Chmica Corso - Appunti per il superamento di tutti gli argomenti di CHIMICA nei test di medicina. PDF

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Appunti per il superamento di tutti gli argomenti di CHIMICA nei test di medicina....

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L’ATOMO L’atomo è formato da 3 tipi di particelle: - PROTONI - NEUTRONI - ELETTRONI Per arrivare al moderno modello atomico si sono susseguiti diversi studiosi, il primo a fare importanti scoperte fu Borh. PASSATO  MODELLO DI BORH - ORBITA - MODELLO DETERMINISTICO: elettroni che occupano spazi ben precisi - Elettrone che passa a uno stato eccitato  atomo acquista energia MODERNITA’ De Brogie e Hisemberg - Il concetto di orbita viene sostituito con quello di ORBITALE definito come una PORZIONE DI SPAZIO in cui è presente un ALTA PROBABILITA’ di trovare un elettrone (max 2 elettroni per orbitale) - De Broglie dimostra che la luce e gli ELETTRONI hanno proprietà CORPUSCOLARI ed ONDULATORIE (elettroni si comportano sia da corpuscoli che da onde) - Hisemberg sostiene e dimostra che non si può stabilire POSIZIONE ed ENERGIA di un corpo insieme (PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE)  (per stabilire la posizione va perturbata l’energia e viceversa)

Nel moderno modello atomico nel NUCLEO sono presenti PROTONI e NEUTRONI mentre negli orbitali esterni abbiamo gli ELETTRONI, analizziamoli nel dettaglio: - PROTONI: si indicano con la lettera Z o col NUMERO ATOMICO che definisce in maniera univoca un elemento - NEUTRONI: i neutroni si possono ricavare tramite il NUMERO DI MASSA (A) che è uguale a Z+neutroni (A=Z+neutroniNeutroni=A-Z) - ELETTRONI: gli elettroni in situazioni standard sono di numero uguale a quello dei protoni (Z) - La MASSA del PROTONE (mp) è uguale a 1,673 x 10^-27kg

- La MASSA del NEUTRONE (mN) è uguale a 1,675 x 10^27kg - La MASSA dell’ELETTRONE è uguale a 1/2000 della massa del protone - La CARICA del PROTONE (pt) è 1,6 x 10^-19 C (positiva) - La CARICA dell’ELETTRONE (-pt) è -1,6 x 10^-19 C (negativa)

Osservando questi dati si deduce che il PESO dell’atomo sarà dato dalla SOMMA dei pesi di PROTONI e NEUTRONI mentre il VOLUME dell’atomo sarà dato dalla POSIZIONE degli ELETTRONI. - Si ricordi che: massa dell’atomo=massa protoni+massa neutroni - Nella tavola periodica gli elementi sono ordinati con Z crescente da sinistra verso destra e si va a capo quando inizia il riempimento del successivo livello energetico

Per semplificare i calcoli questi valori sono stati “normalizzati” da qui ricaviamo le seguenti formule: - Massa atomica relativa Ar=mATOMICAELEMENTO/ (1/12C12)mATOMICAELEMENTO/1,66 x 10^-27 - Massa atomica assoluta As=Ar UMA o g/mol L’UMA è l’unità di misura della massa atomica assoluta, può essere anche scritta come g/mol. Quindi la massa vera e propria (peso) verrà calcolata in KG mentre la massa ATOMICA ASSOLUTA verrà calcolata in UMA. LA MOLE La mole è l’unità di massa che equivale a 6,02 x 10^23 particelle. Il NUMERO di MOLI di una sostanza si calcola con la seguente formula: n=grammi/PESO MOLECOLARE (=peso atomico,=As). ELEMENTI e ABBONDANZA ISOTOPICA - Gli elementi con lo STESSO NUMERO di protoni e DIVERSO numero di NEUTRONI si dicono ISOTOPI - Gli elementi con DIVERSO NUMERO di PROTONI (Z) ma UGUALE NUMERO di MASSA (A) si dicono ISOBARI - ABBONDANZA ISOTOPICA: quantità di ISOTOPI in una determinata sostanza campione NUMERI QUANTICI

