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 Le soluzioni Sono miscele omogenee di due o più sostanze (in forma di molecole, atomi, ioni) di cui quella presente in quantità maggiore è definita solvente, le altre soluti. possono essere solide (leghe) liquide aeriformi Anche se il solvente e il soluto sono in fasi diverse, esse assumono lo stato di aggregazione del solvente

6 Le Soluzioni

7 La solubilità È la quantità massima di soluto che può sciogliersi, ad una data temperatura, in una data quantità di solvente: la soluzione in questo caso di dice satura. Una soluzione è insatura quando il solvente è ancora in grado di sciogliere soluto o soluti. Una soluzione insatura può essere diluita, se la quantità di soluto disciolta è piccola o concentrata se invece è grande, relativamente alla quantità di solvente.

8 Soluzione Insatura e Soluzione Satura

9 Equilibrio dinamico in una soluzione satura Una soluzione è SATURA quando il numero delle particelle di soluto che lasciano la loro posizione nel reticolo cristallino è uguale, nell unità di tempo, a quello delle particelle che ritornano a far parte del solido. Il solido non si scioglie più e rimane del CORPO DI FONDO. La quantità di soluto, per unità di solvente, necessaria a formare una soluzione satura, rappresenta la sua SOLUBILITÀ. Si è raggiunto uno stato di EQUILIBRIO DINAMICO: una trasformazione continua ad avvenire, ma contemporaneamente ha luogo, e con la stessa velocità, la trasformazione in senso contrario.

10 Il processo di solubilizzazione I soluti possono essere: ionici di tipo covalente polare di tipo covalente non polare I solventi possono essere di tipo covalente polare di tipo covalente non polare I soluti ionici sono solubili in solventi covalenti polari. I soluti covalenti polari sono solubili in solventi covalenti polari. I soluti non polari (o leggermente polari) sono solubili in solventi non polari (o leggermente polari).

11 Solido ionico in solvente covalente polare Le molecole di H 2 O si comportano come dipoli e si orientano verso i cristalli di NaCl, in modo tale da orientare i propri poli positivi e negativi verso gli ioni periferici di carica opposta, vincendo progressivamente le forti attrazioni esistenti. δ+ δ ione sodio ione cloruro molecola d acqua + - -

12 Solubilizzazione

13 Solubilità di un solido covalente polare in un solvente polare Il glucosio forma con l acqua LEGAMI A IDROGENO. Da un cristallo si separano molecole idratate. CH 2 OH H C O C H OH OH H C C H OH H C OH = = glucosio

14 Soluto apolare in solvente apolare naftlalene trielina Il naftalene è solubile nella trielina perché tra le due sostanze si instaurano le FORZE DI VAN DER WAALS.

15 Soluzioni di liquidi in liquidi:miscibilità. Liquidi polari + Alcol etilico + - Acqua Due o più LIQUIDI POLARI si miscelano tra di loro grazie all instaurarsi di attrazioni dipolo-dipolo + +

16 Liquidi polari e apolari olio acqua miscela Un liquido apolare non potrà miscelarsi con uno polare, perché le forze intermolecolari sono diverse

17 Liquidi apolari Tetracloruro bromo miscela di carbonio + Due o più liquidi apolari si miscelano tra loro perché tra essi si instaurano le FORZE DI VAN DER WAALS.

18 8. La solubilità e le soluzioni sature Solubilità La solubilità di una sostanza in un certo solvente è la sua concentrazione nella soluzione satura. La solubilità varia da sostanza a sostanza e dipende dalla temperatura e dalla natura del solvente. Spesso viene espressa in grammi di soluto presenti in 100 g di solvente. Tra il soluto disciolto e quello indisciolto si instaura un equilibrio detto equilibrio dinamico dovuto al persistente movimento delle particelle. In presenza di un eccesso di soluto rispetto alla quantità massima che un solvente può sciogliere, si è in presenza di una soluzione soprasatura.

