fase acquosa

catene idrofobiche

fase acquosa

testa polare

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

Bioelementi

C Na Fe

H K Cu

O Mg Zn

N Ca MnN Ca Mn

P Cl Co

S I

Mo

Se

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

.........

. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. .....

.......

. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ............. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ...

.........

. ............. ...

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

y

z

x

l'orbitale s

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

H

n0 1 2 3

l

Z = 1

elemento: idrogeno

Configurazione elettronica :1s

simbolo:

1

2

3

4

5

0 1 2 3

He

n0 1 2 3

l

Z = 2

elemento: elio

Configurazione elettronica :1s2

simbolo:

1

2

3

4

5

0 1 2 3

Li

n0 1 2 3

l

Z = 3

elemento: litio

Configurazione elettronica :1s2, 2s

simbolo:

1

2

3

4

5

0 1 2 3

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

B

n0 1 2 3

l

Z = 5

elemento: boro

Configurazione elettronica :1s2, 2s2px

simbolo:

1

2

3

4

5

0 1 2 3

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.

Cl + Cl Cl Cl

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

Legame σσσσ

Legame ππππ

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.

legame idrogeno legame covalente

0.177 nm 0.099 nm

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

18,0 g 180,0 g

glucosio acqua

1 mole 1 mole

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

fusione evaporazione

sublimazionePassaggi di stato

solidificazione condensazione

brinamento

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

O

Glucosio + H 2O

O

Glucosio + H 2O

Cl-Cl-

NaClNaCl + H+ H22OONaClNaCl + H+ H22OO

NaCl 0.1 M = 0.2 osmolare

Na+Na+

NaClNaCl + H+ H22OONaClNaCl + H+ H22OO

Na3PO4

Na+

Na+ PO43-

Na+

Na3PO4 0.1 M = 0.4 osmolare

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

NH3 + H2O NH4+ + OH-

acidobase

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.

Soluzioni che mantengono inalterato il loro pH dopo aggiunta di piccole quantità di acidi o di basi.

Soluzioni tampone

Le soluzioni tampone sono costituite da un acido debole e dalla sua base coniugata (sale dell’acido)