1 lez.chimica 1 SMS 10-11 bis - smotorie.unipg.it lez.chimica... · nel nucleo i protoni e...
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Dimensioni della cellula e delle strutture cellulari
cellula eucariota
nucleo
mitocondrio
ribosoma
25 µm
5 µm
1 µm
25 nm
1 µµµµm = 10-6 m
ribosoma
emoglobina
membrana plasmatica (diam.)
DNA (larghezza)
amminoacido
H20
25 nm
6.4 nm
5 nm
2.4 nm
~ 1 nm
0.4 nm
1 nm = 10-9 m
Costituenti chimici delle cellule
costituente
H20
Ioni inorganici:Na+, K+, SO4
2-,HCO3
-, Ca2+, Mg2+...
Piccole molecole organiche:
peso atomico o molecolare
18
23-100
100-700Piccole molecole organiche:carboidrati, amminoacidilipidi, nucleotidi
Macromolecole:proteine, polisaccaridiacidi nucleici
100-700
50 x 103 - 1 x 109
Elementi più abbondanti nel corpo umano
(% del numero totale di atomi)
H 63
O 25.5
C 9.5C 9.5
N 1.4
Ca 0.31
P 0.22
Cl 0.08
K 0.06
Le funzioni biologiche di alcuni elementi
Fe Trasportatore di elettroni nelle reazioni di ossidoriduzione
Trasporto di O2 da parte dell’emoglobina
Cu Componente di ossidasi mitocondriali
Co Componente della vitamina BCo Componente della vitamina B12Se Componente dell’enzima glutatione reduttasi
I Componente degli ormoni tiroidei
Mn, Zn, Mo, V, Ni, Mg Cofattori di enzimi
protone neutrone elettrone
+
1,673 x 101,673 x 10--24 24 1,675 x 101,675 x 10--2424 9,110 x 109,110 x 10--2828
massa (grammi) massa (grammi)
+ 1,602 x 10-19 0 -1,602 x 10-19
carica elettrica (Coulomb)
nucleo
principali particelle atomiche
particella massa (g) massa (uma) carica(coulomb)
protone 1,673 ⋅⋅⋅⋅ 10-24 1 +1,6 ⋅⋅⋅⋅ 10-19
neutrone 1,675 ⋅⋅⋅⋅ 10-24 1 0
elettrone 9,11 ⋅⋅⋅⋅ 10-28 0 -1,6 ⋅⋅⋅⋅ 10-19
elettronidimensioni atomiche
10-12 cm
10-8 cm
Teoria quantisticaGli elettroni sono cariche elettrichepuntiformi ruotanti attorno al nucleosu orbite definite per forma ed energia.
Teoria ondulatoria
Teoria quantisticaGli elettroni sono cariche elettrichepuntiformi ruotanti attorno al nucleosu orbite definite per forma ed energia.
Teoria ondulatoriaTeoria ondulatoriaNon è possibile definire la posizioneesatta dell’elettrone attorno al nucleoma si deve considerare la probabilità chel’elettrone si trovi in una determinataregione di spazio attorno al nucleo.
Teoria ondulatoriaNon è possibile definire la posizioneesatta dell’elettrone attorno al nucleoma si deve considerare la probabilità chel’elettrone si trovi in una determinataregione di spazio attorno al nucleo.
53 pm
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.......
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. ............. ...
53 pm
l’orbitarappresenta il moto
l’orbitalerappresenta la zonadello spazioin cui è massimala probabilitàdi trovare53 pm
distanza dal nucleo
prob
abili
tà
53 pm
prob
abili
tà
distanza dal nucleo
il motodell’elettroneattorno al nucleo
di trovarel’elettrone
La La regioneregione didi spaziospazio attornoattorno al al nucleonucleodove è dove è probabileprobabile trovaretrovare l’elettronel’elettrone è è definitadefinita dada unauna funzionefunzione matematicamatematicachiamatachiamata
orbitaleorbitaleorbitaleorbitalegligli orbitaliorbitali sisi rappresentanorappresentanograficamentegraficamente come zone come zone didi caricacaricaattornoattorno al al nucleonucleo dove è dove è piùpiù elevataelevata la la probabilitàprobabilità didi trovaretrovare l’elettronel’elettrone..
