Corso di orientamento e preparazione ai Corsi di Laurea della Scuola di Medicina ad accesso programmato a.a. 2019/2020 CHIMICA

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1 Corso di orientamento e preparazione ai Corsi di Laurea della Scuola di Medicina ad accesso programmato a.a. 2019/2020 CHIMICA

2 «Nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma.» (Antoine-Laurent de Lavoisier) La chimica è la scienza che studia la composizione della materia e il suo comportamento in base a tale composizione. Alessio Cesaretti, PhD alex.cesaretti14@gmail.com

3 Fondamenti di chimica inorganica: nomenclatura e proprietà principali dei composti inorganici: ossidi, idrossidi, acidi, sali. Programma La costituzione della materia: gli stati di aggregazione della materia; sistemi eterogenei e sistemi omogenei; composti ed elementi. Le leggi dei gas, le proprietà dello stato liquido; le leggi ponderali. La struttura dell'atomo: particelle elementari; numero atomico e numero di massa, isotopi. La teoria atomica da Bohr alla meccanica quantistica; la configurazione elettronica degli atomi dei vari elementi. Il sistema periodico degli elementi: gruppi e periodi; elementi di transizione; proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica; metalli e non metalli; relazioni tra struttura elettronica, posizione nel sistema periodico e proprietà. Il legame chimico: legame ionico, legame covalente; polarità dei legami; elettronegatività. Le forze intermolecolari.

4 Programma Le reazioni chimiche e la stechiometria: peso atomico e molecolare, numero di Avogadro, concetto di mole, calcoli stechiometrici elementari, bilanciamento di reazioni, vari tipi di reazioni chimiche. La termodinamica chimica; la cinetica chimica. L equilibrio. Le soluzioni: proprietà solventi dell'acqua; solubilità; principali modi di esprimere la concentrazione delle soluzioni. Le proprietà colligative. Ossidazione e riduzione: numero di ossidazione, concetto di ossidante e riducente. Acidi e basi: concetti di acido e di base; acidità, neutralità, basicità delle soluzioni acquose; il ph. Fondamenti di chimica organica: legami tra atomi di carbonio; idrocarburi alifatici, ciclici e aromatici; i gruppi funzionali. Fondamenti di biochimica.

5 La Termodinamica Termodinamica: disciplina che studia le trasformazioni dell energia e, in particolare, le relazioni tra calore e altre forme di energia. materia Termochimica: branca della termodinamica che studia il calore che entra in gioco nelle trasformazioni chimiche

6 Sistemi e Ambiente Sistema: porzione di universo entro la quale avviene una trasformazione Ambiente: il resto dell universo che non fa parte del sistema

7 Energia e Lavoro ENERGIA: capacità di un corpo di trasferire calore o di eseguire un lavoro. Nel SI misura in Joule (J). ENERGIA TERMICA: somma dell energia cinetica di tutte le sue particelle. ENERGIA CHIMICA: energia potenziale immagazzinata nei legami chimici che uniscono le sue particelle.

8 Energia Interna (U) L ENERGIA INTERNA (U) di un sistema è una grandezza estensiva che corrisponde alla somma della energia cinetica e dell energia potenziale di tutte le particelle che compongono il sistema. U = Q W

9 Entalpia (H) essendo W = p DV DU = q - p DV H = U + p V DH = DU + p DV a pressione costante DH = q - p DV + p DV A pressione costante l entalpia corrisponde al calore di reazione (relazione importante poiché nei sistemi biologici la maggior parte delle reazioni biochimiche avvengono a pressione costante) DH = Q

10 SISTEMA CHIMICO REAGENTI PRODOTTI Se DH < 0 la reazione è esotermica Se DH > 0 la reazione è endotermica DH = H PRODOTTI - H REAGENTI H N 2 H 4 + H 2 O 2 N 2 + 4H 2 0 N 2 H 4 + H 2 O 2 - q N 2 + 4H 2 0 H 2HgO 2Hg + O 2 2Hg + O 2 + q 2HgO DH = Kcal/mol N 2 DH = Kcal/mole O 2

11 Processi endotermici e esotermici Esotermico: durante la trasformazione il sistema cede una certa energia sotto forma di calore. Endotermico: durante la trasformazione si ha assorbimento di calore da parte del sistema. H i DH < 0 H f H i DH > 0 H f

