ATOMO: la più piccola quantità di materia che mantiene le proprietà di
un elemento
Nucleo:
Attorno al nucleo
protoni + neutroni (+)
elettroni (-)
ELEMENTI: sostanze costituite da un solo tipo di atomi
N° ATOMICO: n° di elettroni = n° di protoni (es. 2He)
N° DI MASSA: n° protoni + n° neutroni (es.
4 He)
2
N° di neutroni= N° di Massa – N° atomico
(es.
23
11Na
11 protoni, 11 elettroni, 12 neutroni)
L’atomo di elio (modello di Bohr). Spazio occupato dal nucleo in
scala maggiore, in realtà il nucleo pur contenendo tutta la massa
occupa solo 1/10.000 del volume di un atomo
La tavola periodica raggruppa gli elementi in base alle
caratteristiche fisiche e chimiche. Gli elementi 1-92
si trovano in natura, gli altri prodotti in laboratorio
ISOTOPI: di un elemento: uguale n° protoni – diverso n° neutroni
[ 1H, 2H, 3H; 12C, 13C, 14C]
Stesso n° atomico, varia il peso
La massa misura la quantità di materia presente
La massa di un protone utilizzata come unità standard di misura ed
è chiamata UNITA’ DI MASSA ATOMICA (uma) o Dalton (Da)
MASSA ATOMICA (PESO ATOMICO) di un elemento: media
ponderata dei numeri di massa di un campione rappresentativo di
atomi di quell’ elemento, in cui tutti gli isotopi presenti nelle giuste
proporzioni
ISOTOPO RADIOATTIVO: isotopo il cui nucleo tende a decadere
spontaneamente emettendo particelle ed energia
Trasformazioni chimiche negli esseri viventi: REAZIONI
CHIMICHE =
modificazioni della composizione atomica delle sostanze che vi
prendono parte e si verificano in conseguenza delle modalità di
comportamento degli ELETTRONI
GLI ATOMI DI CIASCUN ELEMENTO N° PECULIARE DI (e_) CHE
DETERMINANO LE PROPRIETA’ CHIMICHE DELL’ELEMENTO
PERCIO’
REAZIONI CHIMICHE: cambiamenti dei livelli elettronici,
cioè CORRISPONDONO A SCAMBI DI ELETTRONI o variazioni delle
MODALITA’ DI COMPARTECIPAZIONE DI (e_) TRA ATOMI
ORBITALE: regione dello spazio entro l’atomo in cui è possibile trovare
l’elettrone
Un orbitale occupato al max da 2 (e_)
Raggruppati in modo da costituire GUSCI (o STRATI) attorno al
nucleo
Il più interno
strato K
1 orbitale S (a < Energia)
occupato per 1° dagli (e-) es.: 1H, 2He
2° strato L
8 (e_)
1 orbitale S e 3 orbitali P (4 orbitali), al max
Seguono strati: M, N, O, P, Q con un n° diverso di orbitali
Gli orbitali elettronici: ogni orbitale può contenere al max 2 elettroni.
Gli orbitali s si trovano ad un livello energetico inferiore e ricevono i loro
elettroni prima degli orbitali p
Atomi e molecole
stato di MAX STABILITA’ quando possiedono
MINOR Energia possibile
COMPORTAMENTO CHIMICO DI UN ATOMO
dipende dalla
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DELLO STRATO PIU’ ESTERNO
ATOMO IN SITUAZIONE CHIMICAMENTE STABILE
STRATO + ESTERNO COMPLETO (es.: elio, neon, argon
SE LO
inerti)
Atomi di altri elementi REATTIVI
CERCANO DI RIEMPIRE DI
(e_) LO STRATO + ESTERNO, COMBINANDOSI CON ALTRI ATOMI
SI CREA UN LEGAME CHIMICO
MOLECOLE
DUE O + ATOMI UNITI
LEGAME CHIMICO: FORZA ATTRATTIVA CHE UNISCE 2 ATOMI IN
1 MOLECOLA
I gusci elettronici determinano la reattività degli atomi. Ogni orbitale al max
2 (e-) e ogni guscio un numero max caratteristico. Ogni guscio riempito
completamente prima che gli (e-) possano occupare il guscio successivo. Il
livello energetico degli (e-) è maggiore nei gusci più lontani dal nucleo.
Un atomo che contiene (e-) spaiati nel suo guscio elettronico più esterno può
reagire con altri atomi legandosi.
LEGAME COVALENTE: compartecipazione di 1 coppia di
(e_)
SEMPLICE: 1 coppia di (e_) condivisi (H2)
H-H
DOPPIO:
2 coppie di (e_) condivisi (O2)
O=O
TRIPLO:
3 coppie di (e_) condivisi (N2)
N N
Nei legami covalenti gli e- vengono condivisi
Legami covalenti nei composti contenenti carbonio
In H2O le molecole si spezzano e liberano particelle dotate di carica
elettrica
IONI
Es.: HCl si dissocia in H+ + Cl-.
