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catene idrofobiche fase acquosa testa polare Dimensioni della cellula e delle strutture cellulari cellula eucariota 25 µm nucleo 5 µm mitocondrio 1 µm ribosoma 25 nm emoglobina 6.4 nm membrana plasmatica (diam.) 5 nm DNA (larghezza) 2.4 nm amminoacido ~ 1 nm H20 0.4 nm 1 µm = 10-6 m 1 nm = 10-9 m Costituenti chimici delle cellule costituente H20 Ioni inorganici: Na+, K+, SO42-, HCO3-, Ca2+, Mg2+... Piccole molecole organiche: carboidrati, amminoacidi lipidi, nucleotidi Macromolecole: proteine, polisaccaridi acidi nucleici peso atomico o molecolare 18 23-100 100-700 50 x 103 - 1 x 109 Bioelementi C H O N P S Na K Mg Ca Cl Fe Cu Zn Mn Co I Mo Se Elementi più abbondanti nel corpo umano (% del numero totale di atomi) H O C N Ca P Cl K 63 25.5 9.5 1.4 0.31 0.22 0.08 0.06 Le funzioni biologiche di alcuni elementi Fe Cu Co Se I Trasportatore di elettroni nelle reazioni di ossidoriduzione Trasporto di O2 da parte dell’emoglobina Componente di ossidasi mitocondriali Componente della vitamina B12 Componente dell’enzima glutatione reduttasi Componente degli ormoni tiroidei Mn, Zn, Mo, V, Ni, Mg Cofattori di enzimi protone neutrone elettrone + 1,673 x 10-24 1,675 x 10-24 massa (grammi) + 1,602 x 10-19 0 carica elettrica (Coulomb) 9,110 x 10-28 -1,602 x 10-19 principali particelle atomiche particella massa (g) massa (uma) carica (coulomb) protone 1,673 ⋅ 10-24 1 +1,6 ⋅ 10-19 neutrone 1,675 ⋅ 10-24 1 0 nucleo elettrone 9,11 ⋅ 10-28 0 -1,6 ⋅ 10-19 10-12 cm elettroni dimensioni atomiche 10-8 cm Teoria quantistica Gli elettroni sono cariche elettriche puntiformi ruotanti attorno al nucleo su orbite definite per forma ed energia. Teoria ondulatoria Non è possibile definire la posizione esatta dell’elettrone attorno al nucleo ma si deve considerare la probabilità che l’elettrone si trovi in una determinata regione di spazio attorno al nucleo. 53 pm 53 pm l’orbitale rappresenta la zona dello spazio in cui è massima la probabilità di trovare l’elettrone probabilità probabilità l’orbita rappresenta il moto dell’elettrone attorno al nucleo ...... . .. . . . . ... ........................................................ .. . ............................ ............................. ....... . .................... .............................. .................. .... ..................... ................... . . . . . . .... . ........ .. .......... .......................... .. . . ............. . .. .......... . . . . . ............. . . .. .................... .. . . . ... ................. .. ............ . . . . ........ ........................... . .. . ................................ . ........... .............................................................. .......... ... ... .......... ..... distanza dal nucleo distanza dal nucleo La regione di spazio attorno al nucleo dove è probabile trovare l’elettrone è definita da una funzione matematica chiamata orbitale gli orbitali si rappresentano graficamente come zone di carica attorno al nucleo dove è più elevata la probabilità di trovare l’elettrone l’elettrone.. Nelle equazioni che definiscono forma ed energia degli orbitali sono contenuti coefficienti numerici che possono assumere soltanto valori discreti. Questi coefficienti sono chiamati numeri quantici • n: numero quantico principale • l: numero quantico secondario • m: numero quantico magnetico I numeri quantici possono assumere solamente i valori che rispettano le seguenti regole: n = 1, 2, 3, 4, …n n -l l = 0, … nm = 0, …...