Quali sono le proprietà della materia? Qual è la sua natura?

Presentazione sul tema: "Quali sono le proprietà della materia? Qual è la sua natura?"— Transcript della presentazione:

1 Quali sono le proprietà della materia? Qual è la sua natura?
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???? Una scienza che si occupa di studiare le proprietà della materia e le trasformazioni a cui essa va incontro… Suddivisioni della chimica che permettono di approfondire i diversi argomenti sono per esempio la CHIMICA INORGANICA La CHIMICA ORGANICA, la CHIMICA BIOLOGICA o BIOCHIMICA, ma c’è anche la CHIMICA FISICA (studia la teoria della chimica partendo da leggi fisiche, CHIMICA ANALITICA che studia i metodi di analisi…per esempio necessari a determinare la composizione degli alimenti, a trovare tracce di molecole tossiche etc… Materia è tutto ciò che occupa spazio (anche se infinatamente piccolo) ed è dotato di massa. (vi ricordo che massa e peso non sono termini equivalenti, benchè noi siamo abituati ad utilizzarli indifferentemente: la massa è una forza, la forza che è neccessario applicare ad un oggetto, per modificare il suo stato di moto o di quiete o si può considerare come la quantità di materia che l’oggetto contiene. Il PESO dipende sia dalla massa che dalla posizione che l’oggetto ha all’interno del campo gravitazionale….quindi ha un valore variabile … Possono essere chimiche o fisiche Quali sono le proprietà della materia? Qual è la sua natura?

2 SOSPENSIONI: particelle con dimensioni > 1000 nm
Tendono a formare composti Urina, plasma SOSPENSIONI: particelle con dimensioni > 1000 nm DISPERSIONE COLLOIDALE: Dimensioni particelle da 1 e 1000 nm (latte, plasma lipemico) Sostanza pura: è una parte omogenea di materia lacui composizione è fissa e costante, caratterizzata da proprietà chimiche e fisiche specifiche Elementi: sono costituiti da ATOMI dello stesso tipo e non sono ulteriormente scindibili in composti più semplici. Poiché, a parte alcuni pochi elementi come i gas nobili, esistono in natura in forma atomica, la MOLECOLA può essere considerata la più piccola parte di un elemento chimico che ne conserva le proprietà chimiche e fisiche… Il COMPOSTO è costituito dall’unione di 2 o più elementi in rapporto FISSO e COSTANTE (possono essere scissi negli elementi costitueti). MISCELA: porzioni di materia formata da 2 o + specie chimiche in rapporti varibili. Grafite e diamante Azoto (N) Ossigeno (O) Oro (Au) Biossido di carbonio (CO2) Emoglobina (macromolecola)

3 X ATOMO A Z Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å (10-10 m).
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 12C ATOMO 5.5x10-4 9.1x10-28 -1 -1.6x10-19 elettrone 1.0087 1.67x10-24 neutrone 1.0073 +1 +1.6x10-19 protone (uma) (g) (e) (C) massa carica    Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å (10-10 m). Il nucleo ha un raggio di circa 10-5 Å ( volte più piccolo del raggio atomico). X A Z Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo viene definito come numero atomico Z Parte centrale densa, contiene la maggior parte della massa dell’atomo. E’ costituito da PROTONI carica positiva (+1) e NEUTRONI solo massa e non carica. Nello spazio circostante il nucleo orbitano gli ELETTRONI (-1) particelle con carica negativa ma massa assolutamente trascurabile rispetto a protoni e neutroni. Gli elettroni però occupano la maggior parte del volume dell’atomo (10000 volte maggiore rispetto al nucleo) 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)

4 Tavola periodica degli elementi

5 Gli elettroni si inseriscono intorno al nucleo solo all’interno di orbitali predefiniti (spazio intorno al nucleo) caratterizzati da energia crescente man mano che il numero quantico principale o n aumenta. Si parla di orbitali in quanto essendo l’elettrone una particella provvista di massa e quindi assimilabile con le caratteristiche tipiche della materia, ha anche caratteristiche per cui è associabile ad un’onda elettromagnetica: la sua posizione esatta non è perciò identificabile nell’unità di tempo in un punto ben preciso, ma la sua presenza può essere calcolata utilizzando delle equazioni matematiche complesse, come una PROBABILITA’. Ogni livello principale possiede dei sottolivelli. Gli orbitali appartenenti al medesimo livello energetico (DEGENERI) hanno la medesima energia. Gli orbitali si riempiono secondo un ordine preciso.