Nelle equazioni che definiscono forma ed energia degli orbitali sonocontenuti coefficienti numerici che possono assumere soltanto valoridiscreti. Questi coefficienti sono chiamati numeri quantici• n: numero quantico principale• l: numero quantico secondario• m: numero quantico magnetico
I numeri quantici possono assumere solamente i valori cherispettanole seguentiregole:rispettanole seguentiregole:
n =n = 1, 2, 3, 4, …n1, 2, 3, 4, …n
= 0, … n= 0, … n--llm =m = 0, 0, …...…...±± ll
4
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
1 4p 6
0 2
2 3d 10
2 4d 10
3 4f 14
n°massimodi elettroni
nprincipale
1, 2, 3, …∞∞∞∞
l
secondario
0 ÷÷÷÷ n -1
mmagnetico
- l ÷÷÷÷ + lnumeroquantico
4s
2
30 3s 2
0 2s 2
1 0 21s
1 3p 6
1 2p 6
2 3d 10
tipodi orbitale
Si costruiscono idealmente gli atomi disponendonel nucleo i protoni e disponendo negli orbitali un ugual numero di elettroni, questo processo vienechiamatoAufbau che prevede che siano rispettatequesteRegole:
� l'elettrone occupa l'orbitale a più bassaenergiadisponibile
�ciascun orbitale può contenere al massimodueelettronihanno spin antiparallelo.
�in caso di orbitali con la stessa energia vale ilprincipio della massima molteplicità, vengono cioèoccupati il maggior numero possibile di orbitali
NUMERO ATOMICO Z
Numero di protoni contenuti nel nucleo
Il numero atomico identifica un elemento
NUMERO ATOMICO Z
Numero di protoni contenuti nel nucleo
Il numero atomico identifica un elemento
NUMERO DI MASSA A
Numero di protoni + neutroni contenuti nel nucleo
NUMERO DI MASSA A
Numero di protoni + neutroni contenuti nel nucleo
L'idrogeno è l'atomo che contiene nel nucleo un solo protoneL'unico elettrone dell'atomo di idrogeno può occupare uno degli orbitali disponibili
Be
n0 1 2 3
l
Z = 4
elemento: berillio
Configurazione elettronica :1s2, 2s2
simbolo:
1
2
3
4
5
0 1 2 3
4s4s 4p4p 4d4d 4f4f
5s5s 5p5p 5d5d 5f5f
6s6s 6p6p 6d6d
7s7s 7p7p
8s8s
1s1s
2s2s 2p2p
3s3s 3p3p 3d3d
4s4s 4p4p 4d4d 4f4f
C
n0 1 2 3
l
Z = 6
elemento: carbonio
Configurazione elettronica :1s2, 2s2pxpy
simbolo:
1
2
3
4
5
0 1 2 3
N
n0 1 2 3
l
Z = 7
elemento: azoto
Configurazione elettronica :1s2, 2s2pxpypz
simbolo:
1
2
3
4
5
0 1 2 3
O
n0 1 2 3
l
Z = 8
elemento: ossigeno
Configurazione elettronica :1s2, 2s2px2pypz
simbolo:
1
2
3
4
5
0 1 2 3
4p
3d4s
5s
la successione degli orbitalien
ergi
a
3p
2p
3s
2s
1s 1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f ...
6s ... ... ...