I numeri quantici forniscono la POSIZIONE degli ELETTRONI e la POSIZIONE dell’ELEMENTO sulla TAVOLA PERIODICA, sono 4: - 1°: n questo numero fornisce la GRANDEZZA DEGLI ORBITALI va da 1 a 7 solo interi(questo numero corrisponde al periodo nella tavola periodica) - 2°: l questo numero va da 0 a n-1 e descrive la forma degli orbitali che possono essere: s=0, p=1, d=2 e f=3 - 3°: m questo numero va da -l ad l e determina il numero degli orbitali degeneri (isoenergetici) - 4°: numero di spinn è sempre + o – ½ e va ad indicare il verso di rotazione dell’elettrone (quadratino da riempire con freccetta) COME SI COLLOCANO GLI ELETTRONI (3 principi) - 1° PRINCIPIO DI PAULI: all’interno di ogni singolo orbitale possono esserci massimo due elettroni con numero di SPINN OPPOSTO - 2° REGOLA DI HUND: Se ci sono tre orbitali a uno stesso livello energetico gli elettroni si collocheranno il più lontano possibile - 3° AUF BAU: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s Gli elettroni di valenza sono quelli che si trovano negli orbitali s e p dell’ultimo livello energetico dell’elemento (nei metalli di transizione anche in d)

REGOLA DI LEWIS Un atomo tende a condividere elettroni con gli altri atomi nell’atto della formazione del legame in modo da contornarsi di OTTO ELETTRONI (OTTETTO), questo accade perché gli elementi cercano di copiare la configurazione dei gas nobili. - La VALENZA è il numero di elettroni messi in gioco in un legame dall’elemento (max valenza=gruppo) - L’ELETTRONEGATIVITA’ è la capacità di un elemento di ATTIRARE elettroni di legame - Il RAGGIO ATOMICO è il raggio dell’atomo e si ricava misurando la distanza tra due nuclei di due atomi messi accanto - ELETTRONEGATIVITA’ e RAGGIO ATOMICO sono INVERSAMENTE PROPORZIONALI - L’energia di ionizzazione è l’energia richiesta per allontanare un elettrone dall’atomo e portarlo a infinita distanza da esso. (cresce dal basso verso l’alto e da sinistra verso destra) LEGAMI FORTI - LEGAME COVALENTE: avviene quando la differenza di elettronegatività è < di 1,9 - LEGAME IONICO: avviene quando la differenza di elettronegatività è > di 1,9

- ETEROPOLARE: avviene quando su alcuni elementi è presente una leggera carica positiva o negativa, porta alla formazione di molecole polari o non polari. Avviene quando si instaura un legame covalente tra due molecole diverse (disegno) - DATIVO: il legame dativo è un legame COVALENTE in cui la coppia di elettroni è messa in gioco solo da un elemento - LEGAME METALLICO: si forma solo tra metalli, il metallo vicino a un suo simile si priva dei suoi elettroni di valenza mettendoli in condivisione (sfere positive in un mare di elettroni) Il NUMERO DI OSSIDAZIONE è un numero arbitrario positivo o negativo che nella realtà coincide con la VALENZA. TEORIA VESPR Questa teoria si basa sul fatto che gli atomi raggiungono determinate geometrie per via della forza di repulsione degli elettroni. - GEOMETRIA: per considerare la geometria di un atomo si prende in considerazione l’atomo centrale - NUMERO STERICO (NS): somma dei legami semplici (legami doppi ecc=1) con il numero di coppie di elettroni spaiati. Rappresenta il numero di orbitali ibridi.

- REGOLA: ns=2sp, ns=3sp2, ns=4sp3 ecc. A seconda dei numeri sterici le molecole assumono geometrie con nomi veri e propri riassunte nell’immagine:

RADIOISOTOPI: sono alcuni atomi instabili che diventano radioattivi, quando le forze repulsive degli elettroni hanno la meglio andiamo incontro a tre tipi di fenomeni: - PARTICELLA ALFA (TRASMUTAZIONE): l’elemento perde particelle alfa composte da 2 protoni e 2 neutroni e non è più se stesso. In questo caso il numero Z calerà di 2 mentre A cala di 4.