12 Processi endotermici e esotermici

13 Le funzioni di stato Le funzioni di stato dipendono soltanto dallo stato del sistema. La variazione di una funzione di stato nel passare da uno stato all altro è indipendente dal percorso fatto. L energia interna è funzione di stato; calore e lavoro non lo sono. DH a DH b DU DH c DH c = DH a + DH b

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15 Le funzioni di stato

16 curva di riscaldamento Il diagramma di riscaldamento del ghiaccio già visto ci permette ora di parlare di variazioni di entalpie e non più di calori scambiati dato che il processo di riscaldamento si svolge a p costante.

17 Variazione di entalpia nelle trasformazioni fisiche. La differenza di entalpia molare tra molecole di una sostanza allo stato liquido e il vapore è nota come entalpia di vaporizzazione, Per l'acqua a 100 C, DH vap = H gas - H liquido = + 40,7 kj/mol entalpia di fusione è definita come: DH fus = H liquido H solido = kj/mol

18 Entalpia delle trasformazioni chimiche quando 1 mol di CH 4 (16 g) brucia all'aria vengono liberati 890 kj di calore; cioè la reazione: CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O si accompagna a una diminuzione totale di entalpia del sistema (la miscela di reazione) pari a 890 kj per ogni mole di molecole di CH 4 Questa diminuzione di entalpia rappresenta l'entalpia di reazione, CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O DH = kj Per 2 mol di metano la variazione di entalpia è il doppio: DH = 2 (-890 kj) = kj

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20 Reazioni di Combustione La combustione è una reazione tra un combustibile e un comburente, dalla quale si libera una quantità rilevante di energia. (REAZIONE FORTEMENTE ESOTERMICA) I prodotti delle combustione sono, in genere, costituiti da molecole stabili, cioè poco reattive.

21 Reazioni di Combustione: Metano

22 Combustibili e Comburenti COMBUSTIBILI CORBURENTI H 2 H 2 C (carbone) F 2 Idrocarburi (metano, benzina, gasolio, ) Cl 2 Alcoli N 2 O 4 Carboidrati (amido, cellulosa, zucchero) N 2 O Grassi, Oli Idrazina Metalli

23 Entalpie di formazione l'entalpia standard di formazione di un composto corrisponde all'entalpia standard per mole di unità formula della reazione di sintesi di quel composto a partire dai suoi elementi costitutivi nella loro forma più stabile alla temperatura di 25 C e alla pressione di 1 atm. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) DH = kj DH = kj/mol H 2 O

24 Entalpia standard di reazione. L Entalpia degli elementi nel loro stato standard (stato puro a minore contenuto energetico, a p = 1 atm e T = 25 C) viene convenzionalmente assunta uguale a 0. L'entalpia standard di reazione è l'entalpia di una reazione in cui i reagenti nel loro stato standard si trasformano nei prodotti, anche questi nel loro stato standard. Essendo l entalpia funzione di stato, la entalpia di una reazione chimica è calcolabile come differenza tra l entalpia dei prodotti e quella dei reagenti: DH = S νd H f prodotti - S ν D H f reagenti

25 I dati relativi ai D Hf sono in kj/mol Entalpia standard di reazione - Esempio Per una reazione chimica: A A + B B +.. = C C + D D +.. DH = S ( p DH f prod ) - S ( r DH f reag ) Combustione del metano: CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) DH = kj/mol DH = [DHf CO DHf H 2 O(l)] - (DHf CH DHf O 2 ) = [ ( )] - [ ] = kj/mol

26 l'entalpia standard di combustione di una sostanza è la variazione di entalpia per mole di sostanza conseguente alla combustione completa di tale sostanza in condizioni standard. La combustione completa degli idrocarburi produce biossido di carbonio e acqua: C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O(l) DH = kj