1s1
1s2
[He] 2s1
___ 2s2
___ 2s2 2p1
___ 2s2 2p2
___ 2s2 2p3
___ 2s2 2p4
HHe
LiBe
BCNO
12
34
5678
orbitale numeroatomico
elemento configurazione elettronica
1s
2p
2s
nome
IdrogenoElio
LitioBerillio
BoroCarbonioAzotoOssigeno ___ 2s 2p
___ 2s2 2p5
___ 2s2 2p6
[Ne] 3s1
___ 3s2
___ 3s2 3p1
___ 3s2 3p2
___ 3s2 3p3
___ 3s2 3p4
___ 3s2 3p5
___ 3s2 3p6
OFNe
NaMg
AlSiPSClAr
8910
1112
131415161718
3s
3p
OssigenoFluoroNeon
SodioMagnesio
AlluminioSilicioFosforoZolfoCloroArgon
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
11 12 13 14 15 16 17 18
1H
2He
Gruppi1° 2° 3° 4° 5° 6° 7° 8°P
erio
di
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
19K
20Ca
21Sc
22Ti
23V
24Cr
25Mn
26Fe
27Co
28Ni
29Cu
30Zn
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
37Rb
38S
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
39Y
40Zr
41Nb
42Mo
43Tc
44Ru
45Rh
46Pd
47Ag
48Cd
54Xe
Elementi di Transizione
Per
iodi
1H1s
3Li2s
11Na3s
19K4s
4Be2s2
12Mg3s2
20Ca4s2
5B
2s2p
13Al3s2p
21Sc
3d,4s2
22Ti
3d2,4s2
23V
3d3,4s2
24Cr
3d5,4s
25Mn
3d5,4s2
26Fe
3d6,4s2
27Co
3d7,4s2
28Ni
3d8,4s2
29Cu
3d10,4s
30Zn
3d10,4s2
31Ga4s2p
6C
2s2p2
14Si
3s2p2
32Ge4s2p2
7N
2s2p3
15P
3s2p3
33As
4s2p3
8O
2s2p4
16S
3s2p4
34Se
4s2p4
9F
2s2p5
17Cl
3s2p5
35Br
4s2p5
10Ne
2s2p6
18Ar
3s2p6
36Kr4s2p6
2He1s2
I I VIIIVIII
II III IV V VI VIIII III IV V VI VII
31Ga4s2p
32Ge4s2p2
33As
4s2p3
34Se
4s2p4
35Br
4s2p5
36Kr4s2p6
ELEMENTI DI TRANSIZIONE
37Rb5s
38Sr5s2
49In5s2p
50Sn
5s2p2
51Sb
5s2p3
52Te
5s2p4
53I
5s2p5
39Y
4d,5s2
40Zr
4d2,5s2
41Nb
4d3,5s2
42Mo4d5,5s
43Tc
4d5,5s2
44Ru
4d6,5s2
45Rh
4d7,5s2
46Pd
4d8,5s2
47Ag
4d10,5s
48Cd
4d10,5s2
54Xe
5s2p6
55Cs6s
56Ba6s2
81Tl5d10
6s2p
82Pb5d10
6s2p2
83Bi5d10
6s2p3
84Po5d10
6s2p4
85At5d10
6s2p5
57La
5d,6s2
72Hf
5d2,6s2
73Ta
5d3,6s2
74W
5d5,6s
75Re
5d5,6s2
76Os
5d6,6s2
77Ir
5d7,6s2
78Pt
5d8,6s2
79Au
5d10,6s
80Hg
5d10,6s2
86Rn5d10
6s2p6
58Ce4f2
5do6s2
59Pr4f3
5do6s2
70Yb4f14
5do6s2
71Lu4f14
5d16s2
60Nd4f4
5do6s2
61Pm4f5
5do6s2
62Sm4f6
5do6s2
63Eu4f7
5do6s2
64Gd4f7
5d16s2
65Tb4f9
5do6s2
66Dy4f10
5do6s2
67Ho4f11
5do6s2
68Er4f12
5do6s2
69Tm4f13
5do6s2
90Th[Ra]6d2
91Pa[Ra]
5f26d1
102No[Ra]
5f146do
103Lw[Ra]
5f146d1
92U
[Ra]5f36d1
93Np[Ra]
5f46do
94Pu[Ra]
5f66do
95Am[Ra]
5f76do
96Cm[Ra]
5f96d0
97Bk[Ra]
5f96d0
98Cf[Ra]
5f106d0
99Es[Ra]
5f116do
100Fm[Ra]
5f126do
101Md[Ra]
5f136do
87Fr[Rn]7s
88Ra[Rn]7s2
89Ac[Ra]
6d
H
Li Be B C N O F Ne
He
I 0I 0
II III IV V VI VIIII III IV V VI VII
Na
K
Rb
Cs
Mg
Ca
Sr
Ba
Al
Ga
In
Tl
Si
Ge
Sn
Pb
P
As
Sb
Bi
S
Se
Te
Po
Cl
Br
I
At
Ar
Kr
Xe
Rn
Gli elementi del I gruppo perdono facilmente un elettrone per dare cationi monovalenti
Li
Na
Li +
Na +
+
+
K
Rb
Cs
K +
Rb +
Cs +
+
+
+
Gli elementi del II gruppo perdono facilmente due elettroni per dare cationi bivalenti
Be
Mg
+ 2
+ 2
Be2+
Mg2+Mg
Ca
Sr
Ba
+ 2
+ 2
+ 2
+ 2
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Gli elementi del VII gruppo acquistano facilmente un elettrone per dare anioni monovalenti
F
Cl
+
+
F
Cl
F-
Cl-
Br
I
At
+
+
+
Br
I
At
Br -
I -
At -
Fra due atomi di idrogeno agiscono forze repulsive ed attrattive.