- PARTICELLE BETA (TRASMUTAZIONE): in questo caso l’atomo instabile trasforma un neutrone in un elettrone e in un protone, quindi il risultato partendo da un elemento x sarà un elemento y con Z+1 e un elettrone in più. - PARTICELLE GAMMA: in questo caso un elemento X tende a liberare energia ENERGIA DI IONIZZAZIONE: energia necessaria a strappare un elettrone e allontanarlo all’infinito da un atomo AFFINITA’ ELETTRONICA: energia necessaria per aggiungere un elettrone a un atomo INTERAZIONI TRA ATOMI E MOLECOLE Sono di due tipi: 1)PRIMO TIPO: - LEGAME A IDROGENO: è un’interazione debole che per esistere necessita della presenza dell’idrogeno legato a un elemento più elettronegativo. In questo caso l’idrogeno stabilirà un’interazione debole con l’atomo più elettronegativo della molecola vicina. - FORSE DI VAN DER VAALS O LEGAMI DIPOLO DIPOLO: sono legami molto deboli che si formano tra dipoli, si dividono in base alla forza (DECRESCENTE) in: legami tra due dipoli puri, legame con dipolo puro e molecola

non polare, legami tra molecole che se avvicinate si polarizzano a vicenda 2)SECONDO TIPO: - In questo caso avvengono reazioni chimiche che vanno a creare dei prodotti dai reagenti. Un esempio è la combustione X + O2  CO2 + H2O - Un metodo molto comodo per bilanciare le reazioni è quello PER TENTATIVI che si sviluppa nel seguente modo: BILANCIO L’ELEMENTO CON CORRISPONDENZA UNIVOCABILANCIO L’ELEMENTO COLLEGATO AL PRIMOBILANCIO IL RESTANTE NOMENCLATURA Definizione di acidi e basi di Arrhenius: ACIDI: forniscono ioni H+ in soluzione acquosa Ex. HClH+ + Cl- EQUIVALENTI: 1 Ex. H2SO42H+ + SO4-- EQUIVALENTI: 2 BASI: rilasciano ioni OHEx. NA(OH)  Na+ + OH- EQUIVALENTI: 1 EX. CA(OH)2 Ca++ + 2OH- EQUIVALENTI: 2 REAZIONI E PRODOTTI METALLO + NON METALLO = SALE BINARIO METALLI:

-

+ H2= IDRURI +O2= OSSIDI (BASICI) OSSIDI BASICI + H2O = IDROSSIDI

NON METALLI: - + H2 = IDRACIDI - + O2 = OSSIDI ACIDI (ANIDRIDI) - ANIDRIDI + H2O = OSSIACIDI IDRACIDI + OSSIACIDI = SALI TERNARI O QUATERNARI NOMENCLATURA DEI COMPOSTI (Tradizionale = T, IUPAC = I) IDRURI - HLi/LiH = Idruro di litio - Negli idruri l’idrogeno ha sempre valenza –1 IDRACIDI -

HCL: TAcido cloridrico ICloruro di idrogeno HBr: TAcido bromidrico IBromuro di idrogeno HS: T Acido solfidrico I Solfuro di idrogeno H2S: TAcido solfidrico ISolafuro di diidrogeno Negli idracidi i non metalli vanno sempre presi con la valenza minore

OSSIDI - CaO: T Ossido di calcio - NO: TOssido di azoto

- N può comportarsi sia da metallo (1,2,4) che da non metallo (3,5) - N2O (comportamento metallico): ossido di diazoto IDROSSIDI - NaO + H2O  Na(OH) IDROSSIDO DI SODIO - CaO + H2O  Ca(OH)2 Idrossido di calcio - Negli idrossidi i metalli dei primi tre gruppi avranno valenza uguale al gruppo (ex primo gruppo=1) ANIDRIDI - Qui si considera quante valenze ha l’elemento - Br2O3  un numero  anidride borICA - N2O3  due numeri  Anidride nitrOSA N2O5  Anidrite nitrICA - SO  3 numeri  “ IPOsolfoROSA SO2  “ solfoROSA SO4  “ solforICA - Cl2O  4 numeri  IPOcloROSA Cl2O3  cloROSA Cl2O5  clorICA Cl2O7  PERclorICA OSSIACIDI Cl2O + H2O  H2CL2O2HClO ACIDO IPOCLOROSO Cl2O3 + H2O  H2Cl2O4  HClO2 Acido cloroso Cl2O5 + H2O  H2Cl2O6  HClO3 Acido clorico

