni livello 2 completo, come Neon

Cl– (ione cloruro) 8 elettroni (livello 3 completo, come Argon)

Quando due atomi che non possiedono l'ottetto

interagiscono fra loro, è possibile che uno o più elettroni passino da un atomo all'altro, con la produzione di specie chimiche dotate di carica elettrica opposta, dette IONI, che si attraggono reciprocamente. Gli ioni possono essere carichi positivamente (cationi) o negativamente (anioni).

Il legame che unisce due specie ioniche di segno opposto viene detto LEGAME IONICO (o legame eteropolare) ed è dovuto alla forza elettrostatica che segue la legge di Coulomb: Fab = k*(ZaZb)/r2ab.

Il trasferimento di elettroni avviene quando tra i due atomi vi è una grande differenza di elettronegatività (soprattutto se compresa tra 1,8 e 2). Tra due elementi si possono trasferire anche due o più elettroni.

Ad es.

Mg + Mg2+ + 2e-

F + e- → F-

Mg + 2F- → MgF2

Coefficiente stechiometrico

RAPPRESENTAZIONI DI LEWIS

1 elettrone: •

1 coppia di elettroni: ―

Atomo di sodio: Na•

Ione sodio: Na+

Atomo di cloro: Cl•

Ione cloruro: Cl-

-IL LEGAME IONICO E I COMPOSTI IONICI I composti ionici in condizione ambiente si presentano solidi, duri. Il rapporto tra ioni è tale da raggiungere sempre la neutralità del composto ionico. Il legame ionico, in realtà, non si determina tra due soli ioni: i composti ionici presentano un reticolo cristallino in cui un numero indefinito di ioni sono legati tra loro. NaCl (cloruro di sodio) I composti ionici, allo stato fuso o in soluzione, sono ottimi conduttori di elettricità e di calore. Ioni poliatomici: gli atomi all'interno dello ione sono uniti da un legame diverso (covalente, vedi poi). Sono formati da elementi non metallici del IV, V, VI e VII gruppo. Ad esempio: - PO4 3- ione fosfato (fosfato di Mg: Mg3(PO4)2) - NH4+ ione ammonio (cloruro di ammonio: NH4Cl) - CO32- ione carbonato IL LEGAME COVALENTE E LE MOLECOLE Il legame covalente si forma quando due atomi presentano una differenza di elettronegatività non elevata o nulla. In tal caso, potranno legarsi.mettendo in compartecipazione tra loro alcuni elettroni che vanno ad occupare un "orbitale molecolare": H· + ·HH – H Gli elettroni in compartecipazione ruotano intorno ad entrambi gli atomi, tenendo questi ultimi uniti fra loro. Quando i due atomi che si legano sono uguali (differenza di elettronegatività = 0), gli elettroni in compartecipazione spendono lo stesso tempo su entrambi. Il legame si dice COVALENTE PURO. IL LEGAME COVALENTE POLARE Ad esempio: H· + ·Cl H – Cl Quando i due atomi che si legano sono diversi, gli elettroni in compartecipazione spendono più tempo sull'atomo più elettronegativo e il legame si dice COVALENTE POLARE. Altri esempi sono acqua e metano. FORMULE DI STRUTTURA DI LEWIS Le specie chimiche in cui due o più atomi sono uniti da legami covalenti prendono il nome di MOLECOLE. Alcuni esempi di molecole con la relativa formula di struttura secondo Lewis: Alcuni elementi come P, S e Cl, del III periodo.elettroni rimanenti intorno agli atomi periferici in modo tale da completare l'ottetto di ciascun atomo.

elettroni rimanenti come coppie noncondivise, cominciando dagli atomi più elettronegativi fino araggiungere l’ottetto.

5. Se, dopo aver distribuito tutte le 12 coppie elettroniche, alcuniatomi non hanno raggiunto l’ottetto spostiamo una o più coppie noncondivise a formare legami doppi (o tripli).

6. Se ci sono atomi di H, considerare per loro un solo legame.

N.B. tra le eccezioni a questa regola c’è il Boro che si circonda di 6elettroni nello strato più esterno e forma solo 3 legami.

Nel caso di ioni poliatomici si deve tenere conto della loro carica,aggiungendo un pari numero di elettroni nel caso di anioni osottraendo un pari numero di elettroni nel caso di cationi.

Es. Ione nitrito (NO2–) Si contano gli elettroni: 5 dell’azoto, 12 deidue atomi di ossigeno e uno della carica negativa singola, per untotale di 18 elettroni cioè 9 coppie:

N _O

La struttura viene racchiusa in parentesi quadra riportando la caricaelettrica

determinano la geometria della molecola. Le principali geometrie molecolari sono: - Lineare: quando la molecola ha due atomi centrali e gli atomi sono allineati lungo una retta. Esempio: CO2 - Trigonale planare: quando la molecola ha tre atomi centrali e gli atomi sono disposti su un piano. Esempio: BF3 - Tetraedrica: quando la molecola ha quattro atomi centrali e gli atomi sono disposti ai vertici di un tetraedro. Esempio: CH4 - Piramidale: quando la molecola ha quattro atomi centrali e gli atomi sono disposti ai vertici di una piramide, con un atomo in posizione centrale e gli altri tre ai vertici della base. Esempio: NH3 - Bent: quando la molecola ha quattro atomi centrali e gli atomi sono disposti ai vertici di un tetraedro, ma uno degli atomi è sostituito da una coppia di elettroni non condivisi. Esempio: H2O Queste sono solo alcune delle geometrie molecolari possibili. La geometria di una molecola dipende dalla disposizione degli atomi e delle coppie di elettroni attorno all'atomo centrale.si formare tra atomi di diversi elementi o tra atomi dello stesso elemento. Questo tipo di legame è chiamato legame covalente. Nel legame covalente, gli atomi condividono una o più coppie di elettroni per raggiungere la stabilità elettronica. La forza del legame covalente dipende dalla distanza tra gli atomi e dalla quantità di elettroni condivisi. Un altro tipo di legame è il legame ionico, che si forma tra atomi con differenza di elettronegatività. In questo tipo di legame, uno degli atomi cede uno o più elettroni all'altro atomo, formando così ioni positivi e negativi. Questi ioni si attraggono e si legano insieme attraverso forze elettrostatiche. Infine, c'è il legame metallico, che si forma tra atomi di metalli. In un legame metallico, gli atomi di metallo condividono i loro elettroni di valenza in un "mare" di elettroni liberi. Questo crea una struttura tridimensionale di atomi positivi immersi in un mare di elettroni. In conclusione, i legami chimici sono le forze che tengono insieme gli atomi in una molecola o in un composto. Questi legami possono essere covalenti, ionici o metallici, a seconda delle caratteristiche degli atomi coinvolti.s (sferici) o da orbitali p e d diretti lungo l'asse internucleare. Il legame si chiamerà s e consentirà la rotazione intorno all'asse di legame. Il secondo ed il terzo legame che si formano invece avvengono attraverso la combinazione di orbitali p perpendicolari all'asse intenucleare. Tali legami implicano una minore sovrapposizione (sono più deboli) e non consentono la rotazione dei gruppi legati. Essi sono detti legami p.

LEGAMI DEBOLI INTERMOLECOLARI
Una specie chimica è un DIPOLO quando alle sue estremità sono presenti cariche di segno opposto. Questo avviene: 1) quando atomi uniti da legame covalente