e- e-
c) attrazione fra protone ed elettrone di atomi diversib) repulsione fra nuclei
a
a) repulsione fra elettroni
++
e
++c
b
repulsione
74
(KJ
/ mol
e)
+
H =1s 1s H•
molecola H 2
orbitale 1s
energiatotale
attrazione
distanzainternucleare
(pm)ener
gia
(KJ
/ mol
e)
H =1s 1s H•
legame σ
H H•• H H_
Legame ChimicoLegame Chimico
Interazione fra due Interazione fra due atomi atomi che dà che dà
luogo alla formazione di aggregati luogo alla formazione di aggregati
stabili (molecole).stabili (molecole).stabili (molecole).stabili (molecole).
Due Due atomi formano un legame atomi formano un legame
covalentecovalente quando quando mettono in mettono in
compartecipazione una coppia compartecipazione una coppia
di di elettroni. elettroni.
Fra i due atomi di idrogeno si è instaurato un legamecovalente omopolare di tipo σσσσ: i due elettroni di legamesono ugualmente condivisi fra i due atomi.
legame σσσσ
H HH••H
Fra due atomi di cloro si stabilisceun legame covalente.
Ciascun atomo di cloro partecipa alla formazione del legame con il suo
elettrone spaiato.
Fra due atomi di cloro si stabilisceun legame covalente.
Ciascun atomo di cloro partecipa alla formazione del legame con il suo
elettrone spaiato.
ClCl + + ClCl ClCl 22
elettrone spaiato.elettrone spaiato.
Fra due atomi di azoto si formano tre legami covalenti.
Fra due atomi di azoto si formano tre legami covalenti.
N + N NN + N N22
N + N N N
N N π π π π π π π π NN
Gli elettroni di legameσσσσ sono lungo l’asseche congiunge i nuclei, mentre gli elettroni dilegameπ π π π sono più esterni.
σσσσσσσσ
H2.1
Li1.0
Be1.5
F4.0
O3.5
N3.0
C2.5
B2.0
L’elettronegatività di un elemento è la tendenza di
questo ad attirare su di sé gli elettroni di legame.
L’elettronegatività è una proprietà dell’elemento che si
manifesta quando esso forma un legame con un altro
atomo.
Na0.9
Mg1.2
Cl3.0
S2.5
P2.1
Si1.8
Al1.5
Fr0.7
Ra0.9
Ac1.1
Th1.3
Pa1.4
U1.4
Np1.4
K0.8
Ca1.0
Br2.8
Sc1.3
Ti1.5
Se2.4
As2.0
Ge1.8
Ga1.6
Y1.6
Cr1.6
Mn1.5
Fe1.8
Co1.9
Ni1.9
Cu1.9
Zn1.6
Rb0.8
Sr1.0
I2.5
Y1.2
Zr1.4
Te2.1
Sb1.9
Sn1.8
In1.7
Nb1.6
Mo1.8
Tc1.9
Ru2.2
Rh2.2
Pd2.2
Ag1.9
Cd1.7
Cs0.7
Ba0.9
At2.2
La1.0
Hf1.3
Po2.0
Bi1.9
Pb1.9
Tl1.8
Ta1.5
W1.7
Re1.9
Os2.2
Ir2.2
Pt2.2
Au2.4
Hg1.9
2δ 2δ 2δ 2δ -
Gli angoli di legame sono di circa 105°.