Quando 1 atomo PERDE o ACQUISTA 1 O + (e-)
CORRISPONDENTE
CATIONI
ANIONI
IONE
ioni con 1 o + cariche positive (H+, Na+, Ca2+, Mg2+, Al3+)
ioni con 1 o + cariche negative (OH-, SO42-, PO43-)
Quando si formano gli IONI SONO STABILI
Possono formare tra loro ASSOCIAZIONI STABILI ATTRAVERSO LA
FORMAZIONE DI LEGAMI IONICI
IONI DI CARICA ELETTRICA OPPOSTA
SI ATTRAGGONO
Quando il solvente (H2O) evapora opp. ioni in quantità elevata si FORMANO
SOLIDI IONICI (cristalli) es NaCl, K3PO4.
Gli elementi tenuti assieme da LEGAMI IONICI, LA FORZA CHE LI
UNISCE è L’ATTRAZIONE ELETTROSTATICA TRA CATIONI E ANIONI
Formazione degli ioni sodio e cloruro
MOLECOLE: 2 O + ATOMI UNITI DA LEGAMI CHIMICI
SE ATOMI DIVERSI
SE ATOMI UGUALI
COMPOSTO
ELEMENTO (o sostanza elementare)
PESO MOLECOLARE DI UN COMPOSTO = somma dei pesi atomici di
cui sono costituite le molecole
MOLE= una mole di una sostanza corrisponde al suo PM espresso in gr
N° di AVOGADRO: 6.023 x 1023, indica il n° di molecole contenute in
1 mole di una sostanza. E’ uguale per tutte le sostanze.
Pesi e dimensioni di alcuni atomi e molecole
REAZIONI CHIMICHE: quando più atomi si combinano o cambiano
partner al quale sono legati. Accompagnate da variazioni energetiche
(cedute o liberate dall’ambiente)
H2O
uno dei composti più semplici e più importanti
Il più efficace tra i solventi conosciuti
LE REAZIONI CHIMICHE SI SVOLGONO IN AMBIENTE ACQUOSO
3 DISTINTI STATI FISICI: SOLIDO (meno denso), LIQUIDO,
GASSOSO (per passare da liquido a gassoso necessaria GRANDE
QUANTITA’ DI CALORE)
CALORIA: unità di misura x misurare l’E associata ad una reazione
chimica.
1 CALORIA: rappresenta la quantità di energia termica necessaria per
aumentare di 1°C la temperatura di 1gr di H2O pura da 14.5°C a 15.5°C
I legami a idrogeno tengono unite le molecole d’acqua
In H2O pura
NEUTRA
concentrazione di ioni H+ = OH
SOLUZIONE
ACIDO= QUALSIASI COMPOSTO CHE IN SOLUZIONE PUO’
LIBERARE IONI H+ (HCl, H2SO4)
BASE: COMPOSTO CHE PUO’ ACCETTARE IONI H+ (HCO3-, NH3)
ACIDI E BASI COMPONGONO COPPIE CONIUGATE:
es.: -COOH
COO- + H+
Gli acidi che si ionizzano completamente nell’acqua vengono definiti acidi
forti (es HCl), viceversa acidi deboli (acido acetico)
Lo stesso vale per le basi
In una soluzione di H2O pura:
concentrazione di H+
10-7 moli/l
[H+] 10-7 M
In una soluzione di HCl 1M
concentrazione di H+
[H+] 1M
In una soluzione di NaOH 1M
concentrazione di H+
[H+] 10-14M
Il valore di pH (potenziale di H) indica il grado di acidità o basicità di una
soluzione
IL valore di pH= log negativo della concentrazione di [H+] espressa in
moli/l.
pH= - log10 [H+]
In H2O pura = - log10 [10-7]= -(-7)=7
Se logabm=m logab
e
log1010=1
-log10(10-7)= -(-7)log1010=7
1
In HCl 1M = (-log 100)= 0
In NaOH 1M = -log10(-14)= –(-14)= 14
Soluzione acida
pH<7
Soluzione basica pH>7
Soluzione neutra pH=7
MOLECOLE POLARI: la carica elettrica nella molecola non è distribuita
simmetricamente (H2O) lungo i legami covalenti
ONell’ H2O, O leggera carica neg., H leggera carica pos.
H+ H+
MOLECOLE APOLARI: non polari, cariche distribuite simmetricamente
rispetto alle due estremità (es. etano CH3-CH3)
Polarità della molecola di H2O
importanti conseguenze:
ottimo comportamento dell’ H2O come
solvente. Ad Es. NaCl si scoglie in
H2O perché Na+ e Cl- si idratano e
circondano di molecole d’ H2O
Molecole di acqua circondano gli ioni
formando gusci di idratazione
LEGAME IDROGENO: attrazione tra la debole carica positiva dell’atomo di
idrogeno di una molecola di H2O con la debole carica negativa dell’atomo di
ossigeno di un’altra
Oltre che con l’ H2O, legame idrogeno anche tra qualsiasi atomo di H
legato covalentemente ad un atomo elettronegativo come O o N
(-H…O-; -H…N-)
TENSIONE SUPERFICIALE E AZIONE CAPILLARE DELL’ H2O
dipendono dai legami idrogeno
_______________________________________________________
FORZE(o interazioni) DI VAN DER WAALS: tra molecole di sostanze
apolari (come oli o grassi), quando le molecole sono molto vicine.
