Cos’è la CHIMICA?
Di cosa si occupa?
Conoscete uno o più termini associati a questa parola che
permettono di determinare, suddividendola, ambiti più
specifici?
Cos’è la MATERIA????
Quali sono le proprietà della materia? Qual è la sua natura?
Tendono a formare composti
Urina,
plasma
Biossido di carbonio
(CO2)
Emoglobina
(macromolecola)
Grafite e
diamante
Azoto (N)
Ossigeno (O)
Oro (Au)
DISPERSIONE
COLLOIDALE: Dimensioni
particelle da 1 e 1000 nm
(latte, plasma lipemico)
SOSPENSIONI: particelle
con dimensioni > 1000 nm
L'unità di riferimento per la misura della massa degli
atomi è l'unità di massa atomica (uma o Dalton)
definita come 1/12 della massa del nuclide neutro 12C
ATOMO
carica
massa
(C)
(e)
(g)
(uma)
protone
+1.6x10-19
+1
1.67x10-24
1.0073
neutrone
0
0
1.67x10-24
1.0087
elettrone
-19
-1.6x10
A
-1
9.1x10-28
5.5x10-4
X
Il raggio di un atomo è dell'ordine
di 1 Å (10-10 m).
Z
Il nucleo ha un raggio di circa 10-5 Å (100000 volte più piccolo del
raggio atomico).
Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo viene
definito come numero atomico Z
La somma dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo di un atomo
viene definito numero di massa A.
In un atomo neutro il numero degli elettroni è uguale al numero dei
protoni (numero atomico Z).
Isotopi sono elementi con uguale numero di protoni, ma diverso numero di
neutroni (Z rimane uguale, ma varia A)
Tavola periodica degli elementi
L’energia, la forma, la direzione e il
numero degli orbitali sono indicati da 4
numeri QUANTICI:
n, l, ml e ms
Numero quantico ms
Configurazioni elettroniche inattese:
Cr [Ar]3d44s2 [Ar]3d54s1
Cu [Ar]3d94s2 [Ar]3d104s1
TAVOLA degli ELEMENTI
1
Na+
K+
ClHCO3-
Liquido intracellulare
Liquido extracellulare
mM
10
140
5
10
mM
140
5
35
35
PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
RAGGIO ATOMICO
+
XX
+
e-X
Xee--+ +
X
X
+
1/2(EI+AE)
ENERGIA DI IONIZZAZIONE (IE)
AFFINITA’ ELETTRONICA (EA)
ELETTRONEGATIVITA’
Mole (IS): mol (1978) = quantità di sostanza
Mole:
è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguali al numero di
atomi di carbonio contenuti in 12 g (0,012 kg) di 12C.
una mole di 12C ha massa 12 g
una mole di atomi di ossigeno 16O ha massa 16 g;
una mole di sodio (Na) 22,99 g e una di rame (Cu) 63,55 g
La massa atomica espressa in grammi viene detta massa molare di quell’elemento.
Mole = numero di Avogadro di atomi contenuti in 12 g di 12C
6,022 x 1023
Il concetto di mole è importante perché le reazioni avvengono tra
composti presenti in quantità MOLARI….
LE REAZIONI CHIMICHE
Cos’è una reazione chimica??
Coefficienti stechiometrici:
Sono costituiti da numeri interi
a A (x) + b B (x) → c C (x)+ d D
Equazione Chimica
reagenti
X= solido (s)
liquido (l)
(x)
Gas (g)
in soluzione (aq)
prodotti
LAVOISER : principio di conservazione della massa
Numero di atomi dei reagenti = numero di atomi dei prodotti
IL LEGAME CHIMICO
Perché formare legami con altri atomi?
Regola dell’ottetto
Gli atomi degli elementi dei gruppi principali (sottogruppi A) acquistano,
perdono o condividono elettroni per raggiungere una configurazione
stabile come quella dei gas nobili con otto elettroni nel guscio di valenza
Valenza
E’ la capacità di combinazione di un elemento, corrispondente al numero di
elettroni che un atomo mette in gioco nella formazione di legami chimici
Legame ionico
Legame covalente
LEGAMI FORTI
Legame metallico
LEGAME IONICO
Avviene tra elementi con elevata differenza di elettronegatività
E’ caratterizzato da un vero e proprio scambio di elettroni
Na → Na+ + 1e- (ossidazione)
Cl + 1e- → Cl- (riduzione)
per entrambi c’e il raggiungimento della configurazione del gas nobile
Gli ioni sodio e cloruro interagiscono elettrostaticamente formando un
solido cristallino di tipo ionico (sale) in cui ciascun ione è circondato da sei
ioni con segno opposto
LEGAME METALLICO
E’ responsabile dell’attrazione tra atomi di elementi metallici con la
conseguente formazione di aggregati cristallini
I metalli possiedono bassi valori di elettronegatività e di energia di prima
ionizzazione PERCIO’?
