Chimica e propedeutica biochimica, semestre filtro

unità 1 (tipologie di ibridazione, ottetto, strutture di Lewis, teoria VSEPR, tipi di

legame, teoria molecolare, mole…)

vedi caso dell etene C2H4, ha tre orbitali sp2 e un orbitale p a livello energetico superiore.

l’energia nell’ibridazione è ponderata in base alla quantità di orbitali s e p (ibrido sp3 ha energia

maggiore rispetto a s2p2)

gli elettroni spaiati possono essere condivisi e quindi creare un legame covalente o sigma che

formano un piano trigonale planare.

l’elettrone nell’orbitale p (sempre spaiato) si trova perpendicolare al piano, non quindi sullo

stesso piano degli altri, crea un altro piano molecolare che crea un altro legame covalente pi

greco. legame sigma molto forte, quello pi greco più debole ma entrambi essendo covalenti

sono più forti di quello ionico.

gli orbitali si sovrappongono sia al di sopra che al di sotto del piano, il legame pi greco sia sotto

che sopra invece permette che non ci sia la rotazione della molecola.

ibridazione sp: etino

un orbitale s si ibrida con un solo orbitale p → due orbitali sp

possono formare due legami sigma covalenti. si formano tre legami uno sigma e due pi greco.

vedi qualche video

eccezione ibridazione sp anidride carbonica

gli elettroni presenti in questi orbitali sono delocalizzati, la geometria è lineare con un angolo di

180 gradi e ogni carbonio forma un legame sigma e un legame pi greco con un ossigeno.

i legami sigma sono più allungati.

espansione dell’ottetto

in composti con elementi oltre il secondo periodo, elementi che presentano comunemente

questa tipologia di legame sono il cloro, lo zolfo e il fosforo.

fanno dunque eccezione alla regola dell’ottetto perchè vengono riempiti anche gli orbitali d di

questi elementi → oggi si spiega con la teoria degli orbitali molecolari (MO)

LEGAME DATIVO

in alcuni casi gli elettroni condivisi provengono entrambi dallo stesso atomo. un atomo può

avere un orbitale completamente vuoto che può essere completato con la condivisione di questi

elettroni esterni

ex ione ammonio dove l’ammoniaca ha tutti doppietti completi che possono però essere usati

per unire a sé un H+ formando così lo ione ammonio.

il legame dativo, quando deve essere specificato, si indica con la freccia, normalmente come un

legame singolo.

bisogna avere quindi un doppietto disponibile e un atomo con orbitale libero.

ex anche ione idrossonio H3O+ (un protone liberato in acqua tende a creare questo composto

ionico)

il risultato del legame dativo alla fine è uguale al risultato del legame covalente.

composti di coordinazione

sono composti in cui l'atomo centrale, forma un numero di legami maggiore del suo numero

d’ossidazione.

il centro di coordinazione quindi è vuoto, mentre gli elementi di coordinazione possono unirsi a

lui (solitamente ioni metallici)

numeri di coordinazione di solito sono 4 e 6.

avviene un processo dove gli elettroni tendono ad appaiarsi lasciando orbitali vuoti a cui segue

un processo di ibridazione (al contrario del principio di molteplicità degli elettroni)

ex ferrocianuro di potassio

otteniamo così 6 orbitali completamente vuoti e tutti isoenergetici, quindi identici, conferendo

allo ione 6 legami tutti uguali tra di loro.

questo legame si può trovare nell’emoglobina che lega a sé REVERSIBILMENTE l’ossigeno,

per fare questo legame sfrutta il cofattore ovvero il gruppo EME: molecola planare con al centro

uno ione ferroso Fe2+ che come abbiamo detto può formare fino a 6 legami, si lega a 4 azoti e

poi uno alla proteina (istidina) e l’altro all’ossigeno.

Molti composti di coordinazione sono usati per trattamenti chemioterapici, per permettere ad

esempio di legarsi alle basi azotate della cellula tumorale.