± …...± l numero quantico l n principale secondario 1, 2, 3, …∞ ∞ 0 ÷ n -1 m magnetico -l ÷ +l n°massimo di elettroni -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 4 3 2 1 3 4f 14 2 4d 10 1 4p 6 0 4s 2 2 3d 10 1 3p 6 0 3s 2 1 2p 6 0 2s 2 0 1s 2 tipo di orbitale z y x l'orbitale s Si costruiscono idealmente gli atomi disponendo nel nucleo i protoni e disponendo negli orbitali un ugual numero di elettroni, questo processo viene chiamato Aufbau che prevede che siano rispettate queste Regole: l'elettrone occupa l'orbitale a più bassa energia disponibile ciascun orbitale può contenere al massimo due elettroni hanno spin antiparallelo. in caso di orbitali con la stessa energia vale il principio della massima molteplicità, vengono cioè occupati il maggior numero possibile di orbitali NUMERO ATOMICO Z Numero di protoni contenuti nel nucleo Il numero atomico identifica un elemento NUMERO DI MASSA A Numero di protoni + neutroni contenuti nel nucleo L'idrogeno è l'atomo che contiene nel nucleo un solo protone L'unico elettrone dell'atomo di idrogeno può occupare uno degli orbitali disponibili Z=1 simbolo: elemento: idrogeno Configurazione elettronica : 1s n 1 2 3 4 5 l 0 1 2 3 H Z=2 elemento: simbolo: elio Configurazione elettronica : 1s2 n 1 2 3 4 5 l 0 1 2 3 He Z=3 simbolo: elemento: litio Configurazione elettronica : 1s2, n 1 2 3 4 5 2s l 0 1 2 3 Li Z=4 simbolo: elemento: berillio Configurazione elettronica : 1s2, n 1 2 3 4 5 2s2 l 0 1 2 3 Be 8s 7s 7p 6s 6p 6d 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Z=5 simbolo: elemento: boro Configurazione elettronica : 1s2, n 1 2 3 4 5 2s2px l 0 1 2 3 B Z=6 simbolo: elemento: carbonio Configurazione elettronica : 1s2, n 1 2 3 4 5 2s2pxpy l 0 1 2 3 C Z=7 simbolo: elemento: azoto Configurazione elettronica : 1s2, n 1 2 3 4 5 2s2pxpypz l 0 1 2 N 3 Z=8 simbolo: elemento: ossigeno Configurazione elettronica : 1s2, n 1 2 3 4 5 2s2px2pypz l 0 1 2 O 3 la successione degli orbitali energia 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s 6s ... ... ... 5s 5p 5d 5f ... 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s orbitale numero atomico elemento nome configurazione elettronica 1s 1 2 H He Idrogeno Elio 1s1 1s2 2s 3 4 Li Be Litio Berillio [He] 2s1 ___ 2s2 2p 5 6 7 8 9 10 B C N O F Ne Boro Carbonio Azoto Ossigeno Fluoro Neon ___ ___ ___ ___ ___ ___ 3s 11 12 Na Mg Sodio Magnesio [Ne] 3s1 ___ 3s2 3p 13 14 15 16 17 18 Al Si P S Cl Ar Alluminio Silicio Fosforo Zolfo Cloro Argon ___ ___ ___ ___ ___ ___ 2s2 2p1 2s2 2p2 2s2 2p3 2s2 2p4 2s2 2p5 2s2 2p6 3s2 3p1 3s2 3p2 3s2 3p3 3s2 3p4 3s2 3p5 3s2 3p6 1° Gruppi 2° 3° 5° 6° 7° 8° 1 2 H He 4 Li Be 5 6 7 8 9 10 B C N O F Ne 11 13 14 15 16 17 18 Al Si P S Cl Ar 3 Periodi 4° 12 Elementi di Transizione Na Mg 24 25 26 27 28 29 30 V 31 32 33 34 35 36 Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 41 42 43 44 45 46 47 48 19 20 21 22 23 K Ca Sc Ti 37 38 39 40 Rb S Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te 49 50 51 52 53 54 I Xe I VIII 1 H 2 He 1s II III IV 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 2s 2s2 2s2p 2s2p2 2s2p3 2s2p4 2s2p5 2s2p6 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 3s 3s2 3s2p 3s2p2 3s2p3 3s2p4 3s2p5 3s2p6 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 4s 4s2 3d,4s2 3d2,4s2 3d3,4s2 3d5,4s 3d5,4s2 3d6,4s2 3d7,4s2 3d8,4s2 3d10,4s 3d10,4s2 4s22p 4s22p22 4s22p33 4s22p44 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 5s 5s2 4d,5s2 4d2,5s2 4d3,5s2 4d5,5s 4d5,5s2 4d6,5s2 4d7,5s2 4d8,5s2 4d10,5s 4d10,5s2 5s2p 5s2p2 5s2p3 5s2p4 5s2p5 5s2p6 55 Cs 56 Ba 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 6s 6s2 5d,6s2 5d2,6s2 5d3,6s2 5d5,6s 5d5,6s2 5d6,6s2 5d7,6s2 5d8,6s2 5d10,6s 5d10,6s2 6s2p 6s2p2 6s2p3 6s2p4 6s2p5 6s2p6 87 Fr 88 Ra 89 Ac [Rn] [Rn] [Ra] 7s 7s2 6d 58 Ce2 59 Pr3 60 Nd4 ELEMENTI DI TRANSIZIONE 61 Pm 5 62 Sm 6 4f 5do6s2 4f 5do6s2 4f 5do6s2 4f 5do6s2 4f 5do6s2 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu [Ra] 6d2 [Ra] 5f26d1 [Ra] 5f36d1 [Ra] 5f46do [Ra] 5f66do 63 Eu7 4f 5do6s2 64 Gd 7 4f 5d16s2 95 96 Am Cm [Ra] 5f76do [Ra] 5f96d0 65 Tb9 5d10 66 Dy 10 5d10 67 Ho 11 4f 5do6s2 4f 5do6s2 4f 5do6s2 97 Bk 98 Cf 99 Es [Ra] 5f96d0 [Ra] 5f106d0 [Ra] 5f116do V VI VII 5d10 68 Er 12 4f 5do6s2 5d10 69 Tm 13 4f 5do6s2 100 101 Fm Md [Ra] 5f126do [Ra] 5f136do 1s2 4s22p55 4s22p66 5d10 70 Yb 14 4f 5do6s2 5d10 71 Lu 14 4f 5d16s2 102 103 No Lw [Ra] 5f146do [Ra] 5f146d1 I H 0 II III IV V Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn Cs Ba VI VII He Gli elementi del I gruppo perdono facilmente un elettrone per dare cationi monovalenti Li Li + + Na Na + + K K+ + Rb Rb + + Cs Cs + + Gli elementi del II gruppo perdono facilmente due elettroni per dare cationi bivalenti Be Be2+ + 2 Mg Mg2+ + 2 Ca Ca2+ + 2 Sr Sr2+ + 2 Ba Ba2+ + 2 Gli elementi del VII gruppo acquistano facilmente un elettrone per dare anioni monovalenti F + F F- Cl + Cl Cl- Br + Br Br- I + I I- At + At At- Fra due atomi di idrogeno agiscono forze repulsive ed attrattive. a) repulsione fra elettroni b) repulsione fra nuclei c) attrazione fra protone ed elettrone di atomi diversi e- a e- c + b + energia (KJ / mole) molecola H2 orbitale 1s repulsione + 74 energia totale attrazione H =1s 1s H• distanza internucleare (pm) legame σ H •• H _ H H Legame Chimico Interazione fra due atomi che dà luogo alla formazione di aggregati stabili (molecole). Due atomi formano un legame covalente quando mettono in compartecipazione una coppia di elettroni. Fra i due atomi di idrogeno si è instaurato un legame covalente omopolare di tipo σ: i due elettroni di legame sono ugualmente condivisi fra i due atomi. legame σ H••H H H Fra due atomi di cloro si stabilisce un legame covalente. Ciascun atomo di cloro partecipa alla formazione del legame con il suo elettrone spaiato. Cl + Cl Cl2 Cl + Cl Cl Cl Fra due atomi di azoto si formano tre legami covalenti. N + N N2 N + N N N σ π N N Gli elettroni di legame σ sono lungo l’asse che congiunge i nuclei, mentre gli elettroni di legame π sono più esterni. Legame σ Legame π L’elettronegatività di un elemento è la tendenza di questo ad attirare su di sé gli elettroni di