Introduzione all'Atomica e alle Interazioni Intermolecolari - Prof. Hanau, Appunti di Chimica

Scarica Introduzione all'Atomica e alle Interazioni Intermolecolari - Prof. Hanau e più Appunti in PDF di Chimica solo su Docsity! CHIMICA Hanau Stefania 02/10/2023 La chimica è la scienza che studia la materia e la sua trasformazione, la struttura e l’organizzazione. L’energia è l’attitudine a compiere un lavoro. Il sistema materiale, cioè l’oggetto di studio può essere aperto, chiuso o isolato. La materia è costituita da sostanze pure e miscele. Le sostanze pure sono formate da: - ELEMENTI: dove l’unità più piccola è l’atomo - COMPOSTI: sostanze fatte da più atomi. Sono composti ionici (formati da ioni tenuti insieme da interazioni elettrostatiche) o molecole (legami covalenti) Le miscele sono invece formate dall’unione di due o più sostanze pure. Solo alcuni elementi esistono allo stato monoatomico, la maggior parte è formata da molecole dello stesso elemento. Idrogeno H2, e anche altre (azoto, ossigeno, fluoro.. sono biatomiche). Sono 15 gli elementi presenti in tutti gli organismi viventi, altri 10 solo in alcuni organismi. I più diffusi negli organismi viventi sono H, O, C, N che costituiscono il 99% degli atomi. ATOMO L’atomo è la più piccola parte dell’elemento. È formato da un nucleo pesante che si trova al centro e contiene neutroni e protoni e da una parte esterna dove si trovano gli elettroni che circolano sugli orbitali. Il numero dei protoni equivale al numero degli elettroni e ogni elemento differisce per il numero atomico (Z, protoni). Se l’atomo perde elettroni diventa uno ione positivo chiamato CATIONE, se invece acquista elettroni diventa uno ione negativo chiamato CATIONE. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento ma che hanno un numero di neutroni diverso. Es 14C e 12C. Il numero di massa è indicato con la lettere A, indica in numero dei protoni e neutroni presenti nel nucleo. Gli elettroni si muovono attorno agli orbitali. Gli orbitali sono sferici e si dividono in s(1), p(3),d (5) ed f(7). Man mano che aumenta il numero atomico aumenta anche il numero di orbitali. PRINCIPIO DI PAULI: In un orbitale ci stanno al max 2 elettroni con spin opposto. PRINCIPIO DI AUFBAU: gli elettroni occupano prima gli orbitali a più bassa energia. REGOLA DI HUND: Gli elettroni non si accoppiano in orbitali con la stessa energia. La tavola periodica, infatti è organizzata in righe= periodi, e colonne= gruppi. - Il gruppo indica il numero di elettroni nel livello energetico più esterno - Il numero del periodo corrisponde al livello energetico occupato più esterno (sono in tutto 7) Isotopi dell’idrogeno: idrogeno, deuterio, trizio-> radioattivo. Nel secondo periodo gli elettroni iniziano ad occupare periodi p. Gli elementi di transizione sono il blocco centrale fra le prime 2 colonne e le ultime 6. La regola è che tutti tendono ad avere la minima energia possibile e sono stabili quando l’hanno raggiunta. Tutti i sistemi tendono a raggiungere l’ottetto nella formazione dei legami, quindi la configurazione ACQUA L’acqua è una molecola polare e quindi fra loro creano interazioni dipolo-dipolo detti legami idrogeno. Il ponte idrogeno è rappresentato come un tratteggio, e questo fa sì che a temperatura ambiente l’acqua sia liquida. La temperatura di ebollizione dell’acqua è di 100°C. UN LIQUIDO BOLLE QUANDO LA SUA PRESSIONE DI VAPORE = PRESSIONE ESTERNA. Nelle zone montane infatti la temperatura è più bassa e l’acqua bolle a circa 96°C. nella pentola a pressione o nell’autoclave invece la pressione è più alta e la temperatura di ebollizione aumenta, questo consente di renderle efficaci per la sterilizzazione. L’H2O è il