Poiché l’ossigeno è molto più elettronegativo
dell’idrogeno, i legami fra ossigeno ed idrogeno
sono polarizzati.
La molecola dell’acqua è un dipolo.
δδδδ+ δδδδ+
+ 0.41 + 0.41
- 0.82104.5°
Poiché l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno, i
N
H HH
δδδδ-
δδδδ+
Poiché l’azoto è più elettronegativo dell’idrogeno, i legami fra azoto ed idrogeno sono polarizzati. L’atomo di azoto presenta una frazione di carica negativa, gli atomi di idrogeno presentano una frazione di carica positiva.La molecola dell’ammoniaca è un dipolo.
L'ibridazione è un fenomeno chimico per cui orbitali atomici di forma diversa si combinano linearmente per creare un numero identico di nuovi orbitali, tutti uguali fra loro per forma ed energia, ma diversi da ciascuno degli orbitali di partenza: per ciascuno degli orbitali di partenza: per questa loro caratteristica, i nuovi orbitali sono detti ibridi
promozionepromozione ibridazioneibridazione
sp3s p s p
H
CH4 (metano) - Il Carbonio forma 4 legami covalenti di tipo σσσσ
spsp33H
C C
H H
H
H
spspH C H
H
H
Il metano è una molecola apolare
C2H6 CH3CH3 etano
Ciascun Carbonio forma 4 legami covalenti di tipo σσσσ1 con un altro atomo di carbonio e
3 con 3 atomi di idrogeno
H CH
HC HH
H
Ogni Carbonio forma tre legami σσσσ e un legame ππππGli elettroni di legame σσσσ sono lungo l’asse che
C CH
H H
Hlegami σσσσ
legame ππππEtene C2H4
Gli elettroni di legame σσσσ sono lungo l’asse checongiunge i nuclei, mentre gli elettroni di legame ππππsono più esterni.Attorno al doppio legame C-C non può aversirotazione.La molecola dell’etene è planare.
O Clegami ππππ
O
CO2 anidride carbonica
Il Carbonio lega due atomi di ossigeno con doppio legame, un legame σσσσ ed un legame ππππ
O Clegami σσσσ
O
Nonostante la differenza di elettronegativitàesistente fra C e O, la molecola della CO2 non è polare perché è lineare.
S OO
O-H
O-H
H2SO4 H3PO4
P O H
O H
O H
O
LEGAME DATIVO
H2SO4
Acido solforicoH3PO4
Acido ortofosforico
I due elettroni di legame sono forniti da uno soltanto dei due atomi
Quando l’atomo di H è legato covalentemente ad un atomo più elettronegativo assume una frazione
di carica positiva, può quindi formare un legame elettrostatico, comunementelegame elettrostatico, comunementechiamato legame idrogeno,
con un altro atomo più elettronegativo
Fra molecole di acqua si formano legami idrogeno
l’H di una molecola forma un legame idrogeno con l’O di una seconda molecola.
L’O di una molecola forma due legami idrogeno con L’O di una molecola forma due legami idrogeno con l’H di due molecole.
Complessivamente ogni molecola di acqua forma 4 legami idrogeno con altre 4 molecole di acqua.
L’energia del legame idrogeno è
di circa 5 Kcal/mole
rispetto ai 110 Kcal/mole
del legame covalente -OHdel legame covalente -OH
(1 cal = 4.18 J)
Legami elettrostatici: legame di van der Waal’s
E’ un legame debole che si instaura fra un dipolo istantaneo, causato da una polarizzazione temporanea di un legame in una molecola, e un altro dipolo, indotto dal dipolo istantaneo.