I cationi formatisi occupano posizioni fisse e ordinate nei cristalli metallici mentre gli
elettroni ceduti vengono messi in comune e costituiscono una nuvola elettronica molto
mobile responsabile delle proprietà macroscopiche di questi elementi.
Solo la presenza di elettroni liberi di muoversi riesce a spiegare l'elevata conducibilità
elettrica dei solidi metallici.
LEGAME COVALENTE
Gli elettroni non vengono ceduti e acquisiti, ma condivisi da entrambi gli atomi
.
H + H → H2
Distanza del legame
La densità elettronica (carica negativa)
concentrata tra i nuclei dei due atomi (carica
positiva) fa da collante (interazione
elettrostatica) per la molecola.
RAPPRESENTATI DALLE
STRUTTURE DI LEWIS
LEGAME COVALENTE
LEGAMI MULTIPLI
La condivisione di un’unica coppia di elettroni → legame semplice
IN MOLTE MOLECOLE GLI ATOMI CONSEGUONO LA
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEI GAS MOBILI CONDIVIDENDO
PIU’ DI UNA COPPIA DI ELETTRONI
Condivisione di
due coppie di elettroni
DOPPIO LEGAME
( ossigeno)
Condivisione di
tre coppie di elettroni
TRIPLO LEGAME
(azoto)
La distanza tra due atomi legati diminuisce all’aumentare del numero di coppie
di elettroni condivise
LEGAME COVALENTE
Quando il legame chimico si viene a formare tra due
atomi che hanno la stessa elettronegatività si parla di
legame covalente puro.
O + O O2
Quando i due atomi hanno una diversa propensione di
attrarre elettroni (diversa elettronegatività) il legame
è di tipo covalente polare con la conseguente
formazione di un dipolo elettrico (momento di dipolo
del legame).
+
H Cl
Geometria molecolare
(CO2)
(BF3,, O3)
(CH4, NH3, H2O, HF)
(PCl5)
(SF6, IF5)
Geometria molecolare
La geometria delle molecole determina proprietà chimico-fisiche diverse dei
composti:
molecole che possiedono un momento di dipolo non nullo (molecole polari) sono meno
volatili (passano allo stato vapore con più difficoltà) di molecole che hanno un momento
di dipolo nullo (molecole apolari).
Momento di dipolo non nullo
Molecola polare
+
OMomenti di dipolo
di legame
H +
H
FORMAZIONE di legami dipolo-dipolo
Momento di dipolo nullo
Molecola apolare
-
O
+
C
-
O
Geometria molecolare
Un ulteriore esempio di relazione struttura-proprietà è dato dalle forme allotropiche
del carbonio
Le proprietà quali durezza,
conducibilità elettrica,
colore, etc. sono
completamente diverse tra
loro in queste tre forme
allotropiche del carbonio e
dipendono dal modo con cui
i vari atomi di carbonio si
legano tra loro.
Interazioni di non-legame o legami deboli intermolecolari
FORZE di Van der WAALS
Ione-dipolo
+
-
Ione –dipolo indotto
Legame idrogeno
H2O
Na+
-
+
+
Na+
+
Dipolo-dipolo
+
-
-
+
+
-
+
Dipolo-dipolo indotto
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
+
-
-
Dipolo indotto-dipolo indotto
+
-
+
-
Forze di London o forze idrofobiche
Unità di misura
Grandezza
Simbolo
Intervallo di tempo
secondo
s
Lunghezza
metro
m
Massa
chilogrammo
kg
Temperatura
kelvin
K
Quantità di sostanza
mole
Intensità di corrente
elettrica
ampere
A
Intensità luminosa
candela
cd
Unità fondamentali S.I.
mol
Unità
Grandezza
Forza
Pressione
sanguigna
millimetro
di mercurio
Pressione
torr
Pressione
atmosfera
caloria a 15 C
Unità
derivate S.I.
Energia
caloria internaz.
Unità derivate
S.I.
Caloria termochim.
newton
Pressione
pascal Pa
mm
Hg 1 mm Hg = 133.322
Lavoro, energia
torr
133.322 Pa
Potenza
atm
101325 Pa
Temperatura
Cal15 Celsius
4.1855 J
Calit
4.1868 J
elettrica
calCarica
4.1840 J
tc
Differenza di
potenziale
elettrico
Simbolo
Conversione
N
1 N = 1 kg m s-2
Pa
1 Pa = 1 N m-2
joule
J
1J=1Nm
watt
W
1 W = 1 J s-1
grado Celsius
°C
T(°C) = T(K) 273.15
coulomb
C
volt
V
Dalla tipologia dei legami derivano anche gli stati della materia
Stato gassoso
La legge di Boyle o legge isoterma afferma che: per un dato
numero di moli di un gas, a temperatura costante, il prodotto
di PV=cost
La legge di di Gay-Lussac o legge dell'isocora afferma che: a volume costante,
la pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua
temperatura assoluta P/T = cost
La legge di Charles o legge isobara afferma che per
una data quantità di gas (n) in condizione di pressione
costante il rapporto di V/T = cost
VAPORE ACQUEO E PRESSIONI PARZIALI
Grande importanza in fisiologia e medicina ha la Legge gi Henry:
Tale legge mette in relazione la solubilità di un gas in un liquido con la pressione.