Cl2O7 + H2O  H2Cl2O8  HClO4 Acido perclorico In alcuni casi si utilizza la nomenclatura IUPAC o quella con la notazione di Stoke di seguito alcuni esempi: HClO I: Ossoclorato di idrogeno S: Clorato(1) di idrogeno Nella IUPAC si legge l’intera molecola partendo da destra nella stoke si ignora l’ossigeno e si mette il numero di ossidazione del Cloro o della molecola che c’è. SALI BINARI I Sali binari sono composti da un METALLO più un NON METALLO, in essi il metallo ha sempre numero di ossidazione positivo in quanto i non metalli sono più elettronegativi, quindi nella formula si metterà prima il metallo e poi il non metallo. Per quanto riguarda la nomenclatura tradizionale abbiamo due casi: - Se il metallo presenta un solo numero di ossidazione il composto prenderà la seguente forma: nonmetalloURO di metallo (ex cloruro di sodio) - Se il metallo presenta due numeri di ossidazione quando il metallo avrà il numero di ossidazione maggiore si avrà nonmetalloURO di metalloICO, in caso di numero di ossidazione minore nonmetalloURO metalloOSO.

Nella nomenclatura IUPAC si legge sempre la molecola al contrario aggiungento i prefissi in caso di numeri diversi. In alcuni casi si possono formare dei composti binari anche tra l’unione di due non metalli, in questo caso le regole da seguire sono le stesse: si mette per primo l’elemento con elettronegatività minore e per ultimo quello maggiore e poi si mette -uro ecc…. (ex. PCl3  Cloruro fosforoso, SiC carburo di silicio) - E’ importante ricordare che sono binari i Sali dello ione ammonio (NH4+) che si comporta come un metallo con numero di ossidazione +1. RESIDUI ACIDI Quando un OSSIACIDO perde una o più molecole di H+ si va a formare un anione definito “residuo dell’acido” Per esempio: - L’acido nitrico HNO3 andrà a dissociarsi in H + NO3-. NO3- sarà l’anione residuo dell’acido. - L’acido solforico H2SO4 può dissociarsi in due maniere: H + HSO4- e 2H+ + SO4— - L’acido fosforico H3PO4 può dissociarsi come: H + H2PO4, 2H + HPO4-- e 3H + PO4--Per quanto riguarda la nomenclatura dei residui degli acidi essa si ricaverà dal nome dell’acido di partenza cambiando le desinenze:

- OSO ITO - ICO ATO Se i residui derivano da acidi che hanno perso un solo idrogeno i suffisti restano gli stessi ma va aggiunta la parola acido o si aggiunge la parola bi- come suffisso al nome del residuo. Per esempio l’ACIDO CARBONICO H2CO3 va a formare due diversi anioni: - H2CO3  H + HCO3-  IONE CARBONATO ACIDO (BICARBONATO) - H2CO3  2H + CO3--  IONE CARBONATO Se gli acidi da cui derivano i residui contengono 3 o 4 idrogeni si andrà ad aggiungere ad acido i suffisi MONO- BITRI- a seconda del numero di idrogeni rimasti. (ex H3PO3  H + H2PO3 = IONE FOSFITO BIACIDO) La nomenclatura IUPAC prevede la desinenza -ATO e i prefissi moltiplicativi, inoltre alla fine del nome va messo tra parentesi il numero di ossidazione dell’elemento principale. (ex. NO3-  triossonitrato(V)) SALI TERNARI I SALI TERNARI si formano dall’unione di un RESIDUO ACIDO e un IDROSSIDO, nella forma chimica viene prima l’idrossido (IONE METALLICO) e poi il residuo acido.