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

7 Numero quantico ms 7

8 Configurazioni elettroniche inattese:
Cr [Ar]3d44s2  [Ar]3d54s1 Cu [Ar]3d94s2  [Ar]3d104s1

9 TAVOLA degli ELEMENTI Descrivere la tavola….
1 Descrivere la tavola…. Il 99% degli organismi viventi è costituito solamente da 4 elementi, mentre altri come S, P, Ca, Mg, Na, K…..sono presenti in percentuale bassissima me sono importantissimi… Gli elementi sono raccolti in righe orizzontali o PERIODI e in colonne o GRUPPI. Gli elettroni per ogni elemento aumentano da sinistra a destra, gli elementi a dex sono caratterizzati dal completamento dello strato elettronico esterno, sono stabili, poco reaativi, presenti allo stato naturale in forma atomica….ogni volta che si va a capo, inizia il riempimento di un nuovo livello ed inoltre aumenta il numero quantico principale. Gli elementi presenti in un gruppo presentano livello energetivo e num quantico principale crescente, ma medesima configurazione esterna….simile reattività chimica: gr. 1, 2 e gruppi rappresentativi. Gr.18: gas nobili; gr. 1 e 2. metalli alcalini e alcalino-terrosi, tendenza a perdere elettroni esterni trasformandosi in cationi mono e divalenti (Na nel sangue e liquidi extracellulari [ ], K è maggiormente presente a livello intracellulare [ ], Ca..ossa denti..; gr.14 4 elettroni sullo starto esterno, non formano ioni, ma composti molecolari (C); gr.15 5 elettroni nello strato esterno, (N) e P fondamentali per proteine e acidi nucleici….; gr.16 elelmenti con 6 elettroni nello starto esterno, hanno tendanza ad acquistare 2 elettroni per raggiungere la configurazione più stabile…, O è più piccolo e più elettronegativo rispetto allo S…

10 Liquido intracellulare Liquido extracellulare
mM mM Na K Cl HCO

11 PROPRIETA’ PERIODICHE DEGLI ELEMENTI
RAGGIO ATOMICO X  X+ + e- X  X+ + e- X + e-  X-  1/2(EI+AE) ENERGIA DI IONIZZAZIONE (IE) AFFINITA’ ELETTRONICA (EA) Raggio atomico: è metà della distanza tra due nuclei di 2 atomi della stessa specie in una molecola biatomica En di ionizzazione: energia da fornire ad una mole di atomi di un elemento allo stato gassoso per strappare un elettrone a ciascun atomo, cresce lungo il periodo, diminuisce sensibilmente lungo il gruppo… Affinità elettronica: è l’energia che si libera quando ciascun atomo di una mole di di un elemento allo stato gassoso acquista un elettrone diventando anione Elettronegatività: tendenza di un atomo ad attrarre verso di se le coppie elettroniche dei legami a cui partecipa (vale solo sugli elettroni delle coppie di legame..) 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 12C. una mole di 12C ha massa 12 g una mole di atomi di ossigeno 16O 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 12C 6,022 x 1023 il termine mole è stato introdotto per rendere misurabili, quindi per ingigantire quantità di sostanze che sono veramente troppo piccole per la sensibilità dei nostri strumenti di misura, unità fondamentali del Sistema Internazionale (SI) Il concetto di mole è importante perché le reazioni avvengono tra composti presenti in quantità MOLARI….

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

14 Legame ionico Legame covalente Legame metallico 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 ionico Legame covalente Legame 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 H + H → H2 Distanza del legame .                                                                                                                                       RAPPRESENTATI DALLE STRUTTURE DI LEWIS La densità elettronica (carica negativa) concentrata tra i nuclei dei due atomi (carica positiva) fa da collante (interazione elettrostatica) per la molecola.

