La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

La presentazione è in caricamento. Aspetta per favore

Cos’è la CHIMICA? Di cosa si occupa? Conoscete uno o più termini associati a questa parola che permettono di determinare, suddividendola, ambiti più specifici?

Presentazioni simili


Presentazione sul tema: "Cos’è la CHIMICA? Di cosa si occupa? Conoscete uno o più termini associati a questa parola che permettono di determinare, suddividendola, ambiti più specifici?"— Transcript della presentazione:

1 Cos’è la CHIMICA? Di cosa si occupa? Conoscete uno o più termini associati a questa parola che permettono di determinare, suddividendola, ambiti più specifici? Cos’è la MATERIA???? Quali sono le proprietà della materia? Qual è la sua natura?

2 Azoto (N) Ossigeno (O) Oro (Au) Azoto (N) Ossigeno (O) Oro (Au) Biossido di carbonio (CO 2 ) Emoglobina (macromolecola) Biossido di carbonio (CO 2 ) Emoglobina (macromolecola) Urina, plasma SOSPENSIONI: particelle con dimensioni > 1000 nm DISPERSIONE COLLOIDALE: Dimensioni particelle da 1 e 1000 nm (latte, plasma lipemico) Grafite e diamante Tendono a formare composti

3 5.5x x x elettrone x neutrone x x protone (uma)(g)(e)(C) massa carica Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å ( m). Il nucleo ha un raggio di circa Å ( volte più piccolo del raggio atomico). Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo viene definito come numero atomico Z La somma dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo di un atomo viene definito numero di massa A. In un atomo neutro il numero degli elettroni è uguale al numero dei protoni (numero atomico Z). Isotopi sono elementi con uguale numero di protoni, ma diverso numero di neutroni (Z rimane uguale, ma varia A) ATOMO X A Z L'unità di riferimento per la misura della massa degli atomi è l'unità di massa atomica (uma o Dalton) definita come 1/12 della massa del nuclide neutro 12 C

4 Tavola periodica degli elementi

5

6 L’energia, la forma, la direzione e il numero degli orbitali sono indicati da 4 numeri QUANTICI: n, l, m l e m s

7 Numero quantico m s

8 Configurazioni elettroniche inattese: Cr [Ar]3d 4 4s 2  [Ar]3d 5 4s 1 Cu [Ar]3d 9 4s 2  [Ar]3d 10 4s 1

9 1 TAVOLA degli ELEMENTI

10 Liquido intracellulare Liquido extracellulare mM mM Na K Cl HCO

11 PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI RAGGIO ATOMICO X  X + + e - ENERGIA DI IONIZZAZIONE (IE) X + e -  X - AFFINITA’ ELETTRONICA (EA)  1/2(EI+AE) ELETTRONEGATIVITA’

12 Mole (IS): mol (1978) = quantità di sostanza Mole: è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle uguali al numero di atomi di carbonio contenuti in 12 g (0,012 kg) di 12 C. una mole di 12 C ha massa 12 g una mole di atomi di ossigeno 16 O ha massa 16 g; una mole di sodio (Na) 22,99 g e una di rame (Cu) 63,55 g La massa atomica espressa in grammi viene detta massa molare di quell’elemento. Mole = numero di Avogadro di atomi contenuti in 12 g di 12 C 6,022 x Il concetto di mole è importante perché le reazioni avvengono tra composti presenti in quantità MOLARI….

13 A + B → C + D reagenti prodotti (x) (x) X= solido (s) liquido (l) Gas (g) in soluzione (aq) a b c d Coefficienti stechiometrici: Sono costituiti da numeri interi LE REAZIONI CHIMICHE LAVOISER : principio di conservazione della massa Numero di atomi dei reagenti = numero di atomi dei prodotti Cos ’ è una reazione chimica?? Equazione Chimica

14 IL LEGAME CHIMICO Perché formare legami con altri atomi? Regola dell’ottetto Gli atomi degli elementi dei gruppi principali (sottogruppi A) acquistano, perdono o condividono elettroni per raggiungere una configurazione stabile come quella dei gas nobili con otto elettroni nel guscio di valenza Valenza E’ la capacità di combinazione di un elemento, corrispondente al numero di elettroni che un atomo mette in gioco nella formazione di legami chimici Legame ionicoLegame covalenteLegame metallico LEGAMI FORTI

15 LEGAME IONICO Avviene tra elementi con elevata differenza di elettronegatività E’ caratterizzato da un vero e proprio scambio di elettroni Na → Na + + 1e - (ossidazione) Cl + 1e - → Cl - (riduzione) per entrambi c’e il raggiungimento della configurazione del gas nobile Gli ioni sodio e cloruro interagiscono elettrostaticamente formando un solido cristallino di tipo ionico (sale) in cui ciascun ione è circondato da sei ioni con segno opposto

16 LEGAME METALLICO E’ responsabile dell’attrazione tra atomi di elementi metallici con la conseguente formazione di aggregati cristallini I metalli possiedono bassi valori di elettronegatività e di energia di prima ionizzazione  PERCIO’? I cationi formatisi occupano posizioni fisse e ordinate nei cristalli metallici mentre gli elettroni ceduti vengono messi in comune e costituiscono una nuvola elettronica molto mobile responsabile delle proprietà macroscopiche di questi elementi. Solo la presenza di elettroni liberi di muoversi riesce a spiegare l'elevata conducibilità elettrica dei solidi metallici.