legame. L’elettronegatività è una proprietà dell’elemento che si manifesta quando esso forma un legame con un altro atomo. H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Sc 1.3 Ti 1.5 Y 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5 Fe 1.8 Co 1.9 Rb 0.8 Sr 1.0 Y 1.2 Zr 1.4 Nb 1.6 Mo 1.8 Tc 1.9 Ru 2.2 Rh 2.2 Cs 0.7 Ba 0.9 La 1.0 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9 Os 2.2 Ir 2.2 Fr 0.7 Ra 0.9 Ac 1.1 Th 1.3 Pa 1.4 U 1.4 Np 1.4 Ni 1.9 Cu 1.9 Zn 1.6 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Pd 2.2 Ag 1.9 Cd 1.7 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Au 2.4 Hg 1.9 Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2 Pt 2.2 Gli angoli di legame sono di circa 105°. Poiché l’ossigeno è molto più elettronegativo dell’idrogeno, i legami fra ossigeno ed idrogeno sono polarizzati. La molecola dell’acqua è un dipolo. 2δ 104.5° - 0.82 δ+ + 0.41 δ+ + 0.41 δN H H H δ+ Poiché l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno, i legami fra azoto ed idrogeno sono polarizzati. L’atomo di azoto presenta una frazione di carica negativa, gli atomi di idrogeno presentano una frazione di carica positiva. La molecola dell’ammoniaca è un dipolo. L'ibridazione è un fenomeno chimico per cui orbitali atomici di forma diversa si combinano linearmente per creare un numero identico di nuovi orbitali, tutti uguali fra loro per forma ed energia, ma diversi da ciascuno degli orbitali di partenza: per questa loro caratteristica, i nuovi orbitali sono detti ibridi CH4 (metano) - Il Carbonio forma 4 legami covalenti di tipo σ promozione s ibridazione p s 3 sp C p sp3 H C H H H H H C H H Il metano è una molecola apolare C2H6 CH3CH3 etano Ciascun Carbonio forma 4 legami covalenti di tipo σ 1 con un altro atomo di carbonio e 3 con 3 atomi di idrogeno H H C H H C H H legame π Etene C2H4 H H C C H H legami σ Ogni Carbonio forma tre legami σ e un legame π Gli elettroni di legame σ sono lungo l’asse che congiunge i nuclei, mentre gli elettroni di legame π sono più esterni. Attorno al doppio legame C-C non può aversi rotazione. La molecola dell’etene è planare. CO2 anidride carbonica Il Carbonio lega due atomi di ossigeno con doppio legame, un legame σ ed un legame π legami π O C O legami σ Nonostante la differenza di elettronegatività esistente fra C e O, la molecola della CO2 non è polare perché è lineare. LEGAME DATIVO O-H O S O O-H H2SO4 Acido solforico O O H P O O H H H3PO4 Acido ortofosforico I due elettroni di legame sono forniti da uno soltanto dei due atomi Quando l’atomo di H è legato covalentemente ad un atomo più elettronegativo assume una frazione di carica positiva, può quindi formare un legame elettrostatico, comunemente chiamato legame idrogeno, con un altro atomo più elettronegativo Fra molecole di acqua si formano legami idrogeno l’H di una molecola forma un legame idrogeno con l’O di una seconda molecola. L’O di una molecola forma due legami idrogeno con l’H di due molecole. Complessivamente ogni molecola di acqua forma 4 legami idrogeno con altre 4 molecole di acqua. legame idrogeno legame covalente 0.177 nm 0.099 nm L’energia del legame idrogeno è di circa 5 Kcal/mole rispetto ai 110 Kcal/mole del legame covalente -OH (1 cal = 4.18 