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 Grandezza Unità di misura 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 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. Unità 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.