17 LEGAME COVALENTE Gli elettroni non vengono ceduti e acquisiti, ma condivisi da entrambi gli atomi La densità elettronica (carica negativa) concentrata tra i nuclei dei due atomi (carica positiva) fa da collante (interazione elettrostatica) per la molecola. H + H → H 2 Distanza del legame. RAPPRESENTATI DALLE STRUTTURE DI LEWIS

18 LEGAME COVALENTE LEGAMI MULTIPLI La condivisione di un’unica coppia di elettroni → legame semplice IN MOLTE MOLECOLE GLI ATOMI CONSEGUONO LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA DEI GAS MOBILI CONDIVIDENDO PIU’ DI UNA COPPIA DI ELETTRONI Condivisione di tre coppie di elettroni Condivisione di due coppie di elettroni DOPPIO LEGAME TRIPLO LEGAME ( ossigeno) (azoto) La distanza tra due atomi legati diminuisce all’aumentare del numero di coppie di elettroni condivise

19 LEGAME COVALENTE Quando il legame chimico si viene a formare tra due atomi che hanno la stessa elettronegatività si parla di legame covalente puro. O + O  O 2 Quando i due atomi hanno una diversa propensione di attrarre elettroni (diversa elettronegatività) il legame è di tipo covalente polare con la conseguente formazione di un dipolo elettrico (momento di dipolo del legame).

20 Geometria molecolare (CO 2 ) (BF 3,, O 3 ) (CH 4, NH 3, H 2 O, HF) (PCl 5 ) (SF 6, IF 5 )

21 La geometria delle molecole determina proprietà chimico-fisiche diverse dei composti: Geometria molecolare molecole che possiedono un momento di dipolo non nullo (molecole polari) sono meno volatili (passano allo stato vapore con più difficoltà) di molecole che hanno un momento di dipolo nullo (molecole apolari). FORMAZIONE di legami dipolo-dipolo

22 Un ulteriore esempio di relazione struttura-proprietà è dato dalle forme allotropiche del carbonio Geometria molecolare Le proprietà quali durezza, conducibilità elettrica, colore, etc. sono completamente diverse tra loro in queste tre forme allotropiche del carbonio e dipendono dal modo con cui i vari atomi di carbonio si legano tra loro.

23 Interazioni di non-legame o legami deboli intermolecolari Ione-dipolo Na + H2OH2O ++ ++ -- Dipolo-dipolo ++ ++ ++ ++ ++ ++ ++ ++ ++ -- -- -- -- -- -- -- -- -- Ione –dipolo indotto Na + ++ -- + Dipolo-dipolo indotto ++ -- ++ -- H2OH2O ++ ++ -- H2OH2O ++ ++ --      Legame idrogeno FORZE di Van der WAALS Dipolo indotto-dipolo indotto ++ -- ++ -- Forze di London o forze idrofobiche

24 Grandezza Unità SimboloConversione Forza newtonN 1 N = 1 kg m s -2 Pressione pascalPa 1 Pa = 1 N m -2 Lavoro, energia joule J 1 J = 1 N m Potenza watt W 1 W = 1 J s -1 Temperatura Celsius grado Celsius ° C T(°C) = T(K) Carica elettrica coulombC Differenza di potenziale elettrico volt V GrandezzaUnità di misuraSimbolo Intervallo di temposecondos Lunghezzametrom Massachilogrammokg Temperatura kelvin K Quantità di sostanzamolemol Intensità di corrente elettrica ampereA Intensità luminosacandelacd Unità fondamentali S.I. Unità derivate S.I. Pressionetorr Pa Pressioneatmosferaatm Pa Energia caloria a 15 C caloria internaz. Caloria termochim. Cal 15 Cal it cal tc J J J Pressione sanguigna millimetro di mercurio mm Hg1 mm Hg = Pa

25 Dalla tipologia dei legami derivano anche gli stati della materia La legge di di Gay-Lussac o legge dell'isocora afferma che: a volume costante, la pressione di una data quantità di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta P/T = cost Stato gassoso La legge di Boyle o legge isoterma afferma che: per un dato numero di moli di un gas, a temperatura costante, il prodotto di PV=cost La legge di Charles o legge isobara afferma che per una data quantità di gas (n) in condizione di pressione costante il rapporto di V/T = cost