19 Effetti termici nella dissoluzione di un composto ionico La dissoluzione di un composto ionico avviene in due fasi: 1-demolizione della struttura cristallina del composto ionico con richiesta di energia e 2- idratazione degli ioni, con liberazione di energia. Il bilancio energetico di questi due processi può rendere il processo esotermico o endotermico. La dissoluzione dell idrossido di sodio in acqua è un processo esotermico, quella dell idrossido di ammonio è endotermico. Il cloruro di sodio si scioglie in acqua senza modificazione della temperatura del sistema.

20 Effetti termici nella dissoluzione di un composto ionico 1-disgregazione del cristallo ( assorbimento di energia) 2- idratazione (liberazione di energia)

21 Effetti termici sulla solubilità Per la maggior parte delle sostanze solide, la solubilità cresce all aumentare della temperatura. Per tutti i soluti gassosi la solubilità diminuisce all aumentare della temperatura.

22 Solubilità in g per 100 g di acqua Fattori che influiscono sulla solubilità dei solidi e dei liquidi La solubilità della maggior parte dei liquidi e dei solidi aumenta al crescere della temperatura KNO 3 KBr NaCl Ce 2 (SO 4 ) 3 Li 2 SO 4 NaNO 3 Pb(NO 3 ) Temperatura C

23 Solubilità di un gas 9. Solubilità, temperatura e pressione Per i gas la solubilità dipende anche dalla pressione. La concentrazione di una soluzione satura di un gas in un liquido (solubilità) è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas che sta al di sopra della soluzione (legge di Henry). S = solubilità k = costante di Henry P g = pressione parziale del gas S = k P g

24 Solubilità in g per 100 g di acqua Solubilità in (g / 100 g di acqua a 25 C)x 10 4 Fattori che influiscono sulla solubilità di un gas La solubilità dei gas nei liquidi è influenzata dalla pressione e dalla temperatura. Essa diminuisce all aumentare della temperatura e, ad una determinata temperatura, risulta proporzionale alla pressione del gas sul liquido. 0,0070 0,0060 0,0050 O 2 CH 4 N O 2 N 2 He 0, ,0030 0,0020 0, temperatura Pressione in atm

25 La Concentrazione La concentrazione di una soluzione è il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente in cui il soluto è disciolto. È possibile esprimere questo rapporto in funzione di diverse grandezze.

26 Unità di misura della Concentrazione Concentrazione espressa in unità chimiche : Molarità Molalità Frazione molare Concentrazione espressa in unità fisiche : Percentuale in peso (% p/p) Percentuale peso per volume (% p/v) Percentuale in volume (% v/v) ppm, ppt, ppb.

27 Molarità (M) La concentrazione molare (M) o molarità indica il rapporto fra le moli di soluto (mol) e il volume in litri (L) della soluzione. Soluzioni a concentrazione nota si possono preparare per pesata. n soluto (mol) = M V soluzione (L) m g = n soluto (mol) MM ( g mol )

28 Molarità (M) Preparazione di una soluzione acquosa 1,00 M di NaCl

29 Molarità (M) Il volume della soluzione dipende dalla temperatura!!! Quindi M cambia con T

30 Molarità (M) Composti Ionici Solubili KMnO 4 KMnO 4 (aq) --> K + (aq) + MnO 4- (aq) Se prepariamo una soluzione di KMnO 4 0,30 M, questo significa che [K + ] = [MnO 4- ] = 0.30 M

31 Molarità (M) Composti Ionici Solubili Na 2 CO 3 : composto ionico solubile Na 2 CO 3 (aq) --> 2 Na + (aq) + CO 3 2- (aq) se [Na 2 CO 3 ] = M [Na + ] = 2 x M = M [CO 3 2- ] = M

32 Normalità (N) La concentrazione normale (N) o normalità indica il rapporto fra il numero di equivalenti di soluto (eq) e il volume in litri (L) della soluzione. normalità = N = eq soluto V solvente (L) Un EQUIVALENTE può essere definito come la quantità di composto a cui corrisponde una mole di unità reattive. N = eq soluto M

33 Molalità (m) La concentrazione molale (m) o molalità è il rapporto tra le moli di soluto e la massa del solvente espressa in kilogrammi.

