Prerequisiti di Chimica per il programma di Biologia

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1 Prerequisiti di Chimica per il programma di Biologia Prof. Mirella De Michele Materia è tutto ciò che occupa uno spazio e possiede una massa e energia. La materia si presenta in forme, strutture, dimensioni e colori diversi ma risulta sempre formata da sostanze chimiche che vengono chiamate elementi, quando attraverso processi chimici, non possono essere separate in costituenti più semplici (es. Na, Fe, Au, O, ) e composti quando possono essere scomposte in costituenti più semplici ( 2 O, CO 2 ). Elementi e composti sono chiamati sostanze pure. Per sostanza pura si intende una sostanza che presenta oltre ad una composizione definita e costante un insieme di caratteristiche distintive come temperatura di fusione, di ebollizione, densità, caratteristiche che permettono di distinguerle da altre sostanze I. miscugli sono invece mescolanze di sostanze pure differenti in proporzioni variabili I miscugli possono essere omogenei (soluzioni) o eterogenei MATERIA Sostanze pure Miscugli (insieme di due o più sostanze pure) Elementi (sono elementi formati da atomi tutti uguali) omogenei Composti(sono formati da elementi diversi legati tra loro con legami chimici secondo un rapporto definito e costante) Soluzioni Omogenei solidi (rocce) Eterogenei Sospensioni (sabbia e acqua nebbia) liquidi (emulsioni, acqua e olio)

2 Elementi e composti sono secondo la teoria atomica ( Dalton ) costituiti da piccolissime particelle chiamate atomi (dal greco tomè = divisione e a privativo, quindi indivisibile). Si definisce atomo la più piccola parte che si ottiene dal processo di suddivisione della materia. Due o più atomi uniti tra loro formano un aggregato che si chiama molecola Ogni elemento chimico viene indicato da un simbolo costituito da una solo lettera maiuscola che rappresenta l iniziale del nome latino o greco (C Carbonio da Carbonium, N Azoto da Nitrogenium, Idrogeno da idrogenium, P fosforo da Phoshorum) o da una lettera maiuscola seguita da una lettera minuscola quando l iniziale non è sufficiente a distinguere l elemento da un altro ( Na Sodio da Natrium, Fe ferro, Ca da Calcium, Cu Rame da Cuprum). Un composto (es: 2 O, CaCO 3, NaCl, O 2, C 6 12 O 6 ) viene invece rappresentato attraverso una formula chimica (detta formula molecolare o formula grezza) cioè un insieme di simboli, lettere, numeri. Le lettere sono i simboli degli elementi, i numeri la quantità di atomi di quell elemento presenti nella molecola ( esempio la molecola dell acqua 2 O è formata da due atomi di idrogeno e uno di ossigeno O). CaCO 3 carbonato di calcio ( 1 atomo di calcio,1 atomo di carbonio, 3 atomo di ossigeno) Na Cl cloruro di sodio ( 1 atomo di sodio, 1 atomo di cloro) O 2 ossigeno ( 2 atomi di ossigeno) C 6 12 O 6 glucosio ( 6 atomi di Carbonio, 12 atomi di idrogeno, 6 atomi di ossigeno) Oltre alla formula grezza o molecolare una molecola può essere rappresentata anche attraverso la formula di struttura in cui vengono evidenziati i simboli degli elementi uniti da trattini che simboleggiano i legami chimici. Formula molecolare O 2 Formula di struttura O = O C 4 C 2 O O

