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1 Le formule chimiche Ogni composto può essere rappresentato con una formula che esprime i tipi di atomo ed il loro numero nel composto in esame. Gli atomi sono espressi con simboli universali di una o due lettere, mentre il loro numero da un indice numerico. Per leggere gli indici si usano i prefissi di, tri, tetra, penta, esa. Es CO 2 di o biossido di carbonio, (noto anche come anidride carbonica). I composti si dicono binari se contengono due tipi di atomo, ternari se ne contengono tre. I composti binari possono essere: Sali: formati da una parte metallica da una non metallica. Es: cloruro di sodio NaCl Ossidi: contengono ossigeno legato a qualcos altro. Es Ossido di sodio Na 2 O Quelli acidi sono talvolta chiamati anidridi. Se l atomo è presente con la sua valenza più bassa si aggiunge il suffisso oso, se la più alta ico. Idruri: contengono idrogeno e qualcos altro. Es: fluoruro di idrogeno HF

2 I composti ternari possono essere: Idrossidi: si ottengono facendo reagire un ossido basico con l acqua. Es CaO + H 2 O Ca(OH) 2 Ossido di calcio + acqua darà idrossido di calcio. Ossiacidi: si ottengono facendo reagire un anidride con acqua. Es SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Anidride solforosa + acqua darà l acido solforoso Sali: derivano dagli acidi per sostituzione di uno o più idrogeni con uno ione metallico o uno ione ammonio. Dal suffisso oso deriva ito, da ico ato, da idrico uro. Es HNO 2 + K KNO 2 Acido nitroso + potassio darà nitrito di potassio.

3 Gli idruri: un esempio di periodicità chimica Gli elementi dei gruppi I e II formano idruri ionici. Il nome si forma usando idruro seguito dal nome del metallo (Es: idruro di calcio). Gli altri formano idruri covalenti. Il nome si forma aggiungendo uro al nome dell elemento e facendo seguire la parola idrogeno (Es: solfuro di idrogeno)

4 Gli ossidi Gli elementi dei gruppo I, II e III formano ossidi ionici. Il nome è ossido seguito dal nome del metallo (Es: ossido di magnesio) Gli altri elementi formano ossidi covalenti. Vari elementi si combinano con l ossigeno in proporzioni diverse, per cui bisogna tenerne conto per il nome (Es: N 2 O ossido di diazoto, N 2 O 5 pentossido di diazoto)

5 LA STECHIOMETRIA Per scrivere correttamente un equazione occorre seguire tre tappe: Individuare i reagenti ed i prodotti (con relativi nomi e classi di appartenenza). Scrivere correttamente le formule dei reagenti e dei prodotti. Bilanciare il numero di molecole di ogni reagente o prodotto per ottenere lo stesso numero di atomi nei reagenti e nei prodotti Non esiste un ordine preciso di step da seguire per il bilanciamento, tuttavia può essere utile seguire tre semplici regole: 1 bilanciare prima metalli e non metalli. 2 gli ioni poliatomici che appaiono da entrambi i lati sono bilanciati come gruppo. 3 bilanciare gli atomi di idrogeno e di ossigeno.

6 LA STECHIOMETRIA Es: otteniamo l ossido ferroso Fe + O 2 FeO Fe + O 2 2FeO la formula finale sarà quindi: 2 Fe + O 2 2FeO Es: H 3 PO 4 + Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O H 3 PO 4 + 3Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O 2H 3 PO 4 + 3Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O 2H 3 PO 4 + 3Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O I coefficienti di una reazione bilanciata indicano sia il numero di molecole (o formule unitarie) coinvolte, sia il numero di moli. Si può pertanto risalire alla massa delle sostanze in peso.

7 Classificazione delle reazioni chimiche Le reazioni possono essere classificate come: Reazioni di sintesi: A+B AB Reazioni di decomposizione: AB A+B Reazioni di scambio o spostamento: A+ BC AC + B Reazioni di doppio scambio: AB+CD AD+CB

8 Valenza e numero di ossidazione La valenza è il numero di elettroni esterni che l atomo di un dato elemento acquista, cede o condivide con gli atomi a cui è legato. Il numero di ossidazione rappresenta la carica che ogni atomo (in una molecola o in uno ione poliatomico) assumerebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati all atomo più elettronegativo. Dal nome del composto è possibile risalire alla sua formula completa ed allo stato di ossidazione dei suoi singoli atomi

9 L ossidazione e la riduzione Nell ossidazione il numero di ossidazione aumenta, nella riduzione il numero di ossidazione diminuisce. Le reazioni di ossido riduzione si manifestano contemporaneamente. Ossidante è colui che ossida (a fianco l ossigeno), riducente quello che si ossida cedendo elettroni.

10 Regole per assegnare il numero di ossidazione Allo stato elementare, tutti gli atomi hanno numero di ossidazione 0. La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi di un composto deve essere uguale a zero (per molecole neutre) oppure uguale alla carica complessiva dello ione (nel caso di ioni poliatomici) Gli ioni monoatomici hanno un numero di ossidazione uguale alla loro carica In un legame covalente, si attribuiscono formalmente i due elettroni di legame all atomo più elettronegativo In tutti i composti l idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1, tranne se il legame è con un metallo. In tutti i composti l ossigeno ha numero di ossidazione -2, tranne nei perossidi (come H 2 O 2, dove è -1) e nei composti col fluoro, più elettronegativo.

11 Le ossidoriduzioni di interesse biologico Quando un composto è ossidato enzimaticamente, gli elettroni liberati fluiscono attraverso una serie di trasportatori intermedi. Molte ossidazioni sono provocate da deidrogenazioni.