dipolo istantaneo dipolo indotto
δδδδ-δ+δ+δ+δ+ δδδδ-δ+δ+δ+δ+
--
---- -- --
--
--
--
--
Legami elettrostatici: legame ionico
--
---- -- --
--
--
NaClNaClCristallo di NaClCristallo di NaCl
esempio di legame ioneesempio di legame ione--ioneione
L’acqua possiede inusuali proprietà solventi
Questa proprietà è un riflesso del carattere
dipolare delle molecole dell’acqua e della
capacità dell’acqua di formare legami
idrogeno con le molecole in essa disciolte
Miscele omogenee di due o più sostanze, composte da solvente e soluto
Miscele omogenee di due o più sostanze, composte da solvente e soluto
Nelle soluzioni acquose il solvente è l’acqua ed i soluti sono ioni o molecole in grado di interagire con le molecole d’acqua
Nelle soluzioni acquose il solvente è l’acqua ed i soluti sono ioni o molecole in grado di interagire con le molecole d’acqua
ioniNa+
Cl-
--
-
---
+
++
+ +
-
+-
Na+
-
--
---
+
--
---
+
++ +
++
+
+
+
+
+
+δ+ δ-
H2O
reticolo cristallino ioni idratati
Cl-
Soluzione acquosa di NaClSoluzione acquosa di NaCl
Ioni circondatida molecole di acqua
Na+ Cl-
Legami elettrostatici: legame ione-dipolo
Na+
OOH
OH
CH2OH
HOHO
Anche il glucosio è solubile in acqua, a causa dei forti legami idrogeno che si possono contrarre fra l’acqua e i gruppi ossidrile.
Alcuni esempi di molecole polari
O
OH
OH
OHOH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
H OHC
OH
a-D-glucosioglicerolo
glicina
H
COO-
C HH3N+
Le molecole apolari non sono solubili in acqua, ma sono solubili in solventi organici, come cloroformio o benzene.
Il colesterolo è una molecola apolare
Le molecole apolari non sono solubili in acqua, ma sono solubili in solventi organici, come cloroformio o benzene.
Il colesterolo è una molecola apolare
Alcuni esempi di molecole non polari
CH2O
C
CH2O
HO
C
O
(CH2)14CH3
C
O
CH3(CH2)14
C
O
(CH2)7 C C (CH2)7 CH3
H H
Oun trigliceride
OC
O
CH3(CH2)14 (CH2)8 C C (CH2)7 CH3
H H
una cera
Alcuni esempi di molecole anfipatiche
-un trigliceride
CH2O
C
CH2O
HO
C
O
(CH2)14CH3
C
O
CH3(CH2)14
C
O
(CH2)7 C C (CH2)7 CH3
H H
P
O
O C
H
H
C
H
H
N
CH3
CH3
CH3
O-
fenilalanina
COO-
C HH3N+
CH2
un trigliceride OO H H CH3
fosfatidilcolina
Unità di concentrazione
- % (p/p; p/v; v/v)
NaCl 0.9% (p/v): 0.9 g di NaCl in 100 ml di soluzione
-Molarità (M)
moli di soluto contenute in un litro di soluzione
M = moli
V(litri)
Si definiscemole “la quantità di una sostanzacheSi definiscemole “la quantità di una sostanzachecontiene un numero di molecole pari al numerodi Avogadro (N) ”
N = 6.022 x 10N = 6.022 x 102323
Contiene = 6.022 x 1023 molecole e corrisponde ad una massa in g pari al peso molecolare(PM)molecolare(PM)
H2O (PM =18) 1 mole = 18 g
C6H12O6 (glucosio, PM = 180) 1 mole = 180g
Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa chein un litro di soluzione è disciolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio : 6 x 12 = 7 2+PM glucosio : 6 x 12 = 7 2+12 x 1 = 12 +6 x 16 = 9 6
180
In 1 litro di soluzione sono disciolti 180 g di glucosio
I soluti modificano le proprietà dell’acqua
• punto di congelamento
• punto di ebollizione
• pressione di vapore
• pressione osmotica
Stati della materia
Le interazioni che possono stabilirsi fra le molecole di una sostanza ne determinano lo stato fisico.