REGOLE STRUTTURE DI LEWIS

1)​ individuare lo scheletro della molecola individuando l’atomo meno elettronegativo al

centro. H mai al centro

2)​ disporre gli elettroni di valenza e disporli vicino al simbolo

3)​ legare l’atomo centrale con un legame semplice

4)​ sommare il numero di elettroni di valenza degli atomi

5)​ soddisfare la regola dell’ottetto

6)​ disporre eventuali elettroni rimanenti intorno all’atomo centrale aggiungendo in caso

doppi e tripli legami

7)​ controlla la carica formale e minimizzare, utilizza parentesi quadre per ioni

8)​ controllare risonanze, o eccezioni di ottetto

per i composti ionici:

1)​ identifica il metallo e il non metallo

2)​ trasferire gli elettroni necessari per ottenere l’ottetto

3)​ bilanciare le cariche o scrivendo un numero di ioni adeguato o aggiungendo un

coefficiente stechiometrico

4)​ rappresentare gli ioni separati tra parentesi quadre con la carica esterna all’apice. Lo

ione positivo generalmente si rappresenta senza punti indicati gli elettroni, mentre lo

ione negativo viene rappresentato con l’ottetto completo.

5)​ se uno degli ioni è uno ione poliatomico, rappresentare dentro alle parentesi i legami

covalenti.

in alcuni casi le formule di struttura di lewis presentano altre forme di scrittura → risonanza

ovvero è equivalente scrivere la struttura della molecola “muovendo” gli elettroni.

in alcuni casi si usa una linea tratteggiata

TEORIA VSEPR

le molecole possiedono geometrie diverse e hanno una struttura tridimensionale.

la geometria è influenzata dai lone pair che creano una repulsione elettrostatica, piegando ad

esempio la struttura (ex H2O)

-​ valuta la disposizione geometrica degli atomi di una molecola

-​ gli elettroni si dispongono il più lontano possibile tra di loro (cariche stesso segno si

respingono)

-​ la distribuzione dei legami attorno ad un atomo dipende dal numero totale di coppie di

elettroni che lo circondano, queste si dispongono nello spazio in modo da minimizzare le

forze di repulsione reciproca

1)​ determinare le regioni più dense e quelle meno dense, le regioni ad alta densità

elettronica (coppie di legame e coppie solitarie sull’atomo centrale si respingono a

vicenda e si dispongono il più lontano possibile le une dalle altre

2)​ un legame multiplo viene trattato come una singola regione a elevata densità elettronica

3)​ tutte le zone ad elevata densità elettronica partecipano alla definizione dell’assetto

elettronico, la forma globale è determinata dalla posizione degli atomi

4)​ le intensità delle repulsioni sono nell’ordine

-​ coppia solitaria - coppia solitaria

-​ coppia solitaria - coppia di legame

-​ coppia di legame - coppia di legame

la geometria delle molecole permette alle proteine di riconoscerle e distinguerle tra loro

quello che abbiamo detto è tutto vero finchè non troviamo proprietà che non rispondono a

queste regole…

ad esempio O2 e N2 raggiungono entrambi l’ottetto ma hanno proprietà differenti ad esempio

l’ossigeno ha proprietà paramagnetiche mentre l’azoto ne ha diamagnetiche.

TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI: trattazione quantomeccanica della struttura

elettronica di una molecola, gli elettroni non vengono assegnati a singoli legami atomici ma

appartengono alla molecola in toto e si muovono sotto l’influenza della carica nucleare.

lo stato degli elettroni impegnati in un legame viene calcolato come combinazione lineare degli

orbitali atomici

-​ il numero totale degli orbitali non può cambiare

-​ la somma delle energie degli orbitali non può cambiare

ci sono tre orbitali:

-​ orbitali di legame σ

-​ orbitali di antilegame σ* (energia uguale o contraria a σ)

-​ orbitali di non legame

parte del presupposto che l’elettrone si comporti come un’onda, quando si crea un legame, la

sovrapposizione degli orbitali diventa come un unione di funzioni d’onda degli elettroni che si

possono sommare perché in fase o sottrarre perché sono fuori fase → ORBITALE

MOLECOLARE: si genera utilizzando tutti gli elettroni degli atomi

ex 2 atomi di idrogeno si formano due orbitali: un orbitale sigma (di legame) e un orbitale

stellare (di antilegame). vale comunque il principio di esclusione di pauli

un orbitale di antilegame ha un'energia più bassa di un legame molecolare

la somma delle energie degli orbitali molecolari è uguale alla somma degli orbitali atomici.

Questi sono costituiti però da un orbitale di legame e da uno di antilegame.

per formare la molecola questa deve essere più stabile dei singoli atomi, quindi energia più

bassa. i due elettroni si dispongono nell’orbitale di legame mentre quello di non legame rimane

vuoto. per spiegare appunto che gli atomi isolati hanno un livello energetico più alto.