più potente scambiatore e accumulatore di calore esistente in natura è il composto più abbondante sulla crosta terrestre. Rappresenta il 60% in peso del corpo umano (nel sangue, nelle cellule, acqua degli interstizi...) In acqua i composti polari si sciolgono bene, mentre le molecole non polari formano interazioni idrofobiche. Le sostanze si dividono in idrofobiche, idrofiliche e anfipatiche. IONI IDRATI: sono quegli ioni con una densità di carica maggiore che attirano molecole d’acqua attorno a sé. Es: Litio 04/10/2023 ACQUA DOLCE: contiene gas e sali minerali che non precipitano ACQUA DURA: contiene composti come Ca e Mg che precipitano. I calcoli renali possono essere formati da sali di Ca insolubili. Fluorizzazione dell’acqua con l’aggiunta di NaF per ridurre la formazione di carie-> 1 ppm= 1mg/L. ACIDO Secondo la definizione di Bronsted Lowry un acido è un elettrolita che si dissocia in acqua in ioni e cede uno ione H+ (legato all’acqua come H3O+). BASE Secondo la definizione di Bronsted Lowry una base è un composto che accetta ioni H+ dagli acidi. Stati fisici della materia Classicamente si parla di 3 stati: solido, liquido, aeriforme (non gas) che contiene sia gas che vapori. Gli vapori sono al di sotto della temperatura critica e aumentando la pressione possono diventare liquidi. I gas invece sono sopra la temperatura critica e devono prima passare allo stato di vapore per poi successivamente passare allo stato liquido. (L’acqua, l’ammoniaca a temperatura ambiente, l’anidride carbonica sotto i 31° e il propano sono vapori). Poi c’è lo stato di plasma, che è un gas ionizzato. I cristalli liquidi, fluiscono come i liquidi ma sono impaccati in un alto grado di ordine come i solidi. Ad esempio nella membrana cellulare i fosfolipidi che sono formati da code apolari e teste polari, le code sono impaccate, cioè ordinati talmente tanto che formano dei cristalli liquidi. Sono MESOFASI, cioè si trovano in fasi intermedie tra la fase solida e liquida, cioè semiliquidi. Solidi, liquidi e aeriformi variano per la forza di legame. Nei liquidi i legami sono un po’ più deboli dei solidi, quindi il volume è definito ma la forma è quella del contenitore. L ’aeriforme non ha né volume né forma fissa, occupa tutto il volume a disposizione, non ci sono legami tra le molecole. Caratteristica del gas è la pressione, e ha una grande energia che permette la rottura istantanea di eventuali legami che si formano tra le particelle. La densità è bassa, diffondono facilmente in altri gas. Gas: descritto da pressione, volume e temperatura. Le unità di misura della pressione sono il Pascal ma anche il bar, il millibar, 1 atm, i mmHg ecc L’unità di misura della temperatura sono i gradi centigradi. Un’altra scala è quella dei kelvin, in cui la temperatura minima dove anche la pressione di un gas si annulla, è uguale a -273° C. Quindi 0° è uguale a 273K. 100°C = 373K. I gas a pressione atmosferica si comportano tutti similmente, come un gas ideale. In queste condizioni vale l’equazione di stato dei gas ideali: il prodotto della pressione per il volume è uguale al numero delle moli del gas per la temperatura in Kelvin assoluta per una costante r dei gas. PV = nRT Nei gas c’è proporzionalità diretta fra temperatura e pressione a volume costante, e anche fra temperatura e volume con pressione costante. Aumentando la temperatura, aumenta la pressione del gas. Aumentando la temperatura a pressione costante, aumenta il volume del gas. Se aumento la pressione sulla parte che si muove allora diminuisce il volume del gas. Se aumento i l volume di un gas a disposizione (allargo contenitore) la pressione sulle pareti è minore perché ha più spazio per muoversi (questo sempre a temperatura costante). Vi è una proporzionalità diretta fra numero di moli e pressione del gas/volume del gas, secondo la legge per cui volumi uguali di gas diversi hanno lo stesso numero di moli in condizioni standard, ma se non siamo più nella pressione atmosferica allora va corretta per attrazioni molecolari. L’aria che respiriamo è una pressione di gas, che esercitano pressione proporzionale in base alla loro quantità proporzionale. La diffusione dei gas avviene spontaneamente da dove è più concentrata a dove lo è meno (secondo gradiente). Applicazione delle leggi dei gas nella respirazione: nell’ inspirazione si abbassa il muscolo diaframmatico, aumenta il volume della cavità toracica e dei polmoni e diminuisce la pressione dell’aria dentro e quindi entra aria. Nell’ espirazione diminuisce il volume della cavità toracica e polmonare, il diaframma si alza, aumenta la pressione perché diminuisco il volume e l’aria esce, dove la pressione è minore. L’ossigeno entra nel nostro corpo con l’aria, viene trasportato alle cellule dall’emoglobina e il sangue scambia ossigeno e porta anidride carbonica da eliminare. La pCO2 nelle cellule è più alta che nell’esterno e quindi passa per diffusione, dalle vene ai polmoni e dai polmoni all’atmosfera (ambiente esterno). PASSAGGI DI STATO Aumentando la temperatura o abbassando la pressione rompo i legami e passo dallo stato solido allo stato liquido o dallo sato liquido allo stato aeriforme. La sublimazione è il passaggio da solido a aeriforme e avviene facendo il vuoto, ad esempio con il liofilizzatore. MISCELE Le miscele sono sistemi prodotti dall’unione di 2 o + sostanze pure, con proporzioni variabili. Il componente più abbondante è chiamato fase disperdente, gli altri componenti fase dispersa. Le miscele si dividono in OMOGENEE, ETEROGENEE e MICROETEROGENEE. 06/10/2023 Per scrivere le formule dei composti e quindi sapere quali indici mettere accanto ai simboli degli elementi, è necessario conoscere la valenza o il numero o stato di ossidazione, due concetti un po’ diversi. VALENZA: indica la carica di uno ione (positiva o negativa) e il numero di elettroni che l’atomo mette a disposizione per formare legami, sono solo glie elettroni più esterni e vengono chiamati elettroni di valenza. NUMERO DI OSSIDAZIONE: nel caso di uno ione rappresenta la carica di quello ione. Se abbiamo un composto è il numero degli elettroni che l’atomo nel composto possiede (anche parzialmente) in eccesso o in difetto rispetto all’atomo allo stato isolato. L’O ha quasi sempre n°ox = -2, l’H = +1. Cosa importante da ricordare è che i composti sono neutri quindi la somma dei numeri di ox deve essere 0. Es: H+1 2 O-2 (2x1)+(1x-2) = 0 il carbonio C può assumere vari n°ox in base alla formula del composto. Es: C-4 H4 , C-3 2H6… Lo stato di ossidazione più alto del C è l’anidride carbonica C+4O-2 2. IDROCARBURI: composti formati da C e H.  ALCANI: legami semplici  ALCHENI: legami doppi  ALCHINI: legami tripli H e C sono atomi piccoli, appartengono al 1° e 2° periodo e formano tra loro un legame forte (legame covalente). Il C ha una grande tendenza alla concatenazione per cui forma tantissimi composti con l’H e altri C per cui abbiamo la chimica del carbonio (CHIMICA ORGANICA). Le catene non sono solo lineari ma abbiamo anche composti ciclici. LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA In una reazione di ossidoriduzione ci sono i reagenti e i prodotti. La legge di conservazione della massa dice che la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti. La massa si conserva. Es: CaO + CO2  CaCO3 56,08g 44 g 100,08 g Nelle reazioni nucleari invece una piccola quantità di massa viene trasformata in energia (che comunque si conserva). Poiché sia verificata la legge di conservazione della massa si devono aggiungere i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI. Es: 2H2 + O2  2H2O La maggior parte delle reazioni sono reversibili. Uno dei due sensi è termodinamicamente favorevole. Quando però la velocità in un senso diventa uguale alla velocità in un altro senso si è nelle condizioni di EQUILIBRIO ΔG=0. 