Se la forza di legame intermolecolare supera le energie cinetiche possedute dalle molecole, la sostanza si trova allo
stato solidostato solido
Se l’energia cinetica posseduta dalle molecole è superiore alla forza dei legami intermolecolari, la sostanza si trova allo
stato gassoso
Se le due forze si bilanciano la sostanza si trova allo stato liquido
L’energia cinetica delle molecole aumenta all’aumentare della temperatura
Lo stato fisico di una sostanza dipende quindi dalla temperatura
punto di fusione punto di ebollizione
acqua 0°C 100°C
metanolo -98°C 65°C
acetone -95°C 56°Cacetone -95°C 56°C
etanolo -117°C 78°C
liquido
vapore
Nel liquido puro si instaura un equilibrio tra il liquido ed il vapore generando una
tensione di vapore .
In presenza di molecole di soluto diminuisce il numero di
molecole che possono evaporare quindi si avrà una minore tensione di vapore .
- a - - b -
h
membranasemipermeabile
membranasemipermeabile
solvente solvente soluzione
La presenza di molecole di soluto ostacola il flusso di solvente dalla soluzione al solvente puro, ma non viceversa. Si raggiunge unequilibrio quando la pressione esercitata dalla colonna di liquido (h) impedisce il flusso di solvente dal solvente puroverso la soluzione.
soluzione B è ipertonica (quindi contiene più soluti) rispetto all'altra (ipotonica)
per osmosi il solvente passa da A a B
La pressione osmotica (π) della soluzione è la pressioneche occorre esercitare per contrastare il passaggio disolvente dal comparto di destra al comparto di sinistra
H2OSoluzioneacquosa
ππππ = M x R x T
ELETTROLITI
Sostanze che disciolte in acqua o in altri solventi si dissociano in ioni, dotati di carica elettrica positivao negativa.
Gli elettroliti possono essere forti o deboli a seconda del maggiore o minor grado di dissociazione, cioè a del maggiore o minor grado di dissociazione, cioè a seconda del numero degli ioni dissociati formatisi
Cl-Cl-
NaClNaCl + H+ H22OONaClNaCl + H+ H22OO
NaCl 0.1 M = 0.2 osmolare
Na+Na+
NaClNaCl + H+ H22OONaClNaCl + H+ H22OO
a) glucosio
b) NaClb) NaCl
ELETTROLITIELETTROLITI
NON ELETTROLITANON ELETTROLITA
c) Nac) Na33POPO44ELETTROLITIELETTROLITI
ELETTROLITI FORTIELETTROLITI FORTI
NaCl Na+ + Cl-
HCl H+ + Cl-
Na3PO4 3 Na+ + PO43-
NaOH Na+ + OH-
HCl H+ + Cl-
Gli elettroliti forti si dissociano completamente in ioni
L’osmolarità (o tonicità) di una soluzione è data dalla molarità delle particelle ed è indipendente dalla loro natura . Per calcolare la pressione osmotica delle soluzioni di elettroliti la concentrazione della soluzione va moltiplicata per un fattore i che indica il numero di particelle originate dalla dissociazione del soluto durante il passaggio in soluzione.soluto durante il passaggio in soluzione.
ππππ = i • M • R • T
Soluzioni aventi la stessa osmolarità hanno la stessapressione osmotica e si definiscono isotoniche.
Nei liquidi di cui è composto l'organismo sono presenti elettroliti, gli ioni che ne derivano sono quindi fondamentali per regolare i movimenti dell'acqua e per mantenerne costante il pH.mantenerne costante il pH.La misurazione della quantità di elettroliti nel sangue è indicata per la valutazione del metabolismo idrosalino, che viene alterato in caso di disidratazione o di patologie renali.
in una soluzione:una cellula
Il solvente passa dalla soluzione più diluita ( minore ππππ) aquella più concentrata (maggiore π)π)π)π)
ipo tonica iso tonica iper tonica
π minore π uguale π maggiore
Secondo Arrhenius :
acidi sono sostanze che in soluzione acquosa rilasciano ioni H+
basi sono sostanze che in soluzione acquosa rilasciano ioni OH-
DEFINIZIONI DI ACIDI E BASI
Secondo Lewis :
acidi sono sostanze capaci di ricevere un doppietto elettronico
basi sono sostanze capaci di cedere un doppietto elettronico
Secondo Brönsted-Lowry
Acidi sono i composti checedono un protone al partner
di reazione.