J) Legami elettrostatici: legame di van der Waal’s E’ un legame debole che si instaura fra un dipolo istantaneo, causato da una polarizzazione temporanea di un legame in una molecola, e un altro dipolo, indotto dal dipolo istantaneo. δ+ δ- dipolo istantaneo δ+ δdipolo indotto Legami elettrostatici: legame ionico - - NaCl - - - Cristallo di NaCl esempio di legame ioneione-ione L’acqua possiede inusuali proprietà solventi Questa proprietà è un riflesso del carattere dipolare delle molecole dell’acqua e della capacità dell’acqua di formare legami idrogeno con le molecole in essa disciolte Miscele omogenee di due o più sostanze, composte da solvente e soluto Nelle soluzioni acquose il solvente è l’acqua ed i soluti sono ioni o molecole in grado di interagire con le molecole d’acqua - Cl- + Na+ + ioni δ+ H 2O δ- - + + + - + + - + - + - - - + + + - + - + - reticolo cristallino + ioni idratati Soluzione acquosa di NaCl Ioni circondati da molecole di acqua Na+ Cl- Legami elettrostatici: legame ione-dipolo CH2OH O HO HO OH OH Anche il glucosio è solubile in acqua, a causa dei forti legami idrogeno che si possono contrarre fra l’acqua e i gruppi ossidrile. Alcuni esempi di molecole polari CH2OH O CH2OH H OH OH OH C OH CH2OH OH glicerolo a-D-glucosio + H3N COO C - H H glicina Le molecole apolari non sono solubili in acqua, ma sono solubili in solventi organici, come cloroformio o benzene. Il colesterolo è una molecola apolare Alcuni esempi di molecole non polari O O CH3(CH2)14 CH2O C H H (CH2)7 C C (CH2)7 CH3 C O C H CH2O C O un trigliceride O CH3(CH2)14 una cera (CH2)14CH3 C O H H (CH2)8 C C (CH2)7 CH3 Alcuni esempi di molecole anfipatiche O O H H CH2O C (CH2)7 C C C O C H O- CH3(CH2)14 CH2O C P un trigliceride + H3N COO C - O O H H CH3 (CHC2)14C CH3N CH3 O CH3 H H fosfatidilcolina H CH2 fenilalanina (CH2)7 CH3 Unità di concentrazione - % (p/p; p/v; v/v) NaCl 0.9% (p/v): 0.9 g di NaCl in 100 ml di soluzione -Molarità (M) moli di soluto contenute in un litro di soluzione moli M= V(litri) Si definisce mole “la quantità di una sostanza che contiene un numero di molecole pari al numero di Avogadro (N) ” N = 6.022 x 23 10 Contiene = 6.022 x 1023 molecole e corrisponde ad una massa in g pari al peso molecolare (PM) H2O (PM =18) 1 mole = 18 g C6H12O6 (glucosio, PM = 180) 1 mole = 180g Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che in un litro di soluzione è disciolta una mole di glucosio. Glucosio C6H12O6 PM glucosio : 6 x 12 = 7 2+ 12 x 1 = 12 + 6 x 16 = 9 6 180 In 1 litro di soluzione sono disciolti 180 g di glucosio 180,0 g 18,0 g glucosio acqua 1 mole 1 mole I soluti modificano le proprietà dell’acqua • punto di congelamento • punto di ebollizione • pressione di vapore • pressione osmotica Stati della materia Le interazioni che possono stabilirsi fra le molecole di una sostanza ne determinano lo stato fisico. Se la forza di legame intermolecolare supera le energie cinetiche possedute dalle molecole, la sostanza si trova allo stato solido Se l’energia cinetica posseduta dalle molecole è superiore alla forza dei legami intermolecolari, la sostanza si trova allo stato gassoso Se le due forze si bilanciano la sostanza si trova allo stato liquido L’energia cinetica delle