Nel caso dell’elio abbiamo 4 elettroni, due li mettiamo nell’orbitale di legame e l’altro

nell’antilegame → la molecola non si può formare

la molecola si può formare quando il numero di elettroni nell’orbitale di legame sono di più

rispetto a quelli nell’orbitale di antilegame

ordine di legame= (n elettroni di legame - n elettroni di antilegame)/ 2

la molecola di elio ha ordine uguale a 0 e quindi non esiste

più è alta la differenza più sarà stabile il legame e quindi la molecola

-​ diamagnetismo: debole repulsione di atomi o molecole o materiali da parte di un campo

magnetico che induce un campo magnetico in direzione opposta. → se gli elettroni sono

accoppiati

-​ paramagnetismo: attrazione da parte di un campo magnetico → presenta elettroni

spaiati

o quando una molecola possiede elettroni spaiati con spin parallelo (ex ossigeno

molecolare)

le molecole che rispondono di un carattere paramagnetico hanno doppietti spaiati.

cosa avviene quando abbiamo una diff di elettronegatività molto alta? → legame ionico

LEGAME IONICO

La forza di attrazione tra due ioni di carica opposta.

Si forma con una differenza di elettronegatività > 1.7

Solitamente si creano dei sali creando strutture cristalline, composti con legami ionici sono solitamente

duri (ma fragili) poiché è il legame più forte in assoluto.

Energia così elevata corrisponde anche all’energia reticolare ovvero l’energia tra gli ioni separati e quelli

uniti, più è alta più sono difficili da separare.

Hanno in genere punti di fusione elevati e punti di ebollizione ancora più elevati per cui è difficile farli

passare a uno stato di vapore.

Sono solubili in acqua e in solventi polari —> insolubili in solventi polari

Sono isolanti allo stato solido e conduttori allo stato liquido

Il bicarbonato di sodio è una molecola tampone per mantenere il giusto ph all’interno del sangue

Legami forti:

●​ Ionico

●​ Covalente

Legami deboli: (solitamente di natura elettrostatica quindi tra specie di parziale carica opposta)

●​ Idrogeno

●​ Ione-dipolo

●​ Dipolo- dipolo

●​ Forze di van der Waals

La presenza di molti legami deboli contribuisce alla stabilità strutturale delle macromolecole ma permette

il cambio conformazione caratteristico delle macromolecole.

LEGAME IDROGENO

Un dipolo è una molecola che ha due poli uno positivo e uno negativo.

Particolare interazione dipolo dipolo che si viene a creare tra molecole nelle quali un atomo di idrogeno è

legato covalentemente con un atomo fortemente elettronegativo e un altro atomo con una parziale carica

negativa / fortemente elettronegativo

Quindi tre componenti:

●​ Un atomo di H con parziale carica positiva (legato covalentemente quindi a un atomo molto

elettronegativo)

●​ Atomo elettronegativo

●​ Altro atomo elettronegativo o carico negativamente (accettare legame idrogeno)

Più forte di legami deboli ma più debole di legami forti

È un legame direzionale (max forza quando i tre elementi sono sulla stessa direttrice)—> se i tre atomi si

trovano sulla stessa direttrice avremo massima distribuzione di carica. Di solito l’angolo è pari a 180°

LEGAMI DIPOLARI

Ogni qualvolta che c’è una molecola polare

Vd foto

TIPOLOGIE DI DIPOLO

●​ DIPOLO PERMANENTE: tra elementi con diversa elettronegatività (HCl, H2O)

●​ DIPOLI INDOTTI: una molecola carica o polare si avvicina ad un’altra non polare inducendo un

alterazione nella formazione della carica (H2O e Cl2)

●​ DIPOLI ISTANTANEI: dati dalla momentanea asimmetria nella distribuzione degli elettroni in

molecole non polari, c’è in un momento una piccola separazione di carica

LEGAME IONE DIPOLO

struttura cristallina del cloruro di sodio è rotta perchè le energie dei legami ione dipolo sono

maggiori di quelle del legame ionico

Gli ioni interagiscono con le cariche parziali delle molecole di acqua, solvatandoli, ma tutti allo

stesso modo? no

dipende dalla densità di carica (quantità di carica in un dato volume) → aumenta lungo il gruppo

(raggio atomico= più volume, sullo stesso gruppo stessa carica).

Rende il sistema degli ioni più stabile rispetto al cristallo perché il numero di interazioni degli ioni con

l’acqua è maggiore del legame ionico, va a stabilire quindi le interazioni elettrostatiche creando i vari ioni

idrati.