34 La Frazione Molare (X n ) La frazione molare (X) di un componente di una soluzione è il rapporto fra il suo numero di moli di quel componente e il numero totale di moli di tutti i componenti. La somma delle frazioni molari è uguale a 1 X A + X B +. X n = 1

35 La Frazione Molare (X n ) Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell alcol La frazione molare dell acqua si calcola come segue: = H 2 O = 0.5

36 La Concentrazione

37 La Concentrazione in unità fisiche La concentrazione percentuale in massa (% m/m) indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 grammi di soluzione. La concentrazione percentuale massa su volume (% m/v) indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 ml di soluzione.

38 La Concentrazione in unità fisiche La concentrazione percentuale in volume (% V/V) indica il volume in millilitri di soluto sciolto in 100 ml di soluzione. Il grado alcolico di una bevanda corrisponde ai millilitri di alcol disciolti in 100 ml di bevanda.

39 La Concentrazione in unità fisiche La concentrazione in parti per milione (ppm) indica il numero di parti di soluto presenti in un milione di parti di soluzione. oppure

40 n = m (g) / M g/mol d = m (g) / V (ml) Massa percentuale (% p/p) (o percentuale in peso) : grammi di soluto contenuti in 100 grammi di soluzione m soluto (g) %p/p = x 100 m soluzione (g) Di soluto per soluto solido! Esempio: una soluzione di NaCl 37% (p/p) contiene 37 g di sale puro in 100 g di soluzione acquosa.

41 Massa-volume percentuale (% p/v) (o percento peso / volume) : grammi di soluto contenuti in 100 ml di soluzione m soluto (g) %p/v = x 100 V soluzione (ml) Esempio: una soluzione fisiologica di NaCl contiene 0,9 g di sale in 100 ml di soluzione acquosa, quindi è 0,9 % p/v.

42 Volume percentuale (% v/v) (o percentuale in volume) : ml di soluto contenuti in 100 ml di soluzione V soluto (ml) %V/V = x 100 V soluzione (ml) Soluto e solvente liquidi Esempio: etanolo 10 % (v/v) significa 10 ml di etanolo puro in 100 ml di soluzione.

43 Esercizio 1 15 g di KMnO 4 sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare la % in peso (% p/p) dei componenti la soluzione. [d H2O = 1 g/ml] 500 ml di acqua = 500 g m soluzione = 15 g g = 515 g 15 g soluto % p/p = x 100 = 2, g soluzione 100 g di soluzione contengono 2,91 g di KMnO 4 e 97,09 g di acqua.

44 Esercizio 2 Calcolare quanti g di NaCl sono necessari per ottenere 215 g di soluzione acquosa all 8 %p/p di NaCl. m soluto (g) %p/p = x 100 m soluzione (g) m soluto = % x m soluzione /100 m NaCl = 8 x 215 /100 = 17,2 g 8 g NaCl in 100 g x g NaCl in 215 g oppure 8g : 100g = x g : 215g X g = (215 X 8)/100 = 17,2

45 Esercizio 3 (conversione % p/p in % p/v) Calcolare la concentrazione % p/v di una soluzione al 38% p/p di HCl, sapendo che la densità della soluzione è d = 1,19 g/ml 38 % p/p significa che 38 g di HCl sono contenuti in 100 g di soluzione. La densità mi permette di calcolare il volume relativo ai 100g della soluzione: V soluzione = 100 g /1,19 g ml -1 = 84,0 ml m soluto (g) 38 g %p/v = x 100 = x 100 = 45,2 V soluzione (ml) 84 ml

46 oppure V x d = m soluzione 100 ml soluzione x 1,19 g ml -1 = 119 g soluzione 38 g : 100g = x g : 119g x g = 38g/100g x 119g = 45,2 g %p/v = 45,2 g/100ml x100 = 45,2 Quindi si può usare la densità per convertire la % p/p in % p/v e viceversa %p/p x d = % p/v

47 Esercizio 4 Calcolare la % p/p di una soluzione di HNO 3, che contiene 655 g litro -1 di HNO 3, nota la densità della soluzione (d = 1,310 g ml -1 ) 655 g di acido sono contenuti in 1 litro di soluzione e poiché 1 L di soluzione pesa 1310 g % p/p = 655 g/1310 g x 100 = 50

48 Aggiunta di solvente a una soluzione concentrata (soluzione madre) al fine di ottenere una soluzione a concentrazione minore. Diluizione