molecole aumenta all’aumentare della temperatura Lo stato fisico di una sostanza dipende quindi dalla temperatura Passaggi di stato sublimazione fusione solidificazione evaporazione condensazione brinamento acqua punto di fusione punto di ebollizione 0°C 100°C metanolo -98°C 65°C acetone -95°C 56°C etanolo -117°C 78°C vapore liquido Nel liquido puro si instaura un equilibrio tra il liquido ed il vapore generando una tensione di vapore. In presenza di molecole di soluto diminuisce il numero di molecole che possono evaporare quindi si avrà una minore tensione di vapore . -a- -b- membrana semipermeabile membrana semipermeabile h solvente solvente soluzione La presenza di molecole di soluto ostacola il flusso di solvente dalla soluzione al solvente puro, ma non viceversa. Si raggiunge un equilibrio quando la pressione esercitata dalla colonna di liquido (h) impedisce il flusso di solvente dal solvente puro verso la soluzione. soluzione B è ipertonica (quindi contiene più soluti) rispetto all'altra (ipotonica) per osmosi il solvente passa da A a B La pressione osmotica (π) della soluzione è la pressione che occorre esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto di destra al comparto di sinistra Soluzione acquosa H2O π=MxRxT ELETTROLITI Sostanze che disciolte in acqua o in altri solventi si dissociano in ioni, dotati di carica elettrica positiva o negativa. Gli elettroliti possono essere forti o deboli a seconda del maggiore o minor grado di dissociazione, cioè a seconda del numero degli ioni dissociati formatisi O Glucosio + H2O O Cl- NaCl 0.1 M = 0.2 osmolare NaCl + H2O Na+ Na+ Na+ Na3PO4 PO43- Na+ Na3PO4 0.1 M = 0.4 osmolare a) glucosio NON ELETTROLITA b) NaCl c) Na3PO4 ELETTROLITI ELETTROLITI FORTI NaCl Na3PO4 HCl NaOH Na+ + Cl3 + Na + H + Na + 3PO4 + Cl + OH Gli elettroliti forti si dissociano completamente in ioni L’osmolarità (o tonicità) di una soluzione è data dalla molarità delle particelle ed è indipendente dalla loro natura. Per calcolare la pressione osmotica delle soluzioni di elettroliti la concentrazione della soluzione va moltiplicata per un fattore i che indica il numero di particelle originate dalla dissociazione del soluto durante il passaggio in soluzione. π=i•M•R•T Soluzioni aventi la stessa osmolarità hanno la stessa pressione osmotica e si definiscono isotoniche. Nei liquidi di cui è composto l'organismo sono presenti elettroliti, gli ioni che ne derivano sono quindi fondamentali per regolare i movimenti dell'acqua e per mantenerne costante il pH. La misurazione della quantità di elettroliti nel sangue è indicata per la valutazione del metabolismo idrosalino, che viene alterato in caso di disidratazione o di patologie renali. Il solvente passa dalla soluzione più diluita ( minore π) a quella più concentrata (maggiore π) una cellula in una soluzione: ipo tonica iso tonica iper tonica π minore π uguale π maggiore DEFINIZIONI DI ACIDI E BASI Secondo Arrhenius : acidi sono sostanze che in soluzione acquosa rilasciano ioni H+ basi sono sostanze che in soluzione acquosa rilasciano ioni OH- Secondo Lewis : acidi sono sostanze capaci di ricevere un doppietto elettronico basi sono sostanze capaci di cedere un doppietto elettronico Secondo