A causa delle variazioni casuali della distribuzione di (e_) di una molecola,
come conseguenza: momentanea debole attrazione con la carica di segno
opposto della molecola vicina.
INTERAZIONE IDROFOBA: in presenza di H2O, molecole o parti di
molecole molto apolari si associano per ridurre l’esposizione al solvente
polare.
I legami idrogeno possono formarsi tra o all’interno di molecole
COMPOSTI ORGANICI: costituiti da molecole a base di carbonio
Alcune classi di composti organici importanti costituenti degli organismi
I più semplici IDROCARBURI: molecole costituite solo da atomi di C e H
METANO
CH4
CH3-CH2-CH3 PROPANO
CH3-CH3
ETANO
CH2=CH2
ETILENE
$
IDROCARBURI SATURI
(non presentano doppi legami con il C)
IDROCARBURO INSATURO
BENZINE: miscele di idrocarburi a molecola lineare a 6-10 atomi di C
(es. Ottano)
OLII PER MOTORI: idrocarburi a 12-20 atomi di C
CERE PARAFFINICHE: Idrocarburi a catena più lunga
LIPIDI ANIMALI E VEGETALI: contengono lunghe catene idrocarburiche
IDROCARBURI: famiglia di sostanze infiammabili, oleose, immiscibili in
acqua
Da idrocarburo
alcol corrispondente se un atomo di H di una catena
sostituito da un gruppo –OH (gruppo ossidrile)
Es.: ETANO: CH3-CH3
ETANOLO: CH3-CH2OH (alcol + comune)
Alcoli di dimensioni ridotte (es. etanolo) solubili in H2O
Alcoli di dimensioni maggiori insolubili, a causa delle lunghe catene
idrocarburiche
ZUCCHERI: contengono sia il gruppo ossidrilico (-OH) che il gruppo
carbonilico (C=O)
Aldeidico se uno dei 2 legami covalenti del carbonio lega un H
O
R-C
H
O
Chetonico
R - C – R
ACIDI: molecole contenenti 1 o + gruppi carbossilici (-COOH)
A causa della tendenza del gruppo carbossilico a
ionizzarsi
-COOH
-COO- + H+
AMMINE: basi organiche contenenti nella molecola un gruppo
amminico (-NH2) che ha la tendenza a reagire con ioni H+ per
dare –NH3+ (sono basi perché accettano (e-)
TIOLI: composti organici contenenti un gruppo sulfidrile (-SH).
Nelle proteine importante il gruppo (-SH) perché permette di
stabilizzare la loro struttura
Alcuni gruppi funzionali importanti per gli esseri viventi
L’acido fosforico (H3PO4) si dissocia per dare il
gruppo fosfato
(-OPO32-). I composti organici contenenti il gruppo fosfato presentano lo
ione fosfato legato covalentemente mediante uno dei suoi atomi di O allo
scheletro carbonioso
O
-O – P – OO
Una delle funzioni dei gruppi fosfato è il trasferimento di energia tra
molecole organiche
AMINOACIDI: importante classe di composti che possiedono nella
molecola un gruppo carbossilico (-COOH) e un gruppo amminico (-NH2)
COONH3+- C – H
R
Nei 20 aminoacidi diversi, allo stesso atomo di C (detto C α) sono legati
sia il gr. – COOH che -NH2, inoltre un –H e una catena laterale –R.
Ciascun aminoacido possiede una diversa catena laterale che conferisce
alla molecola le particolari caratteristiche chimiche.
Sono contemporaneamente acidi e basi (per i gruppi –COOH e –NH2).
Ai valori di pH presenti nella cellula sono ionizzati sia –COOH che
-NH2 che hanno liberato e acquistato rispettivamente un protone.
ISOMERI: stessa formula molecolare ma diversa disposizione degli atomi
Quando un C ha 4 gruppi diversi o 4 atomi diversi, ci sono 2 diversi modi
di disporre gli atomi
ciascuno a immagine speculare dell’altro
Un C con queste caratteristiche
ASIMMETRICO
ISOMERI OTTICI: composti le cui molecole differiscono per la
disposizione degli atomi attorno ad un atomo di C asimmetrico.
Alcune molecole biologiche agiscono con un isomero ottico ma non con
l’altro.
Gli aminoacidi esistono in 2 forme isomere –D ed –L perché il C α è
asimmetrico
[Destrogiro e Levogiro= termini che si riferiscono alla direzione in cui una
soluzione dell’isomero della gliceraldeide (considerato molecola di
riferimento) ruota il piano della luce polarizzata]
Nelle proteine presenti in natura si trovano solo L-aminoacidi