49 Diluizione con Solvente Puro Quando una soluzione viene diluita si aggiunge del solvente. Se aggiungiamo ad una soluzione di molarità nota del solvente in più, noi NON modifichiamo il numero di moli (n 1 = n 2 ) ma modifichiamo il volume. 1 2 Stesso numero di moli Diversa concentrazione! n 1 = n 2

50 Diluizione con Solvente Puro M 1 = concentrazione iniziale della soluzione V 1 = volume iniziale della soluzione M 2 = nuova concentrazione dopo diluizione V 2 = nuovo volume della soluzione dopo diluizione M 1 = n 1 /V 1 M 2 = n 2 /V 2 M 1 V 1 = M 2 V 2 n 1 = n 2

51 Esempio: si vogliono preparare 100 ml di una soluzione 0,05 M da una soluzione 0,20 M. Che volume occorre prelevare? 1- Calcolare il numero di moli presenti nella soluzione da preparare n = 0,1 L x 0,05 mol / L = 5 x Data una soluzione concentrata calcolare il volume della stessa che contiene le moli richieste 0,2 mol / L x V L = 5 x 10-3 mol V L = 5 x 10-3 / 2 x 10-1 = 2,5 x 10-2 L = 25 ml

52 3- prelevare il volume (25 ml) e trasferire nel palloncino da 100 ml 4- aggiungere il solvente (portare a volume) e mescolare

53 Mescolamento soluzioni 160 ml di soluzione di NaOH 0,50 M vengono mescolati con 200 ml di soluzione di NaOH 0,20 M. Calcolare la molarità della soluzione risultante. Per calcolare la molarità della soluzione finale bisogna conoscere il numero delle moli totali presenti e il volume totale della soluzione. 1: calcolare il numero di moli in ciascuna soluzione prima del mescolamento. n 1 = 0,160 x 0,50 = 0,080 moli n 2 = 0,200 x 0,20 = 0,040 moli 2: calcolare il numero di moli dopo il mescolamento e il volume totale della soluzione. n totali = 0, ,040 = 0,12 moli V soluzione = = 360 ml 3: calcolare la molarità della nuova soluzione dopo mescolamento [M] = 0,12 moli/ 0,360 L = 0,33 moli l -1

54 Le Proprietà Colligative delle Soluzione Il solvente, come ogni sostanza pura, possiede delle proprietà fisiche caratteristiche. La presenza del soluto, nella soluzione, modifica le caratteristiche del solvente. Alcune proprietà delle soluzioni dipendono esclusivamente dalla concentrazione della soluzione, cioè dal numero di particelle di soluto presenti, non dalla sua natura. Queste particolari proprietà si definiscono proprietà colligative e sono: l abbassamento della tensione di vapore, l innalzamento del punto di ebollizione, l abbassamento della temperatura di solidificazione, la pressione osmotica.

55 Le Proprietà Colligative delle Soluzione Una proprietà colligativa è una proprietà che dipende soltanto dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione, e non dalla loro natura. In soluzione diluita, le proprietà colligative (y) dipendono dalla frazione molare del soluto secondo la relazione: Δy = costante X soluto

56 La Tensione di Vapore La tensione di vapore di una soluzione (ideale) il cui soluto non è volatile, è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente (LEGGE DI RAOULT). P soluzione = P solvente X solvente L abbassamento della tensione di vapore di una soluzione è uguale al prodotto tra la tensione di vapore del solvente puro e la frazione molare del soluto. ΔP soluzione = P solvente X soluto

57 La Tensione di Vapore molecola del solvente molecola del soluto La TENSIONE DI VAPORE di una soluzione contenente un SOLUTO NON VOLATILE è minore di quella del SOLVENTE PURO: infatti alla superficie della soluzione alcune particelle di solvente sono sostituite da quelle di soluto, che non hanno alcuna tendenza ad evaporare.