INTERAZIONI DI VAN DER WAALS

-​ dipolarità della molecola può essere permanente come l’acqua

-​ dipolarità indotta

-​ dipolarità istantanea (forze di London) intensità minima

tutti gli atomi potrebbero essere dipoli

molecole polari che hanno un momento dipolare complessivo diverso da zero, sono dette dipoli

permanenti.

bastano due molecole che siano dipolare (è molto simile al legame idrogeno, ma qua questo

non c’è).

in alcuni casi la vicinanza di una molecola con un dipolo può portare a un lieve spostamento di

carica.

forze di london sono interazioni elettrostatiche dovute all’attrazione tra molecole che formano

dipoli temporanei

dipendono da fluttuazioni temporanee delle nuvole elettroniche e teoricamente agiscono in tutte

le specie chimiche. la differenza di carica è talmente piccola a creare interazioni molto deboli

bensì importanti.

interazioni idrofobiche - effetto idrofobico → non è in grado di formare interazioni con le

molecole d’acqua

solitamente è una molecola apolare → perché l’acqua è un dipolo e quindi interagisce solo con

molecole polari (con una carica)

queste interazioni porta le molecole idrofobiche a interagire tra loro per non interagire con

l’acqua.

gli acidi grassi sono molecole anfipatiche

energia cinetica abbastanza elevata affinché le molecole d’acqua di muovano continuamente e i

legami idrogeno si rompono e si tolgono → cumuli fluttuanti

le molecole d’acqua tenderanno quasi a cristallizzare per non interagire con la coda apolare

dell’acido grasso.

se aumentiamo il numero di acidi grassi le molecole d’acqua continueranno a creare queste

gabbie attorno alle code idrofobiche. se gli acidi grassi si avvicinano l’un l’altro, le molecole

d’acqua irrigidite saranno minori. → sistema con maggiore stabilità

effetto idrofobico talmente forte che gli acidi grassi andranno a formare strutture particolari

chiamate micelle, dove le code si dispongono a sfera verso l’interno mentre le teste polari

interagiscono all’esterno con l’acqua come un guscio. → massimo numero di interazioni e

sciolto le molecole d’acqua dalla situazione in gabbia precedente.

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MOLE

→ certa quantità di sostanza, numero di particelle contenute in 12 gr di C12

il protone e il neutrone contribuiscono alla massa dell’atomo, tuttavia è talmente piccola che è

difficile usare il grammo

→ unità di massa atomica 1 u.m.a 1/12 massa C12 (1.66 x 10^-24 g)

ogni atomo ha la sua massa atomica sulla tavola periodica, e tiene conto degli isotopi presenti

in natura (per questo motivo la masa non è unitaria ma è la media di tutte le masse)

la massa molecolare o peso molecolare PM di un composto è la somma di tutte le masse

atomiche di ogni atomo presente nel composto

ex H= 2 x 1.008

O= 16 PM (H2O)= 2 + 16= 18 u.m.a (o anche niente)

quante molecole sono presenti in tot grammi di sostanza:

n. grammi sostanza

___________________________________________ = n atomi della sostanza

massa atomica o molecolare (in uma) x (1,66 x 10^-24)

se pesiamo lo stesso numero della massa atomica, vediamo che rimane sempre la costante

1/1,66 x 10…

una quantità di materia in grammi a peso pari della materia conteneva sempre lo stesso numero

di particelle sia atomi che composti

n di avogadro (N)= 6.0022 x 10^23

mole = quantità di sostanza che contiene un numero avogadro di particelle

se prendo in grammi la quantità di specie ottengo 1 mole

1 mole contiene lo stesso numero di particelle ma diverso peso in grammi della sostanza

ovviamente

massa pesata (g)

—--------------------- = n di moli

peso atomico massa (g)

massa molare (g/mol)= ____________

moli (n)

peso formula

NOMENCLATURA

-​ tradizionale

-​ IUPAC

si basano sul concetto del numero di ossidazione degli elementi che compongono la molecola e

dunque al concetto di elettronegatività (carica formale del mio elemento)

il numero di ossidazione quindi è la carica reale o formale che acquista un atomo quando si

assegnano gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo.

regole per determinare il numero di ossidazione

-​ sostanze elementari hanno n.o uguale a 0 (K, Fe, H2)

-​ elettroni di legame all’atomo più elettronegativo

-​ H quando è legato ai non metalli ha n.o= +1,

con i metalli ha n.o= -1 (pk più elettronegativo)

-​ l’O ha n.o= -2

eccezione nei perossidi ha n.o=-1

c