3 Atomo Gli studi sulla struttura della materia effettuati a cavallo tra il XIX e il XX secolo, portarono alla scoperta della esistenza di particelle subatomiche elettricamente diverse:. PROTONI: particelle con carica positiva e massa pari a 1.7x g ELETRONI: particelle con carica negativa e massa piccolissima pari a 1/1856 della massa del protone, tanto da risultare trascurabile ai fini del calcolo della massa di un atomo. NEUTRONI: particelle prive di carica e con massa circa uguale a quella del protone. Mentre protoni e neutroni sono concentrati nel nucleo, gli elettroni ruotano attorno ad esso percorrendo delle orbite similmente a quelle descritte dai pianeti attorno al sole. Ogni atomo, nel suo stato fondamentale, è neutro perché il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni. Il numero di protoni (che è uguale al numero degli elettroni) è caratteristico di ogni atomo e si definisce numero atomico indicato con la lettera Z. La somma dei protoni e dei neutroni di un atomo si definisce numero di massa e si indica con la lettera A A= Z N Z= numero di protoni N= numero di neutroni Conoscendo A e Z possiamo calcolare il numero di neutroni con la formula: N= A - Z Gli atomi degli elementi possono essere rappresentati mediante la cosiddetta notazione isotopica. Numero di massa Numero atomico A Z X simbolo dell elemento Esempio: 12 C (6 protoni, 6 elettroni, 6 neutroni)

4 6 Ogni elemento chimico è caratterizzato da un ben definito numero atomico ovvero da un determinato numero di elettroni che ne determina le proprietà chimiche Isotopi Si definiscono isotopi atomi che hanno lo stesso numero atomico, ma diverso numero di massa Essi posseggono lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. L idrogeno d esempio possiede diversi isotopi: Idrogeno deuterio trizio 1 protone 1 protone 1 protone 1 elettrone 1elettrone 1 elettrone 0 neutroni 1 neutrone 2 neutroni analogamente esistono isotopi dell ossigeno, del carbonio, dello zolfo, del cobalto e di altri elementi chimici. Vediamo alcuni: O O O C C C Quando il rapporto tra il numero dei protoni e quello dei neutroni nel nucleo di un isotopo varia da 1:1 fino a un massimo di 1,6:1, l isotopo è stabile e mantiene inalterata nel tempo la sua struttura atomica. Nel caso in cui tale rapporto si discosti da questi limiti, l isotopo è instabile e tende a disintegrarsi spontaneamente emettendo particelle alfa o beta oppure raggi gamma. Tali isotopi, instabili, vengono detti radioisotopi in quanto sono i grado di emettere radiazioni fino al raggiungimento di una condizione di stabilità nucleare. La radioattività degli isotopi viene sfruttata in diversi campi di applicazioni della biologia e della medicina poiché, lasciando traccia di

5 sé sotto forma di radiazione, un radioisotopo è facilmente riconoscibile all interno di una cellula o di un essere vivente. La tavola periodica degli elementi La tavola periodica degli elementi, ideata dal chimico russo Mendeleev, riunisce tutti gli elementi naturali conosciuti e quelli prodotti artificialmente in laboratorio (elementi transuranici Z 92) secondo numero atomico crescente. Si vengono a creare delle linee orizzontali dette PERIODI e delle linee verticali chiamati GRUPPI. Gli elementi appartenenti al medesimo gruppo (colonna verticale) posseggono proprietà chimiche e fisiche simili in quanto hanno lo stesso numero di elettroni nel livello energetici più esterno, ovvero la stessa configurazione elettronica Una linea che va dal boro all astato separa i metalli dai non metalli: A sinistra della linea troviamo i metalli A destra i non metalli A ridosso della linea i semimetalli IL LEGAME CIMICO Secondo il modello atomico di Ernest Rutterford, detto modello planetario, in un atomo protoni e neutroni sono concentrati nel nucleo mentre gli elettroni ruotano attorno ad esso similmente alle orbite dei pianeti attorno al sole. Nei primi decenni del 900 al concetto di orbita si sostituì quello di orbitale intendendo con esso una regione dello spazio attorno al nucleo in cui vi è maggiore probabilità di trovare un elettrone. Pertanto gli elettroni non seguono delle traiettorie precise ma si muovono attorno al nucleo occupando dei livelli ad energia crescente all aumentare della distanza dal nucleo. Ogni livello di energia, a sua volta, è costituito da un certo numero di sottolivelli. La stabilità di un atomo dipende dal numero di elettoni presenti nel livello o guscio energetico più esterno. In base alla regola dell otteto, proposta da Kossel e Lewis agli inizi del secolo scorso, gli atomi tendono a perdere, acquistare, o condividere elettroni al fine di raggiungere una condizione di stabilità corrispondente a otto elettroni nel livello energetico più esterno. L atomo di idrogeno, che possiede un solo elettrone, raggiunge la stabilità con due elettroni nel suo unico livello energetico. Elementi come i gas nobili che presentano 2 (nel caso dell elio) o 8 elettroni nel livello energetico più esterno sono stabili, pertanto hanno reattività chimica nulla ovvero tendono a non reagire con altri elementi.