Secondo Brönsted-Lowry
Acidi sono i composti checedono un protone al partner
di reazione.
Basi sono i composti cheacquistano un protone dal partner
di reazione
Basi sono i composti cheacquistano un protone dal partner
di reazione
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO
-
acido base baseconiugata
acidoconiugato
NH3 + H2O NH4+ + OH-
acidobase
Gli acidi e le basi che non si dissociano completamente in acqua , ma danno luogo ad un equilibrio, sono detti deboli
baseconiugata
acidoconiugato
aA + bB cC + dD
[C]c · [D]d= Keq
[A]a · [B]b= Keq
La parentesi [ ] indica la concentrazione molare dei componenti
All’equilibrio è costante il rapporto fra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni dei reagenti, ciascuno elevato al proprio coefficiente stechiometrico.Keq è definita costante di equilibrio.
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
Ka =[CH3COO-] · [H3O+]
[CH3COOH]
Ka è definita costante di aciditàed indica la forza di un acidoKa è definita costante di aciditàed indica la forza di un acido
NH3 + H2O NH4+ + OH-
KKbb =[NH[NH44
++] · [OH] · [OH--]]KKbb =
[NH[NH33]]
La Kb indica la forza di una base
NH3 + H2O NH4+ + OH-
base acido
L’acqua si comportain alcune reazioni
HNO2 + H2O H3O+ + NO2-
acido base
in alcune reazioni come acido ed in altre come base
DISSOCIAZIONE DELL’ACQUA
Nell’acqua esistono ioni H3O+ o ( H+ ) e ioni OH-
Questi ioni originano dalla reazione fradue molecole di acqua, una delle quali sicomporta da acido, l’altra da base.
H2O + H2O H3O+ + OH-
La ionizzazione dell’acqua è definita
da una costante di equilibrio
(prodotto ionico dell’acqua)
Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14
[[HH++] ] = [OH= [OH--] = 1·10] = 1·10--77
a 25a 25°°CCa 25a 25°°CC
L'acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia dal logaritmo negativo, in base 10,
della concentrazione degli ioni H3O+:
+:
pH= -log[H 3O+] cioè [H 3O+] = 10 -pH
La scala del pH individua le reali concentrazioni di ioni H+ e OH-. Il pH (Potential of Hydrogen) viene definito come:
pH = -log10 [H+ ] in soluzione neutra a 25°C.La scala del pH va da 0 a 14. Per valori di pH inferiori a 7 le soluzioni sono definite acide, pertanto la concentrazione di ioni H+ sarà maggiore rispetto alla concentrazione di ioni OH-.Per valori superiori a 7 le soluzioni sono definite basiche, ovvero aventi una concentrazione di ioni H+ inferiore alla concentrazione di ioni OH-.
[[HH++] ] = 1·10= 1·10--77 [OH[OH--] = 1·10] = 1·10--77
[[HH++] ] > 1·10> 1·10--77 [OH[OH--] < 1·10] < 1·10--77
Soluzione acida
Soluzione neutra
pH < 7pH < 7pH < 7pH < 7
[[HH++] ] = 1·10= 1·10--77 [OH[OH--] = 1·10] = 1·10--77
[[HH++] ] < 1·10< 1·10--77 [OH[OH--] > 1·10] > 1·10--77
Soluzione basica
pH = 7pH = 7pH = 7pH = 7
pH > 7pH > 7pH > 7pH > 7
SaliDerivano dalla reazione di un acido con una base
a) acido forte + base forteHCl + NaOH → NaCl + H2O
b) acido debole + base forteb) acido debole + base forteCH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
b) acido forte + base deboleHCl + NH3 → NH4Cl
In soluzione acquosa i sali sono completamente dissociati in ioni
a) NaCl →→→→ Na+ + Cl-Gli ioni prodotti non hanno alcuna possibilità di reagire con l’acqua. Nella soluzione non è modificata la concentrazionedi ioni H3O+ e OH-
La soluzione è quindi neutra.
b) CH3COONa →→→→ CH3COO- + Na+
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
La soluzione è quindi basica.
c) NH4Cl →→→→ NH4+ + Cl-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
La soluzione è quindi acida.