12 L energia L energia è la capacità di un corpo di compiere lavoro o trasferire calore. Unità di misura dell energia è il joule. Tutti i tipi di energia sono classificabili come energia cinetica o energia potenziale. Energia cinetica è l energia dovuta al movimento di un corpo; qualsiasi corpo in movimento può produrre lavoro. Energia potenziale è l energia contenuta negli oggetti, in virtù della loro posizione o composizione. La bomba calorimetrica misura l energia contenuta negli alimenti

13 Le reazioni producono energia Sistema: rappresenta l oggetto che si vuole studiare. Ambiente: tutto ciò che circonda il sistema I sistemi chimici sono costituiti dai materiali (reagenti e prodotti) che partecipano alle trasformazioni fisiche e chimiche della materia. I sistemi aperti scambiano con l ambiente sia materia sia energia. Il nostro organismo è un classico esempio di sistema aperto. I sistemi chiusi scambiano con l ambiente esterno soltanto energia, ma non materia. I sistemi isolati non hanno alcun contatto con l ambiente esterno e non scambiano con esso né materia né energia. La termodinamica si occupa di tutti i trasferimenti di energia che interessano la materia. La termochimica è la branca della chimica che descrive il trasferimento di calore da un corpo ad un altro.

14 Reazioni endotermiche ed esotermiche Le reazioni che avvengono con produzione di calore, cioè trasferiscono energia dal sistema all ambiente, si chiamano reazioni esotermiche; si denominano, invece, reazioni endotermiche quelle che assorbono calore dall ambiente. L idrossido di bario ed il nitrato d ammonio reagiscono mediante una reazione endotermica spontanea che sottrae calore all ambiente.

15 L entalpia Per produrre molta energia da una reazione, i reagenti devono possedere legami deboli (cioè essere molto reattivi) ed i prodotti legami forti (cioè essere stabili). La variazione di energia interna dipende dai legami che si rompono e da quelli che si formano. La variazione di energia,associata alla reazione, che appare sotto forma di calore rilasciato all ambiente, è chiamata entalpia dal greco thalpein che significa calore H rappresenta la funzione entalpia Per ΔH<O la reazione è esotermica (perde calore) Per ΔH>0 la reazione è endotermica (acquista calore).

16 La combustione produce calore La combustione è una reazione tra combustibile e comburente che libera una quantità rilevante di energia. Il cono blu si forma nella regione in cui CO brucia a CO 2. Nel caso in cui l aria a disposizione sia poca si forma solo CO. La bomba calorimetrica misura l energia contenuta negli alimenti risalendo dall aumento di temperatura al calore sviluppato dalla loro combustione.

17 L energia degli alimenti Confronto tra l energia ricavabile da alcuni combustibili e dai cibi. Negli organismi la combustione degli alimenti avviene lentamente, mediante tutta una serie di reazioni che nel loro insieme prendono il nome di metabolismo energetico. L intermedio energetico è l ATP. L ATP collega i processi che rilasciano energia a quelli che la richiedono

18 Il secondo principio della termodinamica e l entropia I processi spontanei sono quelli che avvengono senza intervento esterno. Seconda legge della termodinamica: I processi spontanei sono caratterizzati dalla conversione dell ordine in disordine. Questo spiega perché sia impossibile realizzare una reazione il cui unico risultato sia trasferire calore da un corpo più freddo ad uno più caldo, o perché una sostanza si disperda in un altra. L entropia (S) misura il disordine di un sistema. L entropia di ogni sostanza è maggiore a temperatura più alta, perché ciò favorisce il movimento degli atomi. Le reazioni spontanee hanno un ΔS>0.

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21 Energia libera reagenti prodotti Una reazione è spontanea se: ΔH<0, ΔS>0. Se le due condizioni non si verificano contemporaneamente come stabilire il verso della reazione? Gibbs correlò le due grandezze introducendo il concetto di energia libera (G). G=H-TS ΔG=ΔH-TΔS La variazione dell energia libera degli elementi è sempre zero. La direzione in cui una reazione avviene spontaneamente è solo quella in cui si abbia un ΔG<0.

22 Temperatura ed energia libera ΔG=ΔH-TΔS A + B AB. La reazione di aggregazione è favorita da un ΔH negativo, sfavorita da un ΔS negativo. Ad alte temperature sono favorite A + B, a basse temperature AB.

23 Reazioni accoppiate

24 Il metabolismo Organizzazione ed interazioni delle reazioni metaboliche. Il metabolismo è il risultato di catabolismo ed anabolismo. Le vie del catabolismo di un gran numero di sostanze convergono verso la sintesi di pochi intermedi comuni. Nelle vie biosintetiche un numero basso di metaboliti serve a produrre una grande varietà di prodotti.

25 L equilibrio chimico Un sistema è in equilibrio dinamico quando le velocità delle trasformazioni opposte sono uguali. All equilibrio chimico le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono costanti. Principio di Le Châtelier: Un sistema all equilibrio, perturbato da un azione esterna, reagisce in modo da ridurne o annullarne l effetto, ristabilendo l equilibrio. aa + bb cc + dd L equilibrio può essere turbato dalla variazione della concentrazione di reagenti o prodotti, dalla variazione della pressione (nel caso di gas) e dalla variazione di temperatura.

26 Cinetica e velocità di reazione Termodinamica ed equilibrio ci dicono se una reazione avverrà o meno, ma non ci danno indicazioni sul tempo necessario. Alcune reazioni avvengono velocemente, altre richiedono tempi molto lunghi. In ogni caso esiste una barriera di attivazione che deve essere superata affinché avvenga una reazione.

27 Teoria collisionale Affinché una reazione avvenga, i reagenti devono urtarsi e nella giusta direzione. Questo processo è favorito dalla temperatura, che aumenta il movimento allo stato gassoso, o dalla formazione di un complesso attivato.

28 I catalizzatori biologici

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