6 Tutti gli altri elementi, il cui livello energetico più esterno risulta incompleto, tendono a combinarsi tra loro acquistando, cedendo oppure mettendo in compartecipazione alcuni elettroni al fine di raggiungere una situazione elettronica stabile come quella dei gas nobili. Questa regola, pur non risultando valida in tutti i casi, si rivela molto utile per determinare le modalità con cui gli atomi si uniscono tra loro a formare i composti. In natura è infatti molto improbabile trovare atomi singoli allo stato libero; essi si riuniscono per formare le molecole, in cui i diversi componenti atomici sono legati da forze di attrazione dette legami chimici. Per completare il livello energetico più esterno e raggiungere quindi la stabilità elettronica, gli atomi possono: cedere o acquistare elettroni realizzando un legame ionico mettere in compartecipazione i propri elettroni esterni con quelli di un altro atomo, realizzando un legame covalente. Il realizzarsi di uno o dell altro tipo di legame dipende dalla differenza di elettronegatività, grandezza che esprime la capacità di un atomo di attirare gli elettroni esterni. differenza di elettronegatività superiore a 1,9 il legame sarà ionico differenza di elettronegatività uguale o inferiori a 1,9 il legame sarà un legame covalente. Legame ionico Si realizza quando un atomo molto elettronegativo riesce a strappare gli elettroni esterni a un altro atomo molto poco elettronegativo. L atomo che acquista gli elettroni raggiunge la stabilità diventando uno ione negativo o anione, poiché il numero degli elettroni è maggiore del numero dei protoni. Mentre l atomo che perde gli elettroni raggiunge la stabilità diventando uno ione positivo o catione poiche il numero di elettroni risulta inferiore al numero dei protoni. Il legame che si instaura tra i due ioni consiste in una attrazione di tipo elettrostatico Es Na Cl Elettronegatività Na = 0,9 Elettronegatività Cl = 3,0 Differenza elettronegatività 3,0 0,9 = 2, 1 > 1.9 il legame è ionico L atomo di sodio ha un solo elettrone esterno, perdendo questo elettrone assume la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino, il neon. Si forma così uno ione positivo Na. Il Cloro, che ha 7 elettroni nel livello energetico più esterno, acquistando l elettrone perso da Na diventa uno ione negativo Cl - e assume la configurazione dell argo Tra Na. e Cl - si stabilisce una forza di attrazione elettrostatica che prende il nome di legame ionico. Na Cl Na Cl -

7 Ovviamente, è molto difficile che la reazione tra sodio e cloro si limiti a un solo atomo di sodio e uno di cloro. In realtà, molti miliardi di atomi si legano assieme in un reticolo tridimensionale in cui ogni ione sodio è circondato da sei ioni cloro e ogni ione cloro è circondato da sei ioni sodio. Legame covalente Si realizza tra atomi che hanno poca o nulla differenza di eletronegatività (minore di 1,9); il completamento del livello più esterno avviene tramite la massa in comune di uno o più elettroni. Il caso più semplice è quello dell idrogeno. Due atomi di idrogeno, mettendo in comune il loro singolo elettrone acquistano entrambi la configurazione elettronica del gas nobile elio. Due atomi di idrogeno molecola di idrogeno La coppia di elettroni di un legame covalente si indica con un trattino che unisce i due atomi: - (legame singolo) Altri elementi formano molecole con legami covalenti come: O 2 O=O ossigeno (legame doppio) N 2 N N azoto (legame triplo)