In entrambe le nomenclature il nome del sale si ricava utilizzando il nome dell’anione (RESIDUO ACIDO) e facendo riferimento al metallo: (nome del residuo) di (nome del metallo) ex. CaCO3  CARBONATO DI CALCIO Ca(HCO3)2  BICARBONATO DI CALCIO o CARBONATO ACIDO DI CALCIO* CONCENTRAZIONI MOLARITA’ = moli soluto/ volume solvente (moli / litro) DENSITA’ = massa / volume (kg/m^3) % MASSA/MASSA = massa soluto (g) / massa soluzione (g) x100 MOLALITA’ = moli soluto (n) / massa solvente (kg) NORMALITA’= neq/massa equivalente BILANCIAMENTO CON METODO REDOX Questo tipo di bilanciamento si utilizza quando non vengono dati i coefficienti e quindi non si può procedere per tentativi. Per essere una REDOX in una reazione un elemento deve cambiare il proprio numero di ossidazione, i numeri di ossidazione seguono alcune regole: - ELEMENTO SOLO = 0 - Se è espressa una CARICA si considera quella

Dopo aver assegnato il numero di ossidazione agli elementi identifico la specie che si OSSIDA (perde elettroni) e quella che si RIDUCE (prende elettroni). Dopodichè procedo col metodo del numero di ossidazione che permette di trovare dei coefficienti stechiometrici che fanno da guida: 1)ISOLO GLI ELEMENTI CHE SI OSSIDANO E SI RIDUCONO Ex N+3e-  M Cu  Cu + 2e2)FACCIO IL MCM TRA GLI ELETTRONI E TROVO PER QUANTO MOLTIPLICARE IN MODO DA TROVARE I COEFFICIENTI STECHIOMETRICI NB: In caso di (SO4)- - la SOMMA dei numeri di ossidazione deve essere -2 - Si ricordi che L’AGENTE OSSIDANTE si RIDUCE mentre l’AGENTE RIDUCENTE si OSSIDA PERCHE’ SONO IMPORTANTI LE REDOX? Le redox sono molto importanti perché sulla base di queste reazioni è stato studiato il meccanismo alla base del funzionamento della PILA. Essa è formata dai seguenti elementi:

- ANODO (-) qui avviene un’ossidazione (ex. Zn  Zn++ + 2e-) a parità di concentrazione ha il potenziale più basso - CATODO (+) qui avviene una riduzione (ex. Cu ++ + 2eCU) a parità di concentrazione ha il potenziale più alto - PONTE SALINO: serve a bilanciare le cariche in modo che la reazione della pila non si blocchi - La FORZA ELETTRO MOTRICE si calcola con la seguente formula : Ecat – Eano dove E va ad indicare il potenziale Esistono anche le PILE A CONCENTRAZIONE dove è all’anodo e al catodo sono presenti le stesse sostanze immerse in un loro sale che da un lato è più concentrato e da un altro meno, di conseguenza dove sarà più concentrato avremo il CATODO (+) e dove sarà meno concentrato l’ANODO (-) GAS PERFETTI E BILANCIAMENTI CON GAS Quando abbiamo a che fare con i gas possiamo utlizzare due grandezze come valori di riferimento oltre al numero di moli: - La PRESSIONE - Il VOLUME

Queste grandezze si legano al numero di moli e alla temperatura tramite l’equazione di stato dei gas perfetti che è: - PV=nRT dove: - PPRESSIONE VVOLUME nNUMERO DI MOLI TTEMPERATURA - R è una costante e vale 0,082 atm*l/mol*k Questa condizione e quindi l’utilizzo di questa formula avviene solo quando abbiamo a che fare con gas perfetti cioè quando ci troviamo nelle seguenti condizioni: 1)COMPORTAMENTO UNIFORME 2)VOLUME ATOMI TRASCURABILE 3)URTI TRA MOLECOLE ELASTICI 4)ENERGIA CINETICA CHE DIPENDE IN MANIERA DIRETTAMENTE PROPORZIONALE ALLA TEMPERATURA Le trasformazioni che i gas possono compiere sono le seguenti: -