Ad una data temperatura, un aumento della pressione provoca un aumento
della solubilità di un gas.
A pressioni basse o moderate la solubilità di un gas è direttamente
proporzionale alla pressione
Cg= α Pg
A 37°C:
αCO2 = 0.032
αO2 = 0.0013
Soluzione di ossigeno e anidride carbonica nel sangue: i gas si sciolgono nei liquidi
proporzionalmente alla loro solubilità e pressione parziale.
Né l'ossigeno, né l'anidride carbonica sono molto solubili nell'acqua, anche se l'anidride carbonica è
circa 25 volte più solubile dell'ossigeno.
97% legato all’Hb
O2
Letto capillare
sangue
0,3 mL di O2in 100 mL
CO2
3% sciolto nel plasma
Prodotta dal metabolismo cellulare:
(legge di Henry)
7% sciolta nel plasma
23% legata all’Hb
70% HCO-3
(legge di Henry)
Tutte le forme di trasporto sono proporzionali alle rispettive pressioni parziali
Implicazioni ?
Per esempio immersioni
LO STATO SOLIDO
LO STATO LIQUIDO
Proprietà dei liquidi:
1) Azione come solventi
2) Viscosità
3) Tensione superficiale
4) Pressione (o tensione) di vapore
LE SOLUZIONI
Gassose, solide o liquide
Stato della soluzione
Stato del
solvente
Stato del
soluto
Esempio
Gas
Gas
Gas
aria
Liquido
Liquido
Gas
Ossigeno nell’acqua
Liquido
Liquido
Liquido
Alcool i acqua
Liquido
Liquido
Solido
Sale in acqua
Solido
Solido
Gas
Idrogeno nel platino
Solido
Solido
Liquido
Mercurio nell’argento
Solido
Solido
Solido
Argento nell’oro
(certe leghe)
Solvente: è il componente che all’atto della dissoluzione conserva il proprio
stato di aggregazione oppure quello che fra componenti tutti nello stesso
stato di aggregazione è presente in misura maggiore
Soluti: tutti gli altri componenti
LE SOLUZIONI
Nel considerare una soluzione è necessario introdurre il termine CONCENTRAZIONE
Serve a designare la quantità di soluto presente in una certa quantità di
gr di soluto
solvente o di soluzione
NORMALITA’ (N)
------------------Peso equivalente
n (eq)si esprime?
Come
Normalità = ----------------- = --------------------Insoluzione
termini quantitativi si usano
L di soluzione
L di
In termini qualitativi si usano termini
come
diverse espressioni come
Diluito
Il peso equivalente corrisponde a peso molecolare / valenza
Percentuale in peso p/p %
concentrato
Peso di soluto (gr) in 100gr di
Valenza dipende dalla tipologia del soluto:
MOLARITA’ per
(M) gli acidi: numero di ioni H+ rilasciati
soluzione
gr di soluto
per i sali: numero-------------di cariche (+) o (-)
Moli di soluto
PM
soluto
Percentuale in volume v/v %
per gli idrossidi:
numero
di ioni OH- rilasciati
Molarità = ---------------= --------------Volume
di soluto (mL) in 100 mL di
le reazioni redox:
numero di elettroni
scambiati
L per
di soluzione
L
di
soluzione
Calcolare la massa equivalente dell'acido solforico H2SO4 (Mm = 98,0
g/mol) nella seguente reazione di dissociazione:
soluzione
H2SO4 →2H+ + SO42In questa reazione l'acido solforico libera due ioni H+. Pertanto, la sua massa equivalente sarà:
meq = Mm /nH+ = 98,0 / 2 = 49,0 (g/eq)
Molarità e normalità possono essere messe
in relazione:
N (eq/L) = M x Valenza
Cl- nel siero 98-106 mEq/L
Percentuale peso/volume p/v %
Peso di soluto (gr) in 100 mL di
soluzione
98-106 mmol/L ....altre basate sul numero di moli…
LE SOLUZIONI
Le proprietà delle soluzioni: COLLIGATIVE
Dipendono dal numero delle particelle ma non dalla loro identità
Abbassamento della tensione di vapore
Innalzamento ebullioscopico
Abbassamento crioscopico
Pressione osmotica
Pressione osmotica
π= cRT
Richiamano acqua nel lume intestinale:
I sali di sodio o magnesio sono solfati, citrati, o fosfati che hanno
appunto questa azione dopo assunzione orale (lassativi naturali
inorganici.
Lattulosio e Lattitolo sono zuccheri che agiscono da profarmaci, la
flora batterica intestinale li metabolizza con liberazione di acidi
organici (lattico, formico, acetico) che hanno effetto osmotico.
Gli alcoli come glicerina, sorbitolo e mannitolo sono usati per via
rettale, sempre con effetto osmotico e anche lubrificante.