8 Quando i due atomi che condividono gli elettroni sono uguali, si parla di legame covalente omeopolare o puro, quando sono diversi, si parla di legame covalente polare. In questo ultimo caso l atomo più elettronegativo attira maggiormente gli elettroni condivisi nel legame, per cui attorno al suo nucleo si verifica un maggior addensamento di carica negativa; viceversa, attorno al nucleo dell atomo meno elettronegativo si localizza una debole carica positiva. Questa situazione rende la molecola polare. Tra i numerosi composti covalenti uno dei più noti è l acqua 2 O, molecola formata da due atomi di idrogeno uniti con legame covalente a un atomo di ossigeno. Il carbonio che possiede quattro elettroni esterni può formare quattro legami covalenti, per esempio con l idrogeno nel metano. 2 O O C 4 C

9 La condivisione di elettroni che si realizza nel legame covalente lo rende un legame forte, mentre il legame ionico, essendo determinato dalla semplice attrazione tra cariche elettriche opposte, si qualifica come un legame debole. Un particolare tipo di legame covalente è il legame dativo in cui uno dei due atomi fornisce all altro una coppia di elettroni in compartecipazione Il legame idrogeno Si forma in seguito all attrazione elettrostatica che si stabilisce tra due molecole polari (ad esempio due molecole di acqua). L acqua è una molecola polare perché l atomo di ossigeno più elettronegativo attira maggiormente gli elettroni di legame, per cui attorno al suo nucleo si verifica un maggior addensamento di carica negativa; viceversa, attorno al nucleo dell atomo dell idrogeno meno elettronegativo si localizza una debole carica positiva. Tra l atomo di idrogeno di una molecola di acqua dotato di una parziale carica positiva e l atomo di ossigeno di un altra molecola di acqua dotato di parziale carica negativa si verifica una attrazione elettrostatica. che prende il nome di legame idrogeno. Ciò conferisce alle molecole di acqua una particolare caratteristiche come l elevata capacità termica, la presenza in tre diversi stati di aggregazione. - O - - -

10 Le reazioni chimiche Si definiscono trasformazioni fisiche quelle trasformazioni che non comportano alcuna variazione della natura della materia in quanto lasciano immutate le sostanze coinvolte; sono pertanto reversibili Si definiscono trasformazioni fisiche quelle trasformazioni che non comportano alcuna variazio (i passaggi di stato, la dilatazione termica) Si definiscono trasformazioni chimiche o reazioni chimiche quelle trasformazioni che comportano una variazione della composizione chimica delle sostanze coinvolte che si trasformano in nuove sostanze; non sono reversibili ( esempio la combustione, l ossidazione del ferro). Nelle reazioni chimiche le sostanze presenti all inizio della trasformazione sono dette reagenti, le sostanze che si ottengono sono dette prodotti, mentre la trasformazione viene indicata con una freccia. A B C D A e B reagenti C e D prodotti Reagiscono per dare reagenti prodotti C O 2 CO 2 Carbonio ossigeno anidride carbonica Per la legge di conservazione della massa di Lavosier, la massa dei reagenti deve sempre corrispondere alla massa dei prodotti, il che significa che gli atomi in gioco sono sempre gli stessi, sia quantitativamente che qualitativamente, mentre ciò che cambia è la modalità con cui si riuniscono a formare nuove molecole. 2 SO 4 2 Na Cl 2 Cl Na 2 SO 4 I coeficienti numerici che compaiono davanti alle specie chimiche indicano il numero di molecole di quel composto che partecipano alla reazione. In questo caso 1 molecola di acido solforico reagisce con due molecole di cloruro di sodio per dare 2 molecole di acido cloridrico e 1 molecola di solfato di sodio. Come si può notare, gli atomi presenti all inizio nei reagenti sono gli stessi che compaiono nei prodotti, ma ricombinati in modo diverso. Il verso della freccia indica la direzione verso la quale la reazione, cioè dai reagenti verso i prodotti. In molti casi le reazioni chimiche sono reversibili, ovvero possono procedere in entrambe le direzioni (anche dai prodotti verso i reagenti) a seconda delle condizioni in cui si svolgono. La reazione sopra rappresentata è un esempio di reazione di doppio scambio, in cui i reagenti si scambiano uno o più atomi. Altri tipi di reazioni diffuse in natura, soprattutto nei viventi, sono: reazioni di sintesi A B AB