Brönsted-Lowry Acidi sono i composti che cedono un protone al partner di reazione. Basi sono i composti che acquistano un protone dal partner di reazione CH3COOH + H2O acido base NH3 + H2O base H3O+ + CH3COO- acido NH4+ + OH- CH3COOH + H2O acido base NH3 + H2O base acido H3O+ + acido coniugato CH3COObase coniugata NH4+ + OHacido base coniugato coniugata Gli acidi e le basi che non si dissociano completamente in acqua , ma danno luogo ad un equilibrio, sono detti deboli aA + bB cC + dD [C]c · [D]d = Keq [A]a · [B]b All’equilibrio è costante il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni dei reagenti, ciascuno elevato al proprio coefficiente stechiometrico. Keq è definita costante di equilibrio. La parentesi [ ] indica la concentrazione molare dei componenti CH3COOH + H2O Ka = H3O+ + CH3COO- [CH3COO-] · [H3O+] [CH3COOH] Ka è definita costante di acidità ed indica la forza di un acido NH3 + H2O NH4+ + OH- [NH4+] · [OH-] Kb = [NH3] La Kb indica la forza di una base NH3 + H2O base NH4+ + OH- acido L’acqua si comporta in alcune reazioni come acido ed in altre come base HNO2 + H2O acido base H3O+ + NO2- DISSOCIAZIONE DELL’ACQUA Nell’acqua esistono ioni H3O+ o ( H+ ) e ioni OHQuesti ioni originano dalla reazione fra due molecole di acqua, una delle quali si comporta da acido, l’altra da base. H2O + H2O + H3O + OH La ionizzazione dell’acqua è definita da una costante di equilibrio (prodotto ionico dell’acqua) Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 a 25° 25°C [H+] = [OH-] = 1·10-7 L'acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia dal logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni H3O+: pH= -log[H3O+] cioè [H3O+] = 10 -pH +: La scala del pH individua le reali concentrazioni di ioni H+ e OH-. Il pH (Potential of Hydrogen) viene definito come: pH = -log10 [H+ ] in soluzione neutra a 25°C. La scala del pH va da 0 a 14. Per valori di pH inferiori a 7 le soluzioni sono definite acide, pertanto la concentrazione di ioni H+ sarà maggiore rispetto alla concentrazione di ioni OH-. Per valori superiori a 7 le soluzioni sono definite basiche, ovvero aventi una concentrazione di ioni H+ inferiore alla concentrazione di ioni OH-. Soluzione acida [H+] > 1·10-7 [OH-] < 1·10-7 pH < 7 Soluzione neutra + [H ] = 7 1·10 [OH ] = 7 1·10 > 7 1·10 pH = 7 Soluzione basica + [H ] < 7 1·10 pH > 7 [OH ] Sali Derivano dalla reazione di un acido con una base a) acido forte + base forte HCl + NaOH → NaCl + H2O b) acido debole + base forte CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O b) acido forte + base debole HCl + NH3 → NH4Cl In soluzione acquosa i sali sono completamente dissociati in ioni a) NaCl → Na+ + Cl- Gli ioni prodotti non hanno alcuna possibilità di reagire con l’acqua. Nella soluzione non è modificata la concentrazione di ioni H3O+ e OH- La soluzione è quindi neutra. CH3COONa → CH3COO- + Na+ CH3COO- + H2O CH3COOH + OHLa soluzione è quindi basica. b) NH4Cl → NH4+ + ClNH4+ + H2O NH3 + H3O+ La soluzione è quindi acida. c) Soluzioni tampone Soluzioni che mantengono inalterato il loro pH dopo aggiunta di piccole quantità di acidi o di basi. Le soluzioni tampone sono costituite da un acido debole e dalla sua base coniugata (sale dell’acido)