ISOBARE: pressione costante ISOCORE: volume costante ISOTERME: temperatura costante ADIABATICHE: senza scambio di calore Ex. Quando ho V e T costanti posso considerare la pressione come sinonimo di mole e lavorare in termini

di pressione con i coefficienti stechiometrici della reazione. Nel caso ci trovassimo a lavorare con GAS SEPARATI che non si uniscono e non reagiscono tra loro si deve considerare la regola delle PRESSIONI PARZIALI: - PT = sommatoriaPP (pressione totale=somma delle pressioni parziali di tutti i gas) La pressione parziale di un gas è la pressione che avrebbe quest’ultimo se fosse da solo. Ex. di problema con PRESSIONI PARZIALI Abbiamo un cilindro a temperatura e volume costante con 3 gas separati che non si uniscono e hanno una pressione totale di 10 atm: - O2 5 mol  Pp=5 - He 4 mol  Pp=4 - Ar 1 mol  Pp=1 La quantità percentuale di ogni gas si potrà calcolare dividendo il numero di moli (o la pressione parziale) per il valore totale trovato prima: O2=5/10=50%.... Per trovare il valore di pressione di ciascun gas basterà ora utilizzare le percentuali O2=50%=5atm

CHIMICA ORGANICA

Prima di iniziare a trattare la chimica organica è importante chiarire come il carbonio possa formare 4 legami uguali, avendo una struttura 2s^22p^2 il carbonio ha la particolarità di poter spostare gli elettroni da s a p creando degli ORBITALI IBRIDI, si ricordi che quando il carbonio crea degli orbitali ibridi essi possono formare solo legami semplici. Il carbonio può anche ibridare una parte degli orbitali in questo caso si creeranno doppi legami come ad esempio nel CARBONILE (c=o). Per esempio nell’ibridazione sp3 parteciperanno tutti gli orbitali p e così il carbonio formerà 4 legami semplici identici (il numero a esponente di sp sta ad indicare il numero di orbitali p che partecipano all’ibridazione) , le cose cambiano nell’ibridazione sp2 ed sp perché in questi casi il carbonio non ibrida tutti gli orbitali p portando alla formazione rispettivamente di doppi e tripli legami. CLASSIFICAZIONE DEGLI ATOMI DI CARBONIO Gli atomi di carbonio vengono solitamente classificati in base al numero di altri carboni con cui sono legati, un carbonio può essere: - PRIMARIO: se è legato unicamente a un altro atomo di carbonio - SECONDARIO: se è legato a due atomi di carbonio - TERZIARIO: se è legato ad altri tre atomi di carbonio - QUATERNARIO: se è legato ad altri quattro atomi di carbonio

In base a come sono classificati i carboni anche gli idrogeni possono essere classificati in PRIMARI SECONDARI e TERZIARI in base al tipo di carbonio a cui sono legati. LEGAMI SIGMA E PIGRECO - LEGAME SIGMA: legame forte che si presenta sempre solo nel legame singolo,doppio e triplo - LEGAME PIGRECO: legame più debole,si presenta in un’unità nel legame doppio e in due unità nel legame triplo ALCANI (configurazione tetraedrica) Questi composti, detti anche idrocarburi saturi, presentano il carbonio ibridato sp3, la loro formula generale è CnH2n+2, i più importanti da ricordare sono: CH4METANO C2H6ETANO C3H8PROPANO C4H10BUTANO Questa classe di composti può anche avere caratteristiche cicliche, in questo caso il numero di idrogeni sarà H2n e le molecole presenteranno il prefisso ciclo-. Gli alcani si possono legare ad altri composti formando una catena R (Radicale) che prenderà i seguenti nomi: METILE -CH3

ETILE -C2H3 PROPILE -C3H7 BUTILE -C4H9 ALCHENI Gli alcheni sono classi di composti caratterizzati dalla presenza di un doppio legame, la loro formula di struttura sarà CnH2n e prenderanno il suffisso -ene al nome dell’alcano corrispondente: - C2H4  ETENE - C3h6  PROPENE - C4h8  BUTENE Come gli alcani anche questi composti avranno i loro resid...