11 esempio SO 3 2 O 2 SO 4 anidride acqua acido solforica solforico reazione di decomposizione A B C esempio FeCO 3 FeO CO 2 carbonato di ossido biossido ferro di ferro di carbonio Una reazione chimica è sempre accompagnata da una variazione di energia chimica, quella associata ai legami chimici. Un reazione si definisce esotermica se avviene con liberazione di energia solforica solforico Un reazione si definisce endotermica se avviene con assorbimento di energia Miscugli omogenei o soluzioni. Quando due sostanze, mescolandosi tra loro danno origine a un miscuglio in cui non sono più riconoscibili i singoli componenti si ottiene una soluzione. Sono soluzioni i miscugli acqua e sale, di acqua e zucchero, di acqua e vino. Un particolare tipo di soluzione sono le soluzioni colloidali che contengono, disciolte in acqua particelle di grosse dimensioni (Es: il citoplasma di una cellula è una soluzione colloidale perchè in una massa gelatinosa sono disperse numerose molecole organiche molto voluminose). In una soluzione la sostanza presente in maggiore quantità viene definita solvente mentre la sostanza presente in minore quantità è il soluto. In natura il solvente per eccellenza è l acqua, per cui la maggior parte delle soluzioni presenti nei viventi, sono acquose; nell acqua si può sciogliere infatti un gran numero di sostanze diverse, liquide, solide o gassose. Le sostanze differiscono tra loro per quanto riguarda la loro solubilità nei diversi solventi. Affinché una sostanza agisca da solvente nei confronti di una altra essa deve essere in grado di rompere i legami che esistono tra le particelle, molecole o ioni, di tale sostanza.. Il sale si scioglie rapidamente in acqua perché l acqua provoca facilmente la separazione degli ioni che lo compongono; invece l olio non si scioglie in acqua perché l acqua non è in grado di separare tra loro le molecole dell olio. In generale una sostanza si scioglie in un solvente che ha una natura simile alla sua. Così, le sostanze non polari si sciolgono nei solventi polari e le sostanze polari si sciolgono nei solventi polari. Il sale e l acqua sono entrambi polari e pertanto il sale si scioglie in acqua. Si definisce concentrazione di una soluzione la quantità di soluto presente in un certo quantitativo di solvente a una certa temperatura; essa può essere espressa in vari modi:

12 % in peso g di soluto presenti in 100g di soluzione % in volume ml di soluto presenti in 100 ml di soluzione Molarità moli di soluto presenti in 1000 ml di soluzione Una soluzione si definisce satura se, a una data temperatura non è in grado di sciogliere, ulteriore quantità di solvente. Si definisce solubilità la quantità di soluto che può sciogliersi in una data quantità di solvente (100g); tale caratteristica è specifica per ogni tipo di soluzione e dipende dalla temperatura. In generale la solubilità aumenta all aumentare della temperatura; nel caso dei gas invece la solubilità aumenta al diminuire della temperatura. Il p è un parametro per valutare il grado di acidità di una soluzione, esprime la concentrazione degli ioni presenti in una soluzione. P =7 soluzione neutra 7 < p <14 soluzione basica 0 < p <7 soluzione acida Si può determinare il p di una soluzione per mezzo di appositi indicatori, sostanze che cambiano il colore al variare del p e di cui vengono impregnate striscioline di carta. Per misurazioni precise si usa un particolare strumento il piaccametro che per mezzo di un elettrodo rivela la concentrazione degli ioni.