1° principio della termodinamica: l’energia si trasforma ma non può essere né creata né distrutta. GRANDEZZE TERMODINAMICHE:  ENTALPIA (H): è il contenuto calorico del sistema a pressione costante. La variazione di entalpia è ΔH  ENTROPIA  ENERGIA LIBERA DI GIBBS (G): è l’energia utilizzabile per compiere lavoro conosciuta come POTENZIALE CHIMICO. ΔG = ΔH -TΔS dove S è l’ENTROPIA= grado di disordine di un sistema e T è la temperatura in K. Se il ΔG < 0 la reazione è esoergonica e avviene spontaneamente, si passa ad uno stato di energia minore. Le reazioni con ΔG > 0 sono endoergoniche e non sono spontanee ma per avvenire bisogna fornirgli energia. Le variazioni delle grandezze si chiamano FUNZIONI DI STATO perché dipendono solo dallo stato del sistema e non dal percorso per arrivarci. Le reazioni con ΔH < 0 sono esotermiche (si libera calore), con ΔH > 0 sono endotermiche (si assume calore). Le reazioni hanno una certa velocità, dipende dalla concentrazione dei reagenti o dei prodotti sul tempo. Perché avvenga la reazione occorre però una certa energia, deve essere raggiunta una determinata energia di attivazione e superata, l’ENERGIA DELLO STATO DI TRANSIZIONE. Per far avvenire la reazione più velocemente ci sono i CATALIZZATORI, enzimi (proteine). Riescono a legare il reagente, ad avvicinare le molecole, abbassano l’energia di attivazione della reazione (dello stato di transizione). L’anidrasi carbonica è un catalizzatore. La velocità della reazione oltre all’azione del catalizzatore dipende dalla quantità del reagente (più è la quantità del reagente più è la probabilità di collisione). Le reazioni di ordine 0 sono quelle in cui la velocità è indipendente dalla concentrazione dei reagenti. La velocità di una reazione aumenta con l’aumento della temperatura, raddoppia la velocità aumentando di 10 volte la concentrazione dei reagenti. Maggiore è l’energia di attivazione, minore è la velocità. La velocità con il quale un farmaco è eliminato si chiama CLEARANCE. Le reazioni sono reversibili ma come sappiamo una sarà più veloce dell’altra. Quando la VELOCITA’ con cui si formano i prodotti diventa uguale alla velocità con cui si formano i reagenti la reazione è in equilibrio (ΔG=0). LEGGE DI AZIONE DELLE MASSE: quando si ha l’equilibrio si ha una costante K di equilibrio = prodotto della concentrazione dei prodotti / prodotto della concentrazione dei reagenti. - Se ΔG < 0 la Keq>1 - Se ΔG > 0 la Keq<1 - All’equilibrio ΔG = 0 anche quando la Keq=1che è una condizione di equilibrio bilanciato. Tutte le razioni tendono all’equilibrio. I catalizzatori non modificano l’equilibrio ma modificano solo la velocità con cui ‘equilibrio viene raggiunto. Le reazioni endoergoniche hanno bisogno di energia per poter avvenire, come la luce solare funge da energia per la fotosintesi delle piante. Anche nelle cellule animali molte reazioni sono endoergoniche, l’energia deve essere quindi fornita da altre reazioni esoergoniche che possono essere accoppiate alle reazioni endoergoniche. Es: la reazione di fosforilazione del glucosio è endoergonica, mentre la reazione di idrolisi dell’ATP e esoergonica. Accoppiando le due reazioni come avviene nella prima reazione della glicolisi (fosforilazione del glucosio 6P) otteniamo