58 Innalzamento Ebullioscopico Il punto di ebollizione di una soluzione è maggiore di quello del solvente puro perché la soluzione ha una tensione di vapore inferiore a quella del solvente puro. con t eb.soluzione t eb.solvente = Δt eb = k eb m Δt eb = variazione del punto di ebollizione k eb = costante ebullioscopica m = molalità soluzione

59 Innalzamento Ebullioscopico acqua salata acqua pura inizia l ebollizione tempo Le interazioni che si vengono a creare tra soluto e solvente diminuiscono la tendenza delle molecole del solvente a liberarsi, per passare allo stato di vapore. È necessaria più energia per vincere queste interazioni, rispetto a quella necessaria al solvente puro. Di conseguenza, si registrerà una temperatura di ebollizione più elevata.

60 6. L innalzamento ebullioscopico e l abbassamento crioscopico Il punto di congelamento di una soluzione è minore di quello del solvente puro perché le particelle di soluto possono impedire a quelle del solvente di fissarsi al cristallo di solvente puro. con t cong.soluzione t cong.solvente = Δt c = k c m Δt c = variazione del punto di congelamento k c = costante crioscopica m = molalità soluzione Abbassamento Crioscopico

61 Abbassamento Crioscopico acqua salata acqua pura inizia il congelamento tempo L abbassamento della temperatura di solidificazione della soluzione, rispetto a quella del solvente puro, è dovuta al disturbo che le particelle di soluto provocano alle molecole del solvente, le quali dovendole accoglierle, cambiano il loro modo di aggregarsi. Le particelle di soluto costituiscono un ostacolo alla solidificazione del solvente perché si interpongono tra le sue molecole impedendo loro di organizzarsi in un reticolo cristallino

62 Proprietà Colligative L innalzamento della temperatura di ebollizione di una soluzione è in genere piccolo. La diminuzione del suo punto di congelamento è più significativa. A parità di concentrazione di soluto in una soluzione acquosa, l ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO è quasi quattro volte più grande dell INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO.

63 Proprietà Colligative 6. L innalzamento ebullioscopico e l abbassamento crioscopico In presenza di elettroliti che, per ogni mole liberano più di una mole di particelle, si deve introdurre il coefficiente i (coefficiente di Van t Hoff) che indica le moli totali di ioni liberati in soluzione da una mole di soluto. Δt eb = k eb m i Δt c = -k c m i

64 Osmosi L OSMOSI è un processo che consiste nel passaggio delle molecole del solvente da una soluzione più diluita a una più concentrata quando tra esse è posta una membrana, detta MEMBRANA SEMIPERMEABILE, capace di lasciar passare solo le molecole del sovente e non quelle del soluto. molecola del soluto molecola del solvente

65 Osmosi 7. Osmosi e pressione osmotica L osmosi è il flusso di un solvente che attraversa una membrana semipermeabile e raggiunge la soluzione più concentrata.

66 solvente puro soluzione Pressione Osmotica pressione osmotica (a) (b) (c) Molecola del soluto movimento del solvente pressione necessaria per contrastare l aumento del volume Molecola del solvente Quando solvente e soluto sono separati da una membrana semipermeabile (a) le molecole del solvente tendono a spostarsi verso la soluzione dove sono meno concentrate (osmosi). Il volume della soluzione aumenta (b) e quindi diminuisce la concentrazione di soluto. La pressione osmotica è quella che si deve applicare per impedire l aumento del volume della soluzione.

67 Pressione Osmotica La pressione osmotica è la pressione idrostatica che si deve esercitare sulla soluzione più concentrata separata da una meno concentrata (o dal solvente puro( da una membrana semipermeabile, perché in essa non entri altro solvente (equazione di van t Hoff). M = molarità R = costante universale dei gas T = temperatura assoluta = M R T Se la soluzione è un elettrolita, è necessario introdurre il coefficiente i. = M R T i

68 Pressione Osmotica 7. Osmosi e pressione osmotica Grazie all osmosi si attua il trasporto dei fluidi nel nostro organismo o il trasferimento della linfa dalle radici alle foglie nelle piante. Le pareti delle cellule animali e vegetali sono membrane semipermeabili.

69 Pressione Osmotica 7. Osmosi e pressione osmotica Le soluzioni che presentano uguale pressione osmotica si dicono isotoniche. Se due soluzioni hanno diversa pressione osmotica, si dice ipotonica quella a concentrazione minore, ipertonica quella a concentrazione maggiore.