27 Legge di Hess L entalpia standard di una reazione complessiva è la somma delle entalpie standard delle singole reazioni nelle quali è possibile suddividere la reazione in esame. L'entalpia è una funzione di stato, le sue variazioni sono indipendenti dal modo in cui i reagenti di una determinata reazione si trasformano nei prodotti. Calcola DH di C (s) + O 2(g) CO 2(g) 2C (s) + O 2(g) 2 CO (g) 2CO (g) + O 2(g) 2CO 2(g) DH =- 221 kj DH =- 566 kj 2C(s) +2CO (g) + 2 O 2(g) 2CO(g)+ 2CO 2(g) 2 C (s) +2O 2(g) 2CO 2(g) DHx DHx = - 221,0 kj + (- 566,0 kj) = - 787,0 kj DH = kj/mol

28 Legge di Hess = l entalpia di una reazione non dipende dal cammino per passare dallo stato iniziale a quello finale, cioè per passare dai reagenti ai prodotti

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30 Il calore di reazione rappresenta il bilancio energetico dell energia necessaria per rompere i legami nei reagenti e dell energia che si svolge nella formazione dei nuovi legami nei prodotti

31 Le energie di legame possono essere usate per calcolare il DH di reazioni in fase gassosa

32 Energie di legame H 2 (g) + Br 2 (g) = 2 HBr (g)

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34 La prima legge della termodinamica definisce un principio di conservazione dell energia (sistema + ambiente), ma non fornisce nessuna informazione sulla direzione che spontaneamente i processi prendono. Energia termica Energia termica

35 NB. Il DH del processo è praticamente 0

36 Entropia (S) Entropia: livello di dispersione dell energia. L entropia risulta tanto maggiore quanto più intenso è il moto termico (cioè quanto più alta è la temperatura) e quanto più libero è il movimento delle particelle.

37 Energia Libera di Gibbs (G) Energia Libera: grandezza termodinamica che dipende dall entalpia, dalla temperatura assoluta e dall entropia del sistema. G = H T S a T costante ΔG = ΔH T ΔS

38 Spontaneità delle reazioni Un fenomeno si dice spontaneo se avviene senza interventi esterni. ΔG < 0 ΔH T ΔS < 0

39 Spontaneità delle reazioni Quando nell Universo si realizza un evento spontaneo, esso è sempre accompagnato da un aumento dell entropia.

40 Reazione Esoergonica

41 Reazione Endoergonica

42 DG = DH - TDS Variazione dell energia libera DG < 0 DG = 0 DG > 0 Processo spontaneo Sistema all equilibrio Processo non spontaneo Condizioni che determinano la spontaneità di una trasformazione Variazione di entalpia Variazione di entropia Reazione spontanea Esotermica (DH < 0) Esotermica (DH < 0) Endotermica (DH > 0) Endotermica (DH > 0) Aumento (DS > 0) diminuizione (DS < 0) Aumento (DS > 0) diminuizione (DS < 0) SI In ogni caso DG < 0 SI Solo se TDS < DH SI Solo se TDS > DH NO In ogni caso DG > 0

43 Fermentazione del glucosio ad etanolo C 6 H 12 O 2 (s) 2 C 2 H 5 OH(l) + 2 CO 2 (g) DH = TDS = DG = Combustione dell etanolo -TDS = + 82 C 2 H 5 OH(l) + 3O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O(l) DH = DG = Decomposizione del pentossido d azoto N 2 O 5 (s) 2 NO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) DH = DG = TDS = - 140

44 Ca(s) + Cl 2 (g) CaCl 2 (s) DG e Temperatura DG = DH - TDS La reazione è Spontanea a basse T: DG < 0 Non spontanea a alte T, l entropia prende il sopravvento Quando DG = 0 la reazione non è spontanea in entrambe le direzioni. Abbiamo una situazione di equilibrio! kj - T(-0.273kJ/K) = 0 T = 219K o -53 o C La reazione è spontanea per T < -53 o C DH = kj DS = -273 J/K

45 TERMODINAMICA DELLA TRANSIZIONE DI STATO GHIACCIO ACQUA DH - 10 C 0 C + 10 C TDS DG = J/mole DG > 0 DG = 0 GHIACCIO ACQUA DG < 0 DG = J/mole GHIACCIO ACQUA GHIACCIO ACQUA

46 L entropia aumenta quando sostanze polari si sciolgono in solventi polari NaCl (s) Na + nh 2 O + Cl - nh 2 O DH > 0 -TDS < 0 DG < 0

47 L entropia aumenta quando sostanze non polari non si sciolgono in solventi polari DH > 0 -TDS < 0 DG < 0