un ΔG negativo. La reazione è catalizzata dall’enzima esochinasi. PRINCIPIO DI LE CHATELIER: se turbiamo l’equilibrio il sistema reagisce in modo da minimizzare l’effetto della perturbazione. Es: formazione di ammoniaca N2(g) + 3H2(g)= 2N2NH3(g) + 21 kcal È una reazione esoergonica perchè il calore compare nei prodotti. È all’equilibrio. Se viene perturbato questo equilibrio ad esempio aggiungendo dei reagenti aumenta la velocità verso destra (cercando di consumare il reagente che noi aggiungiamo). Se sottraiamo dei reagenti invece aumenta la velocità verso sinistra. Se togliamo un po' di ammoniaca la velocità aumenta verso destra… in questo caso stiamo facendo reagire dei gas quindi la perturbante può anche essere la pressione, se aumento la pressione la reazione aumenterà la sua velocità verso destra. Se aumentiamo la temperatura la reazione aumenterà la sua velocità verso sinistra. Acido cloridrico 0,1 molare, lo metto in acqua, che pH ho?1 Idrossido di sodio 0,1 molare, lo metto in acqua, che pH ho?13 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE Le reazioni di ossidoriduzione sono semireazioni perché un elemento si ossida e l’altro si riduce. Più è alto il potenziale redox più si perdono elettroni. Per cui vi è un sistema riducente e uno ossidante. L’O è l’accettore finale nella catena respiratoria mitocondriale. In condizioni di aerobiosi noi possiamo sintetizzare ATP. In aerobiosi si ha la glicolisi. Nelle pile l’energia chimica redox viene trasformata in energia elettrica. La pila è formata da 2 semielementi (una si oddida, l’altra si riduce). Nella glicolisi invece si trasforma energia elettrica in una redox non spontanea. Quando si ha una concentrazione di ioni diversa in 2 compartimenti separati da una qualsiasi membrana si ha una differenza di potenziale elettrico (E). La d.d.p della membrana è compresa tra -60 e -90 mV. In condizione di riposo i canali del K sono aperti, quelli del Na sono chiusi. In seguito ad uno stimolo i canali del Na si aprono. CHIMICA ORGANICA La chimica organica è la chimica dei composti del carbonio. Il legame avviene principalmente tra C e H e sono legami forti. Gli idrocarburi sono alcani, alcheni, alchini, con legami semplici, doppi e tripli. Possono essere composti ciclici o eterociclici. Se hanno legami doppi o tripli vengono chiamati composti insaturi, se invece sono ciclici sono composti saturi. La rottura dei legami può essere omolitica con la formazione di radicali liberi o eterolitica con formazione di ioni. In chimica organica si usa la formula di struttura per capire come è fatto il composto. Isomeri: sono composti che hanno la stessa formula bruta ma diversa struttura. Le formule di struttura possono anche essere semplificate con trattini, o si possono anche omettere. Si sa però che dove c’è un carbonio ci sono 4 legami. Il ciclopropano e ciclobutano sono strutture non stabili (i legami tendono a rompersi). Composti Aromatici: se hanno doppi legami coniugati (separati da legami singoli). GRUPPO FUNZIONALE DI UN COMPOSTO Il sulfidrile è un tioalcol (due vicino si ossidano e formano il ponte disolfuro che troviamo ad esempio nelle proteine). Le anidridi sono due acidi legati. Es: CO2 Isomeria cis-trans Acido arachidonico (importante) Isomeria ottica (isomeria di configurazione): carbonio isomerale legato a 4 gruppi diversi. 4 immagini diversi che sono uno speculare dell’altro ma tutti diversi. SAPONI: ammide: ammina + gruppo carbossile tra i lipidi non ionizzabili abbiamo il colesterolo e gli acidi grassi. La vitamina C (vitamina idrosolubile) è un lattone dell’acido gluconico. L’acido piruvico è la forma ossidata dell’acido lattico. (il coenzima NAD prende ioni H)