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 due coppie di elettroni DOPPIO LEGAME Condivisione di tre coppie di elettroni 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  O2 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 (CO2) (BF3,, O3) (CH4, NH3, H2O, HF) (PCl5)
(SF6, IF5)

21 Geometria molecolare FORMAZIONE di legami dipolo-dipolo
La geometria delle molecole determina proprietà chimico-fisiche diverse dei composti: 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 Geometria molecolare Un ulteriore esempio di relazione struttura-proprietà è dato dalle forme allotropiche del carbonio 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
FORZE di Van der WAALS Ione-dipolo Na+ H2O + - Ione –dipolo indotto Na+ + - + H2O + -      Legame idrogeno Dipolo-dipolo + - Dipolo-dipolo indotto + - Dipolo indotto-dipolo indotto + - Forze di London o forze idrofobiche

24 Unità fondamentali S.I. Unità derivate S.I. Unità derivate S.I.
Grandezza Unità di misura Simbolo Intervallo di tempo secondo s Lunghezza metro m Massa chilogrammo kg Temperatura  kelvin  K Quantità di sostanza mole mol Intensità di corrente elettrica ampere A Intensità luminosa candela cd Unità fondamentali S.I.  Grandezza  Unità Simbolo Conversione  Forza newton N  1 N = 1 kg m s-2  Pressione pascal Pa  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 coulomb C  Differenza di potenziale elettrico  volt V Pressione sanguigna millimetro di mercurio mm Hg 1 mm Hg = Pa Pressione torr Pa atmosfera atm Pa Energia caloria a 15 C caloria internaz. Caloria termochim. Cal15 Calit caltc J J J Unità derivate S.I. Unità derivate S.I.

25 Dalla tipologia dei legami derivano anche gli stati della materia
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 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 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

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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 Cg= α Pg A 37°C: αCO2 = 0.032 αO2 = 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.

31 97% legato all’Hb O2 Letto capillare sangue 0,3 mL di O2in 100 mL 3% sciolto nel plasma (legge di Henry) CO2 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

32 LO STATO SOLIDO

33 Proprietà dei liquidi:
LO STATO LIQUIDO Proprietà dei liquidi: Azione come solventi Viscosità Tensione superficiale Pressione (o tensione) di vapore La dissoluzione di un composto solido comporta la demolizione dell’edificio cristallino; La dissoluzione avviene solo in quei solventi in cui l’energia liberata nell’interazione tra ione-solvente (SOLVATAZIONE) è maggiore dell’energia di reticolazione Viscosità: Proprietà di un fluido che descrive la resistenza a fluire. La viscosità è tanto più alta, quanto più sono forti le interazioni molecolari: essa dipende però anche dalla forma e dalle dimensioni delle molecole Tensione superficiale: è la forza che intercorre tra le molecole di liquido che fan si che il liquido si racchiuda a goccia sferica Tensione di vapore: Misura la tendenza di un liquido ad evaporare a qualunque temperatura; da questa proprietà dipende direttamente la proprietà fisica della T di ebolizzione.

34 LE SOLUZIONI Gassose, solide o liquide
Stato della soluzione Stato del solvente Stato del soluto Esempio Gas aria Liquido Ossigeno nell’acqua Alcool i acqua Solido Sale in acqua Idrogeno nel platino Mercurio nell’argento 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 NORMALITA’ (N) Normalità = = n (eq) L di soluzione gr di soluto Peso equivalente 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+ + SO42- 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) Come si esprime? 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 In termini qualitativi si usano termini come Diluito concentrato MOLARITA’ (M) Molarità = Moli di soluto L di soluzione = gr di soluto PM soluto Il glucosio ha una concentrazione plasmatica in condizioni non patologiche di 5 x 10-3 M, ovvero 5 mM….quanto è la concentrazione se dovessimo esprimerla come percentuale peso/volume? 5 mmoli in 1 L = 0,005 moli in 1L devo calcolare a quanti grammi coorispondono: 0,005 x 180 = 0,9 gr/L= 0,9 mg/mL= 90mg/100 mL Molarità e normalità possono essere messe in relazione: N (eq/L) = M x Valenza Cl- nel siero mEq/L mmol/L ....altre basate sul numero di moli…

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. I sali di sodio o magnesio sono solfati, citrati, o fosfati che hanno appunto questa azione.
Lattulosio e Lattitolo sono zuccheri che agiscono da profarmaci, la flora batterica intestinale li metabolizza con liberazione di acidi (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