26

27

28

29

30 Grande importanza in fisiologia e medicina ha la Legge gi Henry: Tale legge mette in relazione la solubilità di un gas in un liquido con la pressione. Ad una data temperatura, un aumento della pressione provoca un aumento della solubilità di un gas. A pressioni basse o moderate la solubilità di un gas è direttamente proporzionale alla pressione C g = α P g Soluzione di ossigeno e anidride carbonica nel sangue: i gas si sciolgono nei liquidi proporzionalmente alla loro solubilità e pressione parziale. Né l'ossigeno, né l'anidride carbonica sono molto solubili nell'acqua, anche se l'anidride carbonica è circa 25 volte più solubile dell'ossigeno. A 37°C: αCO 2 = αO 2 =

31 O2O2 Letto capillaresangue 97% legato all ’ Hb 3% sciolto nel plasma (legge di Henry) CO 2 Prodotta dal metabolismo cellulare: 7% sciolta nel plasma (legge di Henry) 23% legata all ’ Hb 70% HCO - 3 Tutte le forme di trasporto sono proporzionali alle rispettive pressioni parziali Implicazioni ?Per esempio immersioni 0,3 mL di O 2 in 100 mL

32 LO STATO SOLIDO

33 LO STATO LIQUIDO Proprietà dei liquidi: 1)Azione come solventi 2)Viscosità 3)Tensione superficiale 4)Pressione (o tensione) di vapore

34 LE SOLUZIONI Gassose, solide o liquide Stato della soluzione Stato del solvente Stato del soluto Esempio Gas aria Liquido GasOssigeno nell ’ acqua Liquido Alcool i acqua Liquido SolidoSale in acqua Solido GasIdrogeno nel platino Solido LiquidoMercurio nell ’ argento Solido Argento nell ’ oro (certe leghe) Solvente : è il componente che all ’ atto della dissoluzione conserva il proprio stato di aggregazione oppure quello che fra componenti tutti nello stesso stato di aggregazione è presente in misura maggiore Soluti : tutti gli altri componenti

35 LE SOLUZIONI Nel considerare una soluzione è necessario introdurre il termine CONCENTRAZIONE Serve a designare la quantità di soluto presente in una certa quantità di solvente o di soluzione Come si esprime? In termini qualitativi si usano termini come Diluito concentrato In termini quantitativi si usano diverse espressioni come Percentuale in peso p/p % Peso di soluto (gr) in 100gr di soluzione Percentuale in volume v/v % Volume di soluto (mL) in 100 mL di soluzione Percentuale peso/volume p/v % Peso di soluto (gr) in 100 mL di soluzione MOLARITA ’ (M) Molarità = Moli di soluto L di soluzione = gr di soluto PM soluto L di soluzione....altre basate sul numero di moli… Molarità e normalità possono essere messe in relazione: N (eq/L) = M x Valenza Cl - nel siero mEq/L mmol/L NORMALITA’ (N) Normalità = = n (eq) L di soluzione gr di soluto Peso equivalente L di soluzione Il peso equivalente corrisponde a peso molecolare / valenza Valenza dipende dalla tipologia del soluto: per gli acidi: numero di ioni H + rilasciati per i sali: numero di cariche (+) o (-) per gli idrossidi: numero di ioni OH - rilasciati per le reazioni redox: numero di elettroni scambiati Calcolare la massa equivalente dell'acido solforico H2SO4 (Mm = 98,0 g/mol) nella seguente reazione di dissociazione: H2SO4 →2H + + SO4 2- In questa reazione l'acido solforico libera due ioni H +. Pertanto, la sua massa equivalente sarà: meq = Mm /nH+ = 98,0 / 2 = 49,0 (g/eq)

36 LE SOLUZIONI Le proprietà delle soluzioni: COLLIGATIVE Dipendono dal numero delle particelle ma non dalla loro identità Abbassamento della tensione di vapore Innalzamento ebullioscopico Abbassamento crioscopico Pressione osmotica

37 Pressione osmotica π= cRT Richiamano acqua nel lume intestinale: I sali di sodio o magnesio sono solfati, citrati, o fosfati che hanno appunto questa azione dopo assunzione orale (lassativi naturali inorganici. Lattulosio e Lattitolo sono zuccheri che agiscono da profarmaci, la flora batterica intestinale li metabolizza con liberazione di acidi organici (lattico, formico, acetico) che hanno effetto osmotico. Gli alcoli come glicerina, sorbitolo e mannitolo sono usati per via rettale, sempre con effetto osmotico e anche lubrificante. Richiamano acqua nel lume intestinale: I sali di sodio o magnesio sono solfati, citrati, o fosfati che hanno appunto questa azione dopo assunzione orale (lassativi naturali inorganici. Lattulosio e Lattitolo sono zuccheri che agiscono da profarmaci, la flora batterica intestinale li metabolizza con liberazione di acidi organici (lattico, formico, acetico) che hanno effetto osmotico. Gli alcoli come glicerina, sorbitolo e mannitolo sono usati per via rettale, sempre con effetto osmotico e anche lubrificante.


Scaricare ppt "Cos’è la CHIMICA? Di cosa si occupa? Conoscete uno o più termini associati a questa parola che permettono di determinare, suddividendola, ambiti più specifici?"